Química - El Postulante.pdf

COLECCIÓN EL POSTULANTE

Q UÍ U ÍM M I CA CA


Q UÍ U ÍM M I CA CA


QUÍMICA

Editorial

Q u Im i c a C o l e c c i ó n El P o s t u l a n t e S a lv a d o r T i m o te o V a l e n tí n

© Salvado r Timoteo Valentín, 2007 © Editorial San Marc os E. I. R. L., edito r Jr. Dávalos Lissón 135, Lima, Lima, Lima Teléfono: 331-1522 RUC: 20260100808 E-mail: [email protected] Diseño de portada: Miguel Bendezú Com posición de interiores: Blanca Llanos Responsable de edición: Alex Cubas Primera edición: 2007 Segunda edición: 2013 Primera reimpresión: diciembre 2015 Tiraje: 300 ejemplares Hecho el depósito legal en la Biblioteca Nacional del Perú N.° 2015-18630 ISBN: 978-612-302-952-4 Registro de Proyecto Editorial N.° 31501 001501 438 Prohibida la reproducción total o parcial de esta obra, sin previa autorización escrita del autor y el editor. Impreso en el Perú / Printed in Perú Pedidos: Av. D ávalo s Lis só n 135, Lima Teléfono: 433-7611 E-mail'. [email protected] www.editorialsanmarcos.com Impresión: Editorial San Marcos de Aníbal Jesús Paredes G alván Av. Las Lom as 16 00 , Urb. M angom arc a, San Juan de Lurigancho, Lim a, Lin RUC:10090984344 Marzo 2016

ÍNDICE

Teoría atómica ......................................................................................................................................................

9

Tabla periódica ...........................

23

Enlace quím ico .....................................................................................................................................................

32

Nomenclatura inorgánica ....................................................................................................................................

38

Reacciones químicas ..........................................................................................................................................

50

Unidades químicas de masa-Co mpos ición centesimal-Determinación de fórmulas .........................

58

Estequiometria.....................................................................................................................................................

66

Estado gaseos o ....................................................................................................................................................

70

Soluciones..............................................................................................................................................................

77

Cinética química - Equilibrio qu ím ico ...............................................................................................................

86

Ac idos y b a s e s .....................................................................................................................................................

95

Elec tro qu ím ica -P ila s ele ctr oq uím icas .............................................................................................................

99

Química orgánica .................................................................................................................................................

107

PRESENTACIÓN Editorial San Marcos presenta al público la Colección El Postulante, elaborada íntegramente pensando en las necesidades académicas 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 temas requeridos por los prospectos de admisión, los cuales son desarrollados didácticamente, con teoría ejemplificada y ejercicios propuestos y resueltos, de alto grado de dificultad, con los cuales se busca dotar a los jóvenes de los conocimientos básicos necesarios para enfrentar no solo los diversos exámenes de admisión, sino afianzar los saberes de su formación escolar y alcanzar una formación 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 mejores academias de nuestro país, quienes han entregado lo mejor de su experiencia y conocimientos en el desarrollo de los contenidos.

- E L E D IT O R -

TEORÍA ATÓMICA siglo XVII. En este siglo muchos científi cos corroboraron las ideas de Demócrito y rechazaron las ideas de Aristóteles, es decir, aceptaron la existencia del átomo; entre estos científicos tenemos a Boyle, Gassendi, Newton, etc.

MODELOS ATÓMICOS Las primeras ideas acerca de la estructura de la materia fueron dadas a conocer hace aproxima damente unos 500 años a. C. por filósofos de la antigua Grecia quienes ansiosos del saber, viaja ron por los centros de culturas del Medio Oriente y obtuvieron mucha información al respecto. Luego, al final, por discusión y deducción procedieron a armar 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 Anaximedes Heráclito Empédocles

► ---------► ► --------- ► --------

agua aire fuego de agua, aire, fuego y tierra

Posteriormente, en la Edad Media princi palmente, los alquimistas, antiguos perso najes precursores de los químicos moder nos, buscaron la piedra filosofal, la cual convertiría cualquier objeto que tocara en oro. Buscaban además la panacea que les proporcionaría la juventud y vida eterna.

Cuando estos elementos se unían lo hacían por fuerza de amor y se separaban por fuerza de odio. Demócríto y Leucipo. El concepto atómi co de la materia aparece cuando el filósofo griego Leucipo (Leucipo significa el maes tro) afirmaba que todo cuerpo está forma do por pequeñas partículas indivisibles e impenetrables a quienes llamó átomos. De esta manera se inicia la teoría atomista que fundamenta 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. •

II.

Entre los mode los atómico s de may or impor tancia tenemos al de: Joh n Da lton (1808). Nos da a conocer un mo delo atómico basándose en 4 postulados, de los cuales sólo uno de ellos actualmente es válido. 1. La mínima parte de la división de la ma teria es el átomo y se caracteriza por ser indestructible, indivisible e impenetrable (actualmen te falso).

A ristó te les . No aceptaba la existencia del átomo y se inclinó a favor de la teoría de Empédocles. Señalaba que la base mate rial era un agua primitiva y que luego se le daba una forma original de 4 elementos que se distinguían por sus características de caliente, frío, seco y húmedo.

2. Un eleme nto está forma do por átomo s si milares, especialmente de igual masa, ta maño y otra cualidad, pero defieren de los átomos de otros elementos (actualmente falso).

En aquellos tiempos las ideas de Aristóte les tuvieron prioridad sobre otras ideas y por ese motivo se mantuvo en silencio la existencia del átomo hasta mediados del

3. Por más violenta que sea una reacción química el átomo permanece indestruc tible, indivisible e impenetrable (actual mente falso).

10

| C

olección

El Postulante

4. Una comb inación química es un reordenamiento de átomos en proporciones numé ricas simples (actu alm ente válido). •

Jos ep h Joh n Tho m son (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 Thomson, quien recibió el premio Nobel de Física en 1906. El átomo es una esfera compacta dentro de la cual se encuentran incrustados los electro nes, la carga positiva se distribuye homogé neamente a través de toda la esfera. A este modelo se le conoce como Budín de Pasas.

El experimento se denominó Pan de Oro; Rutherford bombardeó con partículas alfa a una lámina de oro y pudo obs ervar que la gran mayoría de estas partículas atravesaba la lá mina, mientras 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 modelo atómico. L á m in a d e A u

\~

S u s ta n c ia radiactiva

\)

xi

Cámara de Pb

Ra yos a

- j

/ " n A i

Ha,, •' \ _j¡F Pantalla con ZnS

El modelo atómico de Rutherford presenta las siguientes características:

Pe rrín - Na go aka (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 mayores explicacio nes como para descartar dicho modelo; luego cuando se descubre el núcleo atómico, queda desechado definitivamente el m odelo atómico de Thomson. •

Ern es t R uth erfo 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 experimento 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.

1. Considera al átomo como un sis tem a pla  netario en miniatura. 2. El átomo posee un núcleo diminuto y po sitivo, donde se concentra casi la totalidad de su masa (99,99%). 3. Los electrones giran alrede dor del núcleo en órbitas circulares y concéntricas. 4. El diáme tro del átomo es 10 - 1 0 m. 5. El diám etro del núc leo es 1CT1 4 m. Niels Bohr (1913). Conservó la representa ción del modelo de Rutherford y explicó las deficiencias que este tenía a base de los si guientes postulados:

Primer postulado: 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 movimiento circular.

Q

Segundo postulado: un electrón no puede estar en cualquier lugar, sólo en lugares con valores específicos de energía. Tercer postulado: el electrón gira en órbitas de energía estacionaria (constante), esta no se emite ni se absorbe.

|

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 NÚCLEO Contiene: 4 protones © 5 neutrones %

Cuarto postulado: el electrón sólo emite energía cuando se acerca al núcleo y absorbe energía cuando se aleja de él. El modelo atómico propuesto por Bohr, sólo es válido para el átomo de hidrógeno o aque llos átomos que tienen un solo electrón. Bohr-Sommerfield (1913). Arnold Sommerfield completó el modelo atómico de Bohr formulando la existencia de los subniveles de energía. Sostuvo también que los electrones además de seguir órbitas circulares seguían también órbitas elípticas.

uímica

ZONA EXTRANUCLEAR (Contiene 4 electrones ©)

m n+ k 1836 m. CARACTERISTICAS DE LAS PARTICULAS FUNDAMENTALES Partícula

Símbolo

Electrón

e~

9,11 x10 31

Protón

P+ n°

1,675x10-27

Neutrón

Masa(kg)

Carga(C)

Descubridor

—1,6 x1 (f19 Thomson 1,672x10-27 + 1,6x10-19 Rutherford 0

Chadwick

Núm ero a tóm ico (Z). Representa la carga nuclear relativa de un átomo. Cada elemento posee un nú mero atómico característico que lo diferencia del resto de elementos. Mo delo ató m ico actua l. El átomo actual es representado como un sistema energético en equilibrio constituido por una parte central donde prácticamente se concentra toda su masa, llamada núcleo y una región de espa cio exterior llamada nube electrónica donde existe la máxima probabilidad de encontrar electrones. PARTES DEL ÁTOMO Nú 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°) llamados nucleones fun damentales. Tiene carga positiva, es muy pe queño y pesado. •

Zon a extran uclea r. Constituye el 99,99% del volumen atómico donde se encuentran los electrones en ciertos estados de energía

Z = p+

Z < > Carga nuclear

Ejemplos: Cl —>(Z = 17) p+ = 17

K —> (Z = 19) p+ = 19

Número de masa (A). Indica la cantidad de nu cleones fundamentales de un átomo. Para nom brar a un átomo se utiliza el número de masa. A = Z + n°

A < > Nu cleo ne s f un da men tales

Ejemplos: C —►(A = 12) p+ = 6 n° = 6

C —>(A = 14) P+ = 6

12

| C

El Postulante

olección

El carbono tiene 1 2 nucleones Carbono -12

El carbono tiene 14 nucleones Carbono -14

2. Los isótopos del hidrógeno son:

Representación Nombre

ION

Partículas fundamentales

Un ion se genera por ganancia o pérdida de elec trones. El átomo se cargará positivamente si pierde electrones y negativamente si los gana.

Principal compuesto

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. Átom o neutro : p+ = e

b.

Z

0,018%

0,002%

P+ = 1

p+ = 1

P+ = 1

e~ = 1

e = 1

e~ = 1

n° = 0

n° = 1

n° = 2

H20 (HOH) Agua común

D20 (DOD) Agua pesada

T20 (TOT) Agua hiperpesada

Isóbaros -------

X

!|Mn

E

p+= 24 0 ° = 31

N

e“ = Z - X

p+= 25 n° = 30

Cantidad de nucleones: 55

X < > carga iónica

Cantidad de nucleones: 55

Isótonos: son átomos de diferentes elemen tos que tienen el mismo número de neutrones.

TIPOS DE ÁTOMOS a.

99,98%

Isóbaros: son átomos de elementos diferen tes, que presentan igual número de masa.

REPRESENTACION DE UN ATOMO A

iH

Protio (H) Deuterio (D) Tritio (T)

Abundancia

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.

i H

?H

Isó top os o hílido s. Son átomos de un mis mo elemento que presentan igual número atómico (Z) y diferente número de masa, es decir, diferente cantidad de neutrones. No todos los elementos tienen isótopos na turales.

- Isótonos 54 F p

52pr

n° = 28

n = 28

26' e

24^'

Ejemplos: 1.

PRINCIPIOS EN LOS QUE SE BASA LA TEORIA ATÓMICA MODERNA

Los isótopos del carbono son: N om 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

Isó to po 12

1.

P rinc ipio du al de la m ateria (1924). Fue propuesto por Louis de Broglie y sostiene que los cuerpos materiales que viajan a una cierta velocidad poseen un carácter dual: propiedad de partícula (propiedad mecánica) y propiedad de onda. Estas ondas no viajan a la velocidad de la luz.

Q

uímica

|

13

ESTRUCTURA DE LA NUBE ELECTRÓNICA

k = -Ümv

1. longitud de onda h: constante de Planck = 6 ,63x 10-34 J.s = 6.63.1CT27 erg.s v: velocidad, m: masa

Su bn ive l de en erg ía (G). Con tiene a los elec trones que tienen la misma energía. Tipo

e

Forma orbital

0

Esférica

Representación

mv: cantidad de movimiento Sharp

Ejemplo: Calcular la longitud asociada a una pelota cuya velocidad es de 60 m/s y una masa de 2

x

1 0 -2

J f~ y

v= 60 m/s; m = h A, = — = mv

2

x

10

“2kg

6,63 x 10

-3 4 — 1-------------------(2

x

10

) (60)

Principal (P)

Princ ipio de ince rtidu m bre (1927). Fue propuesto por Werner Heisenberg y sostiene que es imposible determinar con exactitud la velocidad y la posición del electrón en forma simultánea. Estados cua ntizados deenergía. 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 emitir o absorber valores esp ecífi cos de energía.

ORBITAL 0 REEMPE Es la región del espacio atómico en donde existe la máxima probabilidad de encontrar al electrón. Un orbital puede contener a lo más dos electrones. Clases de orbitales: [ñ

Orbital lleno ( 2 electrones apareados)

□

Orbital semilleno ( 1 electrón desapareado) Orbital vacío

1

Px

Dilobular

. . , n _ 34 = 5 , 5 x 1 0 4 4 m

Py

Pz

Difuso (d)

Fundamental

3.

J f"

kg.

Resolución:

2,

(s)

(0

2

Tetralobular

3

Octolobular

n { X í

Número de electrones por subnivel = 4

C + 2

Número máximo de orbitales por subnivel = 2 C + 1

Ejemplo: Subnivel (4)

Número máximo de orbitales

Número máximo de electrones

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

14

| C o l e c c i ó n E l Po s t u l a n t e

Niveles de energía (n). Contiene a los elec trones con semejante alejamiento máximo promedio respecto al núcleo. Notación cuántica (n)

1 2

3

4

5

6

7...

M

N

0

P

Q...

2

2 orbitales llenos 1 orbital sem illeno 4 electrones apareados 1 electrón desapareado

p5

Notación espectroscópica

K

L

4 f9 6

© Núcleo

'

Ejemplos: Número de subniveles

Número máximo de orbitales

1

1 (s)

1 (1 s)

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)

REGLA DE HUND Se le conoce con el nombre de el principio de la máx ima m ultip licida 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.

-A

. Núm ero de electrones contenidos

2p‘ (n)

7 *

□

□

□

□

□

□

□

□

□

□

s’ Q

NUMEROS CUANTICOS

Número de electrones por nivel = 2n Número máximo de orbitales por nivel = n2 Número de subniveles por nivel = n

Nivel _

□

] Aumenta la energía 1

Nivel

□

6d2

Subnivel (C )

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 ordenamiento electró nico de cualquier átomo denom inado configuración electrónica. Los tres primeros números cuánticos fueron Intro ducidos para dar solución a la denominada ecua ción de onda. El número cuántico ms de spin fue asociado al electrón en forma independiente por Goudsmlt y Uhlenbeck, siendo obtenido en forma experimental por Stern y Gerlach. Características de los números cuánticos \

Número Spin N^cuántico Principal Secundario Magnético electrónico 0 Azimutal (*) CaracterisN.

Símbolo

n

Valores permitidos

1; 2; 3; 4; 5; 6; 7;...

0; 1; 2; 3; ...(n-1)

Número de valores

Teórica mente infinito

n

Describe para el orbital

Tamaño

Forma

Determina para Nivel de el electrón energía

G

Subnivel de energía

m£

ms

—G ; 0; .. .+ G,

V x . i | + J 5 o N r

2G+ 1

2

Orientación No está asociado espacial Sentido de Orbital (REEMPE) giro alre dedor de su eje propio.

Q

(*)

t: también se llama núme ro cuántico de mo mento angular.

]

uímica

15

Según su energía: 4s < 3dxy = 3 d2 2 < 6 pz degenerados

n ny G n, G y m¡ n, G, m( y ms

—> —* —> —>

Determina el nivel Dete rmin an el subn ivel Determinan el orbital Determinan al electrón

Principio de exclusión 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)

Energía relativa (ER). La energía asociada a las regiones orbitales depende de la suma de los nú meros cuánticos principal y azimutal. ER = n + G Propiedades A men or ene rgía relativa , may or estabilidad de los orbitales atómicos. Los orbitales de un mismo subnivel son de generados porque tienen la misma energía relativa. Si dos o más orbitales presentan igual suma n + G, ento nce s su ene rgía a um enta en el or den creciente de n. Ejemplo Ordenar de mayor a m enor estabilidad: Orbital

n

G

3dxy

3

2

5

4s

4

0

4

n + G

pz

6

1

7

3dz2

3

2

5

6

Según su estabilidad: 4s > 3dxy = 3 d z 2 >

6

pz

degenerados

Una especie es paramagnética si presenta orbita les semillenos. Si no los tiene es diamagnética. DISTRIBUCIÓN ELECTRÓNICA Consiste en ordenar a los electrones de un siste ma atómico de acuerdo al principio de formación de AUFBAU (el verbo alemán Aufba ue n 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

7

Capas

K

L

M

N

0

P

Q

S2

S2

S2 s2- - s 2 I S is ' T 7 P6 /

S U N I V E L E S Número, máximo de electrones por nivel

■ /

\ / f14

2

8

18

32

'Y' Niveles completos Capacidad máxima

2

8

18

S2 V > 6

s c ¡ r

d10

V 32

18

8

V Niveles incompletos 32

50

72

98

1s2 1s22p6 3s23p6 4s23d103p6 5s24d 105p6 6s24f145p106p6 7s25 f46p107p6 [He]

[Ne]

[Ar]

[Kr]

[Xe]

[Rn]

Ejemplos: Realizar la distribución electrónica del azufre (Z = 16) Nivel

1

2

3

Contiene 3 niveles

1s22s22p6 3s23p4

I Subnivel s2_ s 2

s2 Contiene 5 subniveles P6 ^ P 4

I

[He] [Ne] — [Ne]3s23p4

16

| C

olección

El Postulante

Cantidad de niveles

3

Cantidad de niveles

5

Cantidad de subniveles

5


10

Cantidad de orbitales llenos

7


18

Cantidad de orbitales semillenos

2


6

Realizar 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 elemento de transición inter na en la Tabla Periódica la distribución elec trónica de un elemento no debe terminar en un subnivel f. Si esto ocurriese un electrón del subnivel f pasará al siguiente subnivel d. Realizar la distribución electrónica del Gd (Z = 64) 1s2|2 s 2 2p6|3s 2 3p6j4 s 2 3d104p6j5 s 24d105p6j6s :

He]

1 s2 j 2s2 2p 6 1 3s2 3p6 1 4s® 3d 10 -[ H e ]

[Ne]

[Ne]

[Ar]

[Kr]

[Xe]

— [Xe] 6s24f75d1

[Ar]

[Ar]4s13d10

Cantidad de niveles

6


14

Cantidad de niveles

4


28


7


8


14


1

Realizar la distribución electrónica del Mo(Z = 42) Nivel

1

2

3

4

5

Contiene 5 niveles

Subnivel

s2^

s2

s2

s2

s2


\ / \ ^ / / p6 x y y V o

y

Para realizar la distribución electrón ica de un anión se procede así: 1. Se determ ina la cantidad de electrone s del anión. 2. Se realiza la configura ción electrónica. Realizar la distribución electrónica del sO Nivel

1

2

Contiene 2 niveles

Subnivel

s2 —

s2 i

3 subniveles

1

s

2

s

2

p

1

I

[He]

[Ne]

-[Ne]

P6

1s2 1 2s2 2p6j3 s 2 3p6 j 4s2 3d10 4p e 1 5s14d5 [He]

[Ne]

— [Kr]5s14d5

[Ar]

[Kr]

Para realizar la distribución de un catión se procede así: 1. Se hace la configura ción electrónica del átomo neutro. 2. Se quitan los electrone s del último nivel.

Q

Realizar la distribución electrónica del 1

Nivel

2

3

4

2 2 Ti + 2

2.

Contiene 4

Subnivel

S2— S2

S2

S2


P6 /

a

[Ne]

[Ar]

3.

Realizar la distribución electrónica del 1

Nivel

2

3

4

2 6 Fe + 3

S2— . S2

S2

Contiene 7

Los rayos a se desvían hacia la placa ne gativa. II. Los rayos p se desvían ha cia la placa po sitiva III. Los rayos y no se desvían.

subniveles

Resolución:

Contiene 4

* y

ps

/

S2

^ y ¿ y

Los rayos a positivos se desvían al polo ne gativo; los rayos p negativos, se desvían al polo positivo; los rayos y no son des viados por campo s eléctricos. .-. I, II y III son ve rda deras.

v

1s2 1 2s2 2p6 j 3s2 3p6 j 4s° 3d5 [He]

[Ne]

Los rayos emitidos por una fuente radiactiva pueden desviarse por un campo eléctrico. ¿Cuál de las siguientes sentencias, es (son) verdad era (s)? (a, alfa; p, beta; y, gamm a) I.

niveles Subnivel

[Ar]

4.

Se ñale lo falso: I.

— [Ar]4s° 3d5 ó [Ar] 3d5

II. III. IV.

EJERCICIOS RESUELTOS

1.

¿Cuá ntos y qué tipos de isótopos o partículas deberla perder el núcleo del ner

222

Su carga e s -1 . Su carga e s +1. Su masa es 1. Son partículas de masa muy pequeña. Son radiaciones electrom agnéticas.

Los rayos gamma (y) son radiaciones electro magnéticas que no poseen carga eléctrica. Rpta.: V

— [Ar]4s° 3d2 ó [Ar] 3d2

•

17

Resolución:

1s2 j 2 s2 2p 6 1 3s2 3p6 1 4s° 3d2 [He]

|

¿Cuál de las siguientes propieda des corres ponde a las radiaciones gamma (y)? I. II. III. IV. V.

niveles

uímica

2 g2U

para obte

V.

La energía liberada en la fusión nuclear es may or que la de la fisión nuclear. Las partícu las a ionizan las moléculas ga seosas quitándoles sus electrones. Los rayos X se producen por la captura K. Las fuerzas nucleares son las más débiles del universo. La emisión de un positrón se produce según:

Rn ?

¿X -

z A Y + +i P

Resolución:

Resolución:

Formando la reacción:

- * 2 ° ,p + 2 ¡ 4 Pu 238

En el núcleo atómico se dice que están con centradas las fuerzas más grandes del uni verso. Rpta.: IV

18

| C

El Postulante

5.

¿Cuá ntos elem entos tienen 4 subniveles p completam ente llenos?

olección

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: jjz + j a —* 19g Au + (jn

1s22s22p6 3s2 3p6 4s23d104p6 5s24d10 5p6 6s24f145d10 6p5

L —j _ _ _t 1 elemento

31 elementos

El total de elementos es 32 6

.

Por bala nce: a + 4 = 198 => a = 194 b + 2 = 79 => b = 77 luego: a + b = 194 + 77 = 271

í

Calcu lar la cantidad de ergios que pueden transportar un fotón de coloración roja.

10. Si un e“ posee el núme ro cuántico magnético igual a - 3. ¿Cuál es el menor nivel de ener gía que puede ocupar? Resolución:

Para m( = -3 , el men or valor de í que lo puede contener es t = 3; entonces el meno r valor de n que puede contener a C= 3 es 4.

Resolución:

^ , para la luz roja: X = 7000 A

Como: Motón

he

f

Efotón = (6 ,6 3x 1 0

-27 J

Efotón = 2,84x10

)

3 X 1 0 10 7000x10" |jJE R CIC IO S PROPUESTOS T |

1 2 erg

Hallar la energía de un fotón cuya longitud de

1.

onda es 6 x1 0 “ 2 A.

a) Los protones determinan la carga eléctrica nuclear. b) La nube electrónica es el espa cio prácti camente vacío del átomo ocupado por los electrones. c) Los protones y neutrones determina n la masa de un átomo. d) Los protones, neutrones y electrones son las únicas partículas subatómicas. 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.

Resolución:

c _ hc Como: Motón — y Efotón = (6 ,6 3 x 1 0 " 27) ( ^ X 21° ; n\ 6 x 10 x 1 0" Efotón = 3 ,3 15 x1 0 “ 7 erg 8

.

¿Qué núclido se producirá por emisión de una partícula P“ del núclido de uranio 235: [23;í uj? 2 3 6 U- 2 3 5 No

92

’

93

P’

2 3 5 Pa- 2 3 9 Pu' 2 3 1 Th

91

94 r U ’

90

2.

Resolución:

Si un átom o emite una radiación p“ , se dice que un neutrón se transmuta a protón, au mentando el número atómico. 235 92 U ^ P + ^ N p

9.

Sobre el mod elo atóm ico actual, señale la afir mación incorrecta:

Un isótopo § Z es bom bardeado con partícu las a originándose la reacción:

Seña le la verdad o falsedad de las siguientes proposiciones: I. Un átomo eléctricamen te neutro tiene la misma cantidad de protones y electrones. II. El núme ro atómico sólo indica la cantidad de protones y neutrones de un átomo. III. Conoc iendo 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 núme ro 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". Determine el número atómico y número de masa, respectivamente. b) 46 y 46 d) 60 y 92

¿Cu áles de las siguientes propos iciones son correctas: I. Un átomo con núme ro de masa 24 y nú mero atómico 1 1 tiene 13 n°. II. Un átomo con 16 p + y 16 n° tiene núm ero de masa 32. III. El átom o con 26 p + y 23 e~ tiene n úme ro atómico 26. a) So lo I d) II y III

6

.

.

b) e)

39 30

c) 36

Los números de masa de dos átomos suman 96, y sus neutrones suman 54. Hallar el nú mero atómico m ayor si uno de los átomos tie ne 1 0 protones más que el otro. a) 16 d) 27

8

c) I y III

El núme ro de masa de un átom o exced e 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

b) e)

2 2

c) 26

32

Sobre los isótopos de un elemento, señale la proposición que no se cumple: a) Tienen la mism a posición en la tabla perió dica. b) Tienen igual número de protones. c) Algun os son radiactivos.

|

19

d) Uno de los isótopos del hidrógeno no tie nen neutrones. e) Cada elemen to tiene 3 isótopos. 9.

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)VF V

uímica

Un átomo Q es isóbaro con el átom o 4 8 C d 1 1 2 e isótono con el átomo 5 0 Sn118. Determine el número atómico Q. a) d)

68

48

b)64 e)44

d) 50

10. Dos átomo s que son isóbaros tienen núme  ros atómicos consecutivos y sus números de masa suman 80. Si el átomo de menor núme ro atómico tiene 2 2 neutrones; hallar el núme ro atómico del otro átomo. a) d) 11.

18 2 1

b) 19 e) 2 2

c)

20

Aqu ellos átomos diferentes que tienen igual n ú m e r o ......................................... , pero diferente número ...................... son denominados isó baros. a) atóm ico - de masa b) de neutrones - atómico c) de masa - atómico d) de neutrone s - de masa e) atóm ico - de neutrones

12. Para un átomo, el número atómico y el núm e ro de neutrones están en la relación de 2 a 3. Determinar su número atómico si su número de masa es 135. a) 27 d) 62

b) 52 e) 78

c) 54

13. Para los siguien tes iones: 5 5 .. +7 25Mn

31 .. _3 15Mn

señale la alternativa que no se cumple: a) El catión tiene 25 protones. b) El anión tiene 16 neutrones. 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 olección El Postulante

número atómico 16. ¿Cuál es el número ató mico del ion positivo? a) 14 d) 2 0

b) e)

. 2 . 3. 4. 1

16 c) 18 2 2

d d d e

5. 6 . 7. 8 .

e d c e

9. 1 0 . 1 1 . 1 2 .

e b c c

13. 14. 15. 16.

17. 18. 19. 2 0 .

d d d b

d c d 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 neutrones del átomo R. a) 24 d) 30 16. El átom o

b)26 e)32 33

c) 28

["EJE RCIC IOS PROPUESTOS 2~ l

1.

I.

El núme ro atóm ico siem pre indica el nú mero de electrones. II. Un elemento, generalmente, está formad o por 2 o más tipos de átomos. III. La nube electrónica (electrósfera ) determ i na las propiedades químicas de un átomo. IV. El electrón del plomo es más pesa do que el del hidrógeno. Son correctas:

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

17. Se tiene ias siguiente s especies químicas: 40 y. 40 y - 45 q + 3. 46 n 18 A ’ 20 T> 21U ’ 22

a) Toda s d) I, II

señale la alternativa incorrecta: a) b) c) d) e)

2.

X, Y son isóbaros X, Q + 3 sin isoelectrónicos Q, R son isótonos Y, Q son isótopos Y, R no son isóba ros

13 3

c) 131

b)36 e)78

a) d)

28 32

b)30 e)35

c) 31

c) W W

La notación 3p 6 significa: a) 3 e~ en el 6 .° nivel de en ergía y subniv el p. b) 6 e“ en el subnivel p del tercer nivel de energía. c) 3 e “ en el subnivel p del 6 .° nivel. d) 6 e ' d esap aread os en el 3er nivel. e) 3 pares electrón icos en el nivel 6 .

4.

Determinar el mínimo y máximo número de electrones que tiene un átomo que posee 4 capas energéticas.

c) 42

20. La suma de electrone s de los iones E+ 3 y M “ 1 es 28. Hallar la suma de electrones de los io nes E- 2 y M+1.

b) W V F e) FFFF

3.

19. El ión X ' 3 tiene 36 electrones y 42 neutrones. Determine su número de masa. a) 33 d) 75

Con respecto a la zona extranuclear, Indica verdadero (V) o falso (F) según corresponda:

a) F V W d) FW F

C s . Determine el número de b) 1 2 2 e)141

c) II, III

Un orbital principal contiene como máxim o 6 electrones. II. Un subnivel difuso puede con tener 8 elec trones. III. En el nivel 3 hay 3 subn iveles. IV. El orbital p tiene form a esférica.

masa del ion. a) 1 1 2 d) 133

b) I, IV e) II, IV

I.

18. Un ion penta positivo es isoelec trónico con un átomo neutro de número atóm ico 48 e isótono con el átomo

Dadas las siguiente s proposiciones:

a) d)

19 y 30 18 y 36

b) 19 y 36 e) 10 y 36

c) 19 y 40

Q

5.

Un átom o X posee 14 electrone s 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 s 2 2 p 6 b) 1s 2 2 s 2 2 p 6 3s 2 3p 1 c) 1 s2 2 s 2 2 p 3 d) 1 s2 2 s 2 2 p 1 e) 1s 2 2 s 2 2 p 6 3s 2 3p 6 4 s 1

7.

a) 17 d) 47 8

.

b) 27 e) 57

Si tenem os el elem ento

c)37

según la distri

bución de electrones de los orbitales: s, p, d y f. Hallar cuáles son los dos últimos términos de la distribución. a) 4s 2 3d 7 d) 4p 6 5s 2 9.

b) 4p 6 5d 7 e) 4p 6 5s 1

c) 3d 1 0 4p 6

a) 48 e~ d) 53 e~

b) 50 ee) 45 e~

c) 56 e~

10. La configuración electrónica de un átomo neu tro en su estado basal es: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 2 A pa rtir de esta única inform ac ión de duzca en el orden respectivo: I. Núm ero de electrones no apareados. II. Núm ero de electron es en la capa de va lencia. III. Número atómico. a) 4; 4; 14 d) 3; 6 ; 2 8

b) 2; 4; 14 e)4 ;8;1 4

a) 4s d) 2p

c) 3; 2; 14

21

b) 3p e) 4p

c) 3d

12. ¿Cuál es el núm ero de protones de un átomo que posee 5 electrones en su cuarto nivel de energía? b) 33 e) 40

c) 35

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. Además es isóbaro con el átomo 6 6 R. Determinar la confi guración electrónica del átomo E. a) [Ar] 4s 2 3d 9

b) [Ar] 4s 2 3d ) 0

c) [Kr] 5s 2 4d 1 0

d ) [ K r ] 5 s 2 4d 9

e) [Ar] 4s 1 3d 10 14. Considerando el número máximo de electro nes de un átomo E, determinar la carga nu clear de dicho átomo que solamente posee 4 orbitales saturados en la capa N. a) 41 d) 47

Hallar el núme ro máx imo de electrone s para que un átomo tenga 3 subniveles p llenos y 10 electrones s.

|

11. Dos isótopos tienen por núm ero de neutrones 18 y 20 respectivamente. Si la suma de sus números de masa es 72, ¿cuál será el nivel y orbital en el que se encuentra su electrón de mayor energía?

a) 31 d) 37

Un ion tripo sitivo E + 3 presenta 16 orbitales lle nos. ¿Qué número atómico posee?

uímica

b) 43 e ) 51

c)45

15. ¿Cuá ntos orbitales semillenos tiene un átomo, sabiendo que su número de masa es 2 0 0 y la semidiferencia entre la cantidad de neutrones y protones es 60. a) 3 d) 2

b) 5 e) 1

c) 4

16. La sum a del número de masa y el número atómico de un elemento 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 d esaparea dos y 2 apareados. Si la cantidad de neutrones equivale a los 5/3 de

22

| C

olección

El Postulante

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. ¿Cuá ntos protones tiene un átomo como mí nimo, si posee 4 subniveles p com pletamente 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 elemento es: a) Zr (Z = 40) c) Ag (Z = 47) e) Cs (Z = 55) . 2 . 3. 4. 1

c d b b

5. 6 . 7. 8 .

c b c e

b) Cl( Z = 17) d) Au(Z = 49)

9. 10 . 1 1 . 1 2 .

d b b b

13. 14. 15. 16.

e b d e

17. 18. 19. 2 0 .

b d d a

TABLA PERIÓDICA Los químicos han agrupado a los elementos quí micos en grupos o familias y los han ordenado en una tabla llamada Tabla Periódica de los elem entos 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 elementos metálicos que no metálicos. Los mis mos elementos que hay en la Tierra existen en otros planetas del Universo.

■EKA - aluminio (galio)

La tabla de Mendeléiev 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 elementos me tálicos y no metálicos, los elementos tenían una sola valencia.

Dóbe reiner (1817). Ag ru pa a los elem en tos conocidos en grupos de 3 en 3 a los cuales llamó tríadas. Sea la tríada: K Li Na A = 39 A = 7 A = 23 Tienen propiedades químicas semejantes.

•

Chancou rtois (1862). Plantea que los ele mentos deberían estar ordenados en forma de espiral (helicoidal) de acuerdo al orden de creciente de sus m asas atómicas.

•

New lands (1865). Ag ru pa a los elem en tos co  nocidos en grupos de 7 en 7, donde el primer elemento de una octava tiene propiedades químicas similares al octavo elemento de una segunda octava. Sean las octavas: ( ü ) Be B C

( n ) o F: 1.a octava

Tienen propiedades similares (Na) Mg Al Si ( p ) S Cl: 2.a octava •

Men deléiev (1869): ordena a los elementos conocidos de acuerdo al orden creciente a sus masas atómicas; observa que sus pro piedades físicas y químicas dependían de sus masas atómicas (ley periódica antigua); se distribuyó los elementos en una tabla de

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 Mose ley luego de realizar trabajos con los rayos X. •

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 forma larga tiene 16 grupos ( 8 grupos A y 8 grupos B).

Características básicas de la tabla periódica Metales: Representan el 80% del total de los elementos. Son buenos conductores del calor y la electri cidad, que disminuye 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 temperatura ambiente (25°C) excepto el Hg.

24

| C

olección

El Postulante

Son reductores (se oxidan), es decir, pierden electrones con facilidad. No metales: Son malos conductores del calor y electrici dad, excepto el grafito (especie alotrópica del carbono). Tienen punto de fusión más bajo que los me tales. Son bue nos aislantes térmicos. Son oxidantes (se reducen), es decir, ganan electrones. Existen no metales sólidos, líquidos y gases.

El único elemento que se puede absorber en forma pura es el oxígeno. Existen 90 elementos químicos en la natu raleza de los 92 primeros con excepción del tecnecio (Z = 43) y el prometió (Z = 61). El He; Ne; Ar, Kr; Xe; Rn son gases monoató micos. El H2; 0 2; N2; F2 y Cl 2 son gases diatómicos. Existen dos elementos líquidos: el mercurio (metal) y el bromo (no metal). REGLAS BÁSICAS DE UBICACIÓN EN LA TABLA PERIÓDICA ACTUAL 1.

Periodo. Son siete filas horizontales señala das con números arábigos (1; 2; 3; 4; 5; 6 y 7). Se cumple: Periodo = Número de niveles Ejemplo: 15

P: [Ne]3s 2 3p 1

26

Mn:[Ar]4s2 3d 5

t Semimetales o metaloides. Poseen ciertas pro piedades físicas intermedias de los metales y no metales, especialmente la conductividad eléctrica a temperatura ambiente; la conductividad es baja pero conforme aumenta la temperatura su conduc tividad aumenta, por lo que se emplea en la fabri cación de transistores. Estos elementos son:

f

Tiene 3 niveles 3,er periodo 2.

Tiene 4 niveles 4 ° período

Bloques. Está determ inado p or 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 elementos en la naturaleza: El elemento más abundante en el universo es el hidrógeno. El elemento más abundante en la atmósfera es el nitrógeno. El elemento metálico más abundante en la corteza terrestre es el aluminio El elemento no metálico más abundante en la corteza terrestre es el oxígeno.

Ejemplo: 16

S: [Ne] 3s 2 3p 4

t termina en p, eleme nto representativo. 26

Fe: [Ar] 4s 2 3d 6

t termina en d, elemento de transición.

----------------------------------------------------------------------------

3.

Grupos. Es la secuencia vertical de los ele mentos que generalmente tienen propiedades químicas semejantes.

a.

Subgrupo A. Son los elementos donde su distribución electrónica termina en los subniveles s o p; también se les llama elementos representativos.

|

•

El grupo IB termina su configu ración elec trónica en d 9 pero es inestable; para lo grar su estabilidad, 1 e~ del último s pasa al subnive l d: ns1(n - 1 )d10.

I

•

El grupo VIB termina su configuración electrónica en d4 pero es Inestable; para lograr su estabilidad, 1 e~ del último s pasa al subnive l d: ns1(n - 1 )d5.

•

El grupo VIIIB: contiene a las notaciones d6, d7, d8, es decir, tiene 3 columnas.

•

El grup o IB: se le llama metale s nob les o de acuñación.

Ejemplos: 12

Mg: [Ne] 3s 2

tiene 2e~ de valencia => HA (metal alcalino térreo).

•

34

Na K

Rb Cs Fr

I

ns1

Alcalinos

II

ns2

Alcalinos térreos

III

ns2np1 Boroides o térreos

B

Al

Ga In 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

VII

ns2np5 Halógenos

F

Cl

Br I

VIII

ns2np6 Gases nobles

He* Ne Ar Kr Xe Rn

i

•

El grup o IIB: se le llama me tales puente.

¡ i

Zn, Cd, Hg •

El grupo VIIIB: se le llama familia del hie rro o elementos ferromagnéticos.

Be Mg Ca Sr Ba Ra

At

Fe, Co, Ni

c.

Subgrup os de tierras raras. Son los elemen tos donde su distribución electrónica termina en el subnivel f. Tamb ién se les llama elementos de transición interna; pertenecen al gru po IIIB y se dividen en dos series: Lantánldos:

* El helio termina en 1s2.

Subg rupo B. Son ios elementos donde su distribución electrónica termina en el subnivel d; también se les llama elementos de transición. N.° de electrones N.° de e Número del último + del subnivel de = d incompleto subnivel s grupo

Ac tín idos :

63

6

T ¡ : [Ar]

4 #

3 # -> IVB

/ / último nivel incompleto 5#

4 # — VB

/ / último nivel Incompleto

7.°: pe rio do de A c (Z = 89) a Lr (Z = 103).

Eu: [5 4 Xe] 6 s2 4 f 7 — Elemento de transición interna / °: periodo, serie lantánidos

Es inestable para lograr su estabilidad. 63

41N : [Kr]

.°: periodo de La (Z = 57) aLu (Z = 71). 6

Ejemplo:

Ejemplos: 22

25

Cu, Ag, Au

tiene 6e~ de valencia => VIA (anflgeno)

b.

;

Se: [Ar] 4s 2 3d 1 0 4p 4

L¡

uímica|

<=Ylo ia/:...................................................... „

Número de grupo = Número de e del último nivel

•

Q

Eu [5 4 Xe] 6 ^ 4 f « 5 d ^ ^ | l iB

/ / Ultimo Incompleto nivel completo

26

| C o l e c c i ó n El P o s t u l a n t e

El argón y criptón se usan para tubos de flash fotográfico. El xenón mezclado con el criptón también son usados para los tubos de flash fotográfico. El radón se usa en radioterapia de tejidos ca n cerosos.

Cuando la distribución electrónica termina en f entonces 1 e~ del subnivel f pasa al subnivel d.

FAMILIAS REPRESENTATIVAS Metales alcalinos (IA) Tienen un solo e~ en su última capa. No se encuentran libres en la naturaleza, son muy reactivos; se oxidan con suma facilidad. Se pueden obtener como metales puros me diante procesos electroquímicos a partir de sus sales, y luego se les conserva en líquidos apolares (queroseno) o dentro de una atmós fera inerte (sin oxígeno) Poseen baja densidad, son metales ligeros o livianos. Reaccionan con el agua violentamente. Metales alcalinos tórreos (HA) Tienen 2 e~ en su último nivel. No se encuentran libres en la naturaleza, se encuentran formando com puestos. El calcio y el magnesio son los más abun dantes. Son de color blanco plateado, maleables, dúc tiles, tienen baja densidad; son metales livia nos. Son menos reactivos que los metales del gru po IA. El Ca, Sr, Ba reaccionan lentamente con el agua a 25 °C para formar hidróxido e hidró geno. Gases nobles (VINA) Son gases incoloros, insípidos e inodoros; tie nen puntos de ebullición y de fusión extrema damente bajos. Se denominan también raros, por la escasez que tienen respecto a los otros elementos. El helio se emplea en los termómetros de gas para medir temperaturas muy bajas; mez clado con el oxígeno para la respiración de los buzos a grandes profundidades; también como cambio de transferencia de color para reactores nucleares. El neón se usa para anuncios luminosos (ge nera color rojo y anaranjado).

Halógenos (VIIA) El nombre halógeno proviene de un término griego que significa formador de sales. Poseen moléculas diatómicas: F2; Cl2; Br2; l2. Tienen alta reactividad: F 2 > Cl2 > Br 2 > l2. Su pod er oxidante disminuye al descender en el grupo. En general, son tóxicos y antisépticos. 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. El cloro es un gas amarillo verdoso altamente tóxico e irritante; se usa como blanqueador (de papeles y fibras textiles), purificador de agua, también en el DDT, anestésico (cloro formo), etc. El bromo es un liquido rojo marrón, tóxico, denso y corrosivo; quema la piel, es desinfec tante, eficaz para piscinas. El yodo es un sólido de color gris negruzco con cierto brillo parecido a los metales. Fácil mente se sublima formando un vapor de color violeta. La sal de mesa (sal yodada) contiene aproximadamente 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 germi cida en forma de tintura de yodo (mezcla de alcohol y yodo). PROPIEDADES PERIÓDICAS 1.

Carác ter metálico (CM). Indica la tendencia de un átomo a adquirir las propiedades de un metal, como por ejemplo perder electrones.

2.

Carác ter no metálico (CNM). Indica la ten dencia de un átomo a adquirir las propiedades de un no m etal como por ejemplo ganar elec trones.

Q

4.

uímica

|

27

Energía de ionización (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. Ejemplo: Q + El, 3.

Q

+

1

e-

Q 1 + El 2 Q + 2 + 1eSe cumple: El 2 > El-i

Rad io ató m ico (RA). Es una propiedad del átomo cuya longitud no tiene dimensiones definidas. Los radios atómicos reportados se basan en la distancia promedio del núcleo a la capa más externa del átomo. Según Lennar-Jones, aproximadamente es igual a la mitad de la distancia de máximo acercamiento entre los núcleos de dos áto mos idénticos enlazados químicamente.

Propiedades: Para un mismo átomo se cumple que: l < R aíOI Ejem plo: Radio S

< Radio S < Radio S

Para átomos con igual cantidad de electrones, el radio atómico es inversamente proporcional al número atómico. Ejemplo: Radio

12

Mg + 2 > Radio 1 3 AI + 3

Para cationes de un mismo elemento, el radio disminuye cuando aumenta la carga del ión. Ejemplo: Radio S + 6 < Radio S + 4 < Radio S + 2 Para aniones de un mismo elemento, el radio aumenta con la carga del ion. Ejemplo: Radio P ~ 1 < Radio P ~ 3

5.

A fi n id a d e le c tr ó n ic a (A E). Es la energía obtenida o liberada por un átomo neutro en fase gaseosa cuando acepta un electrón; ge neralmente la primera afinidad electrónica es negativa (exotérmica) y la segunda y tercera afinidad electrónica son positivas (endotér mica). Electronegatividad (EN). Mide la capacidad relativa de un átomo para atraer los electro nes de enlace de una molécula. Fue descrita por Pauling en 1932 y sus valores son de gran utilidad para hacer comparaciones cualitati vas entre los átomos. Oficialmente, el elemento 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 m ás electronegativos que los metales.

28

| C

olección

El Postulante

S O C I M Í U Q S O T N E M E L E S O L E D A C I D Ó I R E P A L B A T

S O D I N Á R U S N A R T

Q

|

29

pertenece al grupo .............................. y perío do ...................................


1.

uímica

Determ inar el núme ro atóm ico de un elem en to que está ubicado en el grupo VIIB y perio do 6 .

I. 4 f1; IIIB;

IV. 4d1; IVB; 4

6

II. 5f1; IVB ; 4 III. 5d1; IIIB;

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 propos iciones no corresp onde al 65 30

I. II. III. IV. V.

?

Gru po IIB; perio do 4 ° Metal Elem ento de transición Diamagnético Tiene orbitales semillenos

5.

De los elemen tos con núm ero atóm ico 11; 12; 36; 38; 52 y 56 diga cuáles pertenecen al mis mo grupo de la tabla periódica. Resolución:

Al efec tuar sus co nfigurac ione s ele ctrón ica s, van a pertenecer al mismo grupo, todos aque llos que terminen en el mismo orbital: (Z = 12): [Ne] 3s 2

Resolución:

An alizan do , ob se rvam os qu e al ha ce r la co nfi guración electrónica:

(Z = 38): [Kr] 5s 2 (Z = 56): [Xe]

6

- grupo: IIA

s2

30Zn : 1s 2 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 elemento X pertenece al grupo:

["

I.

Para el Ion: X -3: ns 2 np 6

X-3: l— ¡Grupo: VA 4.

El elem ento con núm ero atóm ico 57 term i na su configuración en ................ por lo tanto

PROPUESTOS |

Señale la verdad o falsedad de las siguientes proposiciones:

Resolución:

Entonces para el elemento neutro:

ejercicios

Las propiedad es de los elem entos quím i cos son función periódica de sus masas atómicas.

II. La ubicación de los elem entos químicos en la tabla periódica depende de su confi guración electrónica. III. Los elementos representativos terminan 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:

olección

El Postulante

---------------------------------------

I. Tiene 7 periodos de diferentes tamaños. II. Hay 16 grupo s, cada uno con la mism a cantidad de elementos. III. Los grupos B correspond en a los elemen  tos de transición. a) V W d) VFF 3.

b) W F e) FFF

.

c) VIIA; 4

b) 14

c) 15

d) 18

e) 33

b) Y, Z e) X, W

c) Z, W

Se tiene los elem entos Q y R cuyos números atómicos son 20 y 34 respectivamente; señale la alternativa que no se cumple: a) b) c) d) e)

7.

b) VA; 4 e) VIIB; 5

Se tiene los elem entos X, Y, Z, W cuyos nú meros atómicos son 5; 9; 16 y 17 respectiva mente. ¿Qué elementos pertenecen al mismo grupo? a) X, Y d) Y, W

6

.

Q es alcalino terreo R es anfígeno Q y R pertenecen al mismo periodo Q y R son elementos representativos Q es un no meta.

El silicio, germ anio y antimonio son meta loides.

Una de las siguientes proposiciones no co rresponde a las propiedades de los metales; diga cuál es: a) Son buenos conductores del calor y la electricidad. b) El mercurio es liquido a la tempe ratura ambiental. c) Poseen elevada temp eratura de fusión. d) Son forma dores de aniones. e) Son maleables y dúctiles.

c ) V FV

¿Cuál es el número atómico de un elemen to que está ubicado en el tercer periodo y grupo VA de la tabla periódica? a) 12

5.

8

Determine el grupo y periodo ai cual pertene  ce un elemento cuyo número atómico es 35. a) VA; 3 d) VIA; 3

4.

e)

9.

Sobre la electroneg atividad, señale qué pro posiciones son correctas; I.

La electronega tividad es la fuerza relativa que tiene un átomo para ceder sus electro nes de valencia. II. Los no metales tienen mayor electron ega tividad que los metales. III. En un grupo, la electroneg atividad aum en ta hacia arriba.

a) Solo I d) II y III

b)So lo II e)I, II y III

c) I y II

10. Señale la alternativa que no se cumple: a) Cond ucen la electricidad y el calor: Al, Fe, Cu. b) Son gaseosos a la tempe ratura ambiental: H, Cl, I. c) Son forma dores de aniones: O, F, N d) Son líquidos a la tem peratura ambiental: Hg y Br. e) Son metaloides : B, Si, Ge. 11. Indicar el periodo y grupo al que pertenece el

Señale la proposición que no se cumple:

siguiente catión:

4 7 E+ 1

a) Los metales tienen la tenden cia a perder sus electrones de valencia. b) Hay menor cantidad de elementos no me tálicos. c) Todos los metales son sólidos a la tem pe ratura ambiental. d) Existen 11 eleme ntos gaseo sos a temp e ratura ambiental.

a) 5 - NA d) 5 -VIIIA

b) 4 - VIB d) 5 - IB

c) 6 - IA

12. La siguiente configuración electrónica: [5 4 Xe] 6 s 1 corresponde a: a) Un halógeno b) Un metal alcalino

Q

13. Hallar el núm ero atómico de un átomo que se encuentra en el quinto periodo y posee 6 elec trones en su último nivel. b) 51

c) 52

d) 53

e) 54

14. Los metales se caracterizan porque:

15. Si un átomo pertenec e al grupo IllA y al cuarto periodo, ¿cuántos electrones posee su átomo cuando se ioniza a catión trivalente?. b) 26

c) 27

d) 28

e) 29

16. Un eleme nto presenta tres isótopos. Sabien do que la suma de sus números de masa es igual a 195 y el promedio de sus neutrones es 31. Determinar el periodo y grupo al que pertenece: a) 5 - VIIB d) 4 - VIA

b) 7 - VIA e) 6 - IVB

a) Li; C d) S; Te

31

c )3 -V A

b) P; Al e) P; S

c) F; C

18. ¿Cuál de los siguientes eleme ntos sería el más dúctil a la temperatura ambiental? a) Sb

a) Pierden electrones y tienen bajo punto de ebullición. b) No conducen el calor y son altamente electronegativos. c) Ganan electrones y reaccionan violenta mente con el agua. d) Poseen elevado punto de fusión y son poco electronegativos. e) Son muy electronegativos y oxidantes.

a) 25

|

17. ¿Cuál de las parejas siguiente s tiene los ele mentos más similares químicamente, como resultado de sus configuraciones electrónicas semejantes?

c) Un gas noble d) Un metal de transición e) Un metal alcalinoterreo

a) 50

uímica

b) B

c) S

d) A u

e) i

19. ¿Qué familia química contiene may or número de átomos no metálicos? a) b) c) d) e)

Los halógenos La familia del oxígeno Los gases nobles Los alcalinos La familia del boro

20. El eleme nto más metálico en el tercer perio do es: a) d)

K b) Al e) Cl

Na

. 2 . 3. 4. 1

e c c c

5. 6 . 7. 8 .

d e c d

9. 10 . 1 1 . 1 2 .

d b e b

c) P

13. 14. 15. 16.

c d d d

17. 18. 19. 2 0 .

d d c d

ENLACE QUÍMICO 3.

ESTRUCTURA DE LEWIS Para realizar las estructuras o fórmulas de Lewis, se deben seguir ciertas pautas: 1.

Elegir un cuerpo razonable (simétrico) para la molécula o ion poliatómico, teniendo en cuen ta lo siguiente: El elemento menos electronegativo es ge neralmente el átomo central. Ejemplo: en el C 0 2 el cuerpo sería: O

C

Calc ular N, el núme ro 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. Ejemplos: •

Para el H 2 S04: N = 2(1) [por el hidrógeno] + 1 (6 ) [por el azufre] + 4(6) [por el oxígeno] = 32

•

Para el SO~2: N = 1( 6 ) [por el azufre] + 4(6) [por el oxígeno] + 2 [por la carga] = 32

•

Para el N H ^1:

O

El hidrógeno nunca es átomo central y ge neralmente se ubica en los extremos. •

Los átomos de oxígeno no se enlazan en tre sí, excepto en las moléculas de 0 2 , 0 3 y en los peróxidos. Para el H 2 S 0 4 tendría mos el siguiente cuerpo: O H

O

S

O

N = 1 (5) [por el nitrógeno] + 4(1) [por el hidrogeno] - 1 [por la carga] =

H

O •

•

En los ácidos ternarios, el hidrógeno ha bitualmente se enlaza a un átomo de oxí geno no al átomo central, excepto en el H3 P03.

4.

Para el H 2 S 0 4: P = — ■— ^2 =

2.

5.

Calcula r M, el número de electrones necesa rios para que todos los átomos consigan el octeto o sus excepciones.

pares de

Se colocan los pares de electrone s en el cuer po como pares compartidos. Usar enlaces dobles y triples si fuera necesario y se debe tener la mínima cantidad de enlaces dativos. Para el ácido sulfúrico (H 2 S04) Cuerpo O

Ejemplos:

H O S O H

Para el H 2 S04: M = 2(2) [por el H] + 1(8) [por el S]+ 4(8) [por el O] = 44

Fórmula con enlaces O t H - O - S -O - H i

O 6

Para el C 0 2: M = 1(8) [por el C] + 2(8) [por el O] = 24

6

electrones.

Ejemplos: C 2 H6 y P2 0 5 O O O P O P O

Calc ular el núme ro de pares de electrones compartidos: p _ M- N

Para iones o molécu las que tienen más de un átomo central, se usan cuerpos que sean lo más simétricos posibles.

H H H C C H H H

8

.

O

Co mp letar los electrone s adiciona les en el esqueleto hasta completar el octeto de cada elemento (o sus excepciones). Para el H 2 SQ4.

Q

..

í

Sustancias

O -H

1 :0 :

Existen reglas prácticas para reconocer si una molécula es polar o apolar; para esto es necesa rio saber la estructura de Lewis de la molécula. Sin embargo, estas reglas sólo son validas para moléculas heteroatómlcas (formadas por átomos diferentes); así:

2.

Cuan do el átomo central posee uno o más pa res de electrones no compartidos (pares no enlazantes o solitarios), podemos indicar que la molécula es polar. Cuan do 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 molécula será polar. EJEMPLOS

H - Cl:

* (+ 3 ) Moléculas polares

H -C I-N :* (+ 3 )

33

Polaridad

Condición

Metanol H I C— H

POLARIDAD Y APOLARIDAD DE MOLECULAS

1.

|

Ejemplos:

:0 : H - O -S -

uímica

:p - c - ó ; *

Moléculas apolares

l_l c -

/ \ H H

C Z3

h

+

( 3 3

—

Criterio de solubilidad. Las sustancias de polari dad sem ejantes se disuelven entre sí. Los solven tes polares disuelven a sustancias también polares (e iónicos) y los solventes no polares disuelven a sustancias no polares.

Mezcla de compuestos Aceite _ apolares _ Compuesto Agu a polar

y

No se

solución

H

C3 3 > Dipolo

Soluble en agua

jj- H

Asim étrica Tetracloruro de carbono Cl

Á

Cl

O No polar

No soluble en agua

CI

Cl

Simétrica Hexano ch2 ch2 ch3 / \ / \ / ch3 ch2 ch2

O No polar

No soluble en agua

Simétrica

FUERZASINTERMOLECULARES Se les llama también fuerzas de Van der Waals, son de naturaleza atractiva y básicamente eléc tricas. Aumentan de magnitud conforme aumenta el peso molecular de la sustancia. Las fuerzas in termoleculares intervienen en el punto de fusión, punto de ebullición y solubilidades. Fuerza dipolodipolo. Las interacciones (fuerzas) dipolo*dipolo pe rmanentes tienen lugar entre m olé culas polares debido a la atracción de los átomos 8 +de una molécula con los átomos 5“ de otra mo lécula.

Enlaces de Hidrógeno. Los enlaces de hidrógeno llamados enlaces puentes de hidrógeno (EPH) son un caso especial de las fuerzas dipolo-dipolo muy fuertes. El enlace puente de hidrógeno tiene lugar entre moléculas polares que contienen H y uno de los siguientes elem entos: 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 inusualmente altos de ciertas

34


A

sustancias frente a otras de peso molecular y geo metría similar.

•cr (IVA)

(VA)

Pto. ebullición (°C)

Pto. ebullición (”C)

ch4

-161,5

nh3

-33,4

s íh 4

-111,8

ph3

-88,0

CeH4

-90,0

A s H3

-55,0

SnH4

-52,0

SbH3

-17,0

Puente de hidrógeno

íe

(VIA)

(VIIA)



H20

100

HF

19,6

h 2s

-61,8

HCI

-83,7

H2Se

-42,0

HB r

-67,0

H2Te

-2,0

Hl

-36,0

Los compuestos líquidos que presentan puente de hidrógeno reciben el nombre de líquidos aso ciados.

Y

Fuerzas de London. Las fuerzas de London son fuerzas atractivas débiles que son importantes sólo a distancias intermoleculares pequeñas. Las fuer zas de London se presentan en moléculas apolares. Aunque el término fuerza de Van der Waals normalmente se refiere a todas las atracciones in termoleculares, también se Intercambia a menudo con el término fuerzas de London, como lo hacen los términos fuerzas de dispersión y fuerzas dipolo-dipolo inducido. EJERCICIOS RESUELTOS

1.

Ejemplo:

Si se tiene el elem ento Se (Z = 21), ¿cuál será su número de oxidación característico? Resolución:

I -i

H*‘

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 molécu la de H20 forma 4 puentes de hidrógeno con las moléculas de agua adyacentes. Ejemplo: En el agua sólida o hielo, las moléculas 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.

H

:0 ::0 : :N ::N: :O ::C ::0: (1)

(2)

(3)

(4)

:F:

H

(5)

(6 )

Dato: números atómicos: H = 1; O = 8 ; N = 7; C = 6 ; F = 9; I = 53; B = 5 Resolución:

Ana lizan do las es tru cturas de Lewis indica  das, se observa que todas están correcta mente representadas. .-. Rpta.: Todas

Q

3.

Señale cuál de los com puesto s no corres pon  de a una molécula polar.

II. III. IV. V.

H 2 0 ; C 6 H6; HF; HCCI3; CH 3 COCH 3 Resolución:

H I y? C \ H -C C -H I II H -C C -H ■Ve/ I H Ana liz an do , el co m pu esto ap olar es el be nc e no (C 6 H6) 4.

uímica

|

35

Por lo genera l se da entre líquidos o gases. Pose en direcció n. En él, los átom os compa rten sus electrones. Es caracte rístico entre los elem entos del grupo VIIA con los del IA.

Resolución:

Ana liz an do las alterna tiv as po de m os ob se rvar que los elementos del grupo VIIA con los del IA forman enlace iónico. .-. Rpta.: IV 8

.

De los siguientes pares de átomos marque aquellos que al enlazarse formen enlace ió nico. Cl y O; Al y Li; Br y K; F y S

Si tenem os los siguientes elementos X (Z = 7), Y (Z = 10) al reaccionar ¿qué tipo de enlace pueden formar? Resolución:

Como el elem ento Y es un gas noble (Z = 10 => Ne) no form an enlace.

Resolución:

I” EJERCICIOS PROPUESTOS l

De los pares indicados el único que puede for mar enlace iónico es: Br y K 1. 5.

De los comp uestos binarios que vienen a con tinuación, ¿cuáles tienen fuerte carácter ió nico? NH3; NaBr; BaCI 2

I. Hay liberación de energía. II. Los electrone s de la capa de valencia par ticipan en la formación del enlace. III. Los átom os al enlaz arse adquieren mayo r estabilidad. IV. Solam ente forma n enlace químico los áto mos que tienen 8 electrones de valencia.

Resolución:

El enlace iónico generalmente se produce en tre un alcalino o alcalino térreo, con un anfígeno o halógeno; entonces de los compuestos solo el NaBr tiene enlace iónico. 6

.

¿Cuál sería la forma correcta según la repre sentación de Lewis, de escribir la molécula del NaCI?

a) d) 2.

Resolución:

Como el cloro tiene 7e“ de valencia y el sodio solo 1 , el cloro tiende a ganar 1 e" formando un anión y el sodio pierde su electrón forman do un catión. ••• I M [ N a ] + 7.

Cuál de los siguien tes conce ptos no corres ponden al enlace covalente: I.

Pue de ser polar.

Seña le las propos iciones que no se cumplen en la formación de enlace químico.

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 elemento 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.

Ocu rre entre un átom o metálico y otro no metálico. II. El metal se convierte en catión y el no me tal en anión. III. Los iones enlazad os son inestables.

36

| C

olección

a) V W d) FVF 4.

5.

El Postulante

b) W F e) VFF

c) V FV

¿Cuál de las siguien tes alternativas no con cuerda con las propiedades de los compues tos iónicos? a) Son solubles en agua. b) Necesariamente contienen átomos metá licos. c) A la temp eratura amb iental (25 °C) son só lidos. d) Solamente cuando están disueltos en agua son buenos conductores de la co rriente eléctrica. e) Poseen elevada temperatura de fusión. Sobre el enlace covalen te seña le la propo si ción incorrecta: a) Ocurre entre átomos no metálicos sola mente. b) Los átomos enlazados comparten uno o más pares de electrones. c) Ocurren fuerzas de atracción electrostáti ca entre los núcleos y los electrones com partidos. d) No hay forma ción de Iones. e) Los átomos que se enlazan deben tener electrones desapareados.

6

.

Indique la verdad o falsedad de las siguientes proposiciones. I. Son comp uestos iónicos: NaCI, CaO, BeH2. II. Son compuestos covalentes: S0 2, C 0 2, H2 0. III. Son solu ble s en agua: KCI, CaCI2, NaOH a) V W d) VFV

7.

.

c) F W

La relación correcta es: a) b) c) d) e)

8

b) W F e) VFF

Na CI: electro valente C 0 2: covalente polar 0 2: cova lente p olar KF: covalen te HCI: cova lente apolar

Los átom os transfieren electron es y se man tienen unidos por atracción electrostática. Co rresponde a un enlace:

a) Covalente polar c) Covale nte dativo e) Metálico 9.

b) Covalente apolar d) Iónico

La molécula dond e no se cum ple el octeto es: a ) Cl 2

b) N 2

d) PH 3

e) BH 3

c ) Hl

10. El grupo que no forma com pues to Iónico es: a) FT; K+ d) Li+; F“ 1 1

b) Ba +2; CP e) Br+; O " 2

c) Sr+2; F“

. El diclo ruro 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 cump le con la regla del oc teto. c) Presenta 2 enlace s covalen tes no polares. d) Presenta 2 enlaces covalentes dativos. e) Presenta 2 enlaces covalentes polares.

12. La propos ición correcta es: a) Todas las moléculas diatómicas presentan enlace covalente no polar. b) La molécula de HF presenta una distribu ción simétrica de electrones. c) El amon io (NH4) presenta un enlace da tivo. d) El metan o (CH4) presenta enlace electro valente. e) El sodio es más electron egativo que el litio. 13. Los elemento s A, B, C tienen núm eros ató micos consecutivos. Si B es un gas noble, el enlace que forma rá A y C es: a) Iónico b) Covalente polar c) Covalente no polar d) Covalente dativo e) Iónico y cova lente 14. Se tiene las siguiente s configuracion es elec trónicas: A: 1s 2 D: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 4 B: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2

Q

El tip o de e n la ce q ue fo rm a rá A y D ; D y B ; A y B, respectivamente, son: a) b) c) d) e)

Cov alente dativo, apola r y polar. Cov alente polar, apo lar y electrovalente. Covale nte apolar, iónico y cova lente polar. Iónico, cova lente polar y apolar. Covale nte polar, iónico y apolar.

15. El com pues to que presenta enlace iónico y electrovalente es: a) d)

NH 3 NH 4 CI

b) Na20 e) C 2 H2

c) C 0 2

16. Sabiend o las elec troneg atividad es (EN) de A y B.

Átom o

A

B

EN

0 ,8

3,5

El tipo de enlace que formará A y B al combi narse es: a) c) e) 17.

Electrovalente Covalen te polar Metálico

b) Covalente apolar d) Cova lente dativo

¿Qué tipo de enlace químico formará un ele mento alcalino con un halógeno? a) b) c) d) e)

Covalente normal Iónico Metálico Covalente coordinado No forma enlace

uímica

|

37

18. Los enlaces entre el sodio y el fosfato en el Na 3 P04, son de carácter: a) Iónico d) Híbrido

b) Cova lente c) Metálico e) Todas las anteriores

19. El átom o cen tral en el ion clorito (C I0 2)"1, está rodeado por: a) Dos pares de electrones de enlace y dos pares no compartidos. b) Tres pares de electrones de enlace y uno no compartido c) Un par de electrones de enlace y uno no compartido. d) Dos enlaces dobles y ningún par de elec trones no compartidos. e) Cuatro pares de electron es de enlace y cuatro pares aislados. 20. Para la molécu la del ácido carbónico H2 C 0 3, cuál de las siguientes afirmaciones es co rrecta: a) b) c) d) e)

Hay dos enlaces dativos. Tiene 10 electron es enlazantes. El carbono forma dos enlaces simples. Tiene 10 electron es no enlazantes. Existe un átomo que no cump le con la re gla del octeto. . 2 . 3. 4. 1

b d b d

5. 6 . 7. 8 .

a c a d

9. 10 . 1 1 . 1 2 .

e e e c

13. 14. 15. 16.

a e d a

17. 18. 19. 2 0 .

b a a c

NOMENCLATURA INORGÁNICA VALENCIA

ESTADO DE OXIDACIÓN

De acuerdo a la concepción clásica proviene del latín valentía, que significa vigor, capacidad o ap titud que poseen los átomos de un elemento para combinarse químicamente con otros. En la actua lidad, la Interpretación más aceptable es aquella que nos indica a la valencia como una represen tación de la cantidad de electrones que el átomo de un elemento puede dar, recibir o compartir con otro átomo cuya cantidad es un número entero que carece de signo.

Es un parámetro numérico que presenta signo el cual nos representa la carga real o aparente que adquieren los átomos de un elemento al formar en laces químicos con otros. c Y lo t a / : .....................................................................

;

El signo del EO queda determ inado por la ¡ comparación de las electronegativldades de ¡ los átomos enlazantes. En muchos casos: i valenc ia = |EO| ;

TABLA DE ESTADOS DE OXIDACIÓN

Grupo

IA 1

HA 2

Grupo B

IIIA

VIA

VIIA

-3

- 2

- 1

Cu, H g - + 1 ; +2

+4

+5

+ 6

+7

Cd, Zn - +2

+ 2

+3

+4

+5

+ 1

+ 2

+3

Fe, Co, NI —+2; +3

EO

VA

-4

Ag — +1

3

IVA

Au - +1 ; +3

VINA

0

+1

Pt  +2; +4 Se — (-3 P „ R 1

N „ C

1 P A L E S

E L E

B*

C

N

O*

F*

He

Al

Si*

P

s

Cl

Ne

Ga

Ge*

As*

Se

Br

Ar

Sb*

Te

I

Kr

Li

Be

In

Sn-

Na

Mg

TI*

Pb-

N

K

Ca

T

Rb

Sr

O

Cs

Ba

M E

S

Xe Rn

*± 3

*+4

* + 3,

•

+ 1

* +2 ,

+5

+3

+4

*-2

* -1

Q

Elementos anfóteros Elementos

Metal

uímica

|

39

Ejemplos: Función

No metal

Cromo

+2; +3

+3;

Manganeso

+2; +3

+4; + 6 ; +7

Vanadio

+2; +3

+4; +5

Bismuto

+3

+5

Óxido Ác ido Hidróxido

+ 6

Existen reglas prácticas para determinar el EO del átomo, ion y molécula

Regla 2. El EO del hidrógeno al combinarse es + 1 , excepto en los hidruros metálicos don de es - 1 .

•

Regla 3. El EO del oxígeno al combinarse es - 2 , excepto:

Grupo funcional

—- O " 2 — ■ H+ 1 —- OH ~ 1

CLASIFICACIÓN DE LAS FUNCIONES QUÍMICAS INORGÁNICAS Las funciones químicas inorgánicas se pueden cla sificar de la siguiente manera: I.

Funcion es oxige nadas. Estos son compues 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. •

—■

a) Cuando forma peróxidos en donde es -1 b) Cuando se combina con el flúor en donde es + 2 . •

Regla 4. El EO de toda molécula simple o compuesta es cero. Se cumple: S(EO) = 0 Regla 5. El EO de todo ion, positivo o negati vo, es igual a su carga.

FUNCIÓN QUÍMICA Es un conjunto de compu estos que se caracterizan por tener en su estructura un determinado 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 denomina grupo funcional a todo agregado de uno o más átomos de una mo lécula que confiere a estas unas propiedades y un comportamiento químico característico.

40


Sistema IUPAC. Emplea prefijos numerales cuando en una sustancia existen varios cons tituyentes idénticos.

4.

Los prefijos numerales indican la cantidad de átomos que hay de cada elemento en el com puesto y son: mono di tri tetra

penta hexa hepta etc.

1 2

3 4

5 6

7

Si hay un solo átomo del elemento en la fór mula, entonces se omite el prefijo mono.

cYlota/:............ - ........................................ r Los sistemas que generalmente recomienda la IUPAC son:

i

¡ a. | b. i

S is te ma stock: recomend ado para compuestos iónicos. Sistema IUPAC: recomendado para compuestos covalentes.

REGLAS BÁSICAS DE NOMENCLATURA 1.

Para nom brar a un ion mono atóm ico negativo se coloca primero el nombre del elemento y luego se usa el sufijo uro.

2.

Para nombrar a un ion mono atómico positivo de un número de oxidación, solamente se usa el nombre del elemento.

3.

5.

E«

Para nom brar a un ion mon oatóm ico positivo que tiene más de un número de oxidación, uti lice:

•

•

Prefijo

Todos

Sufijo

Valencias 1

Hipo

Per

Nombre del elemento

ico ico

X

E ; x Qxy -

Ey Qx

Ejemplos: Fe + 3 O 2 Cu + 1 O - 2 6

.

Fe 2 0 3 C ujO ,

Para indica r ei nom bre del com puesto, se empieza por el negativo y se termina con el positivo.

3

4

FUNCIÓN HIDRURO

X

X

X

X

X

Son combinaciones binarias de un elemento quími co con el hidrógeno.

X

X

X

2

oso oso

q -y -

Si x e y son pares, se simplifican.

Sistema stock: primero se menciona el nombre del elemento y luego entre parén tesis la valencia en números romanos. Sistema común: se utiliza las terminacio nes oso e ico de la siguiente manera:

Al form ar un com pues to 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.

X

/ _____

Elemento + Hidrógeno — Hidruro

i j j !

Q

Solo para esta función el elemento actuará con una de sus valencias, la cual está determinada de acuerdo al número de enlaces que realiza con el átomo de hidrógeno. Grupo

IA

IIA

MIA

IVA

VA

VIA

VIIA

Valencia

1

2

3

4

3

2

1

De acuerdo al tipo de elemento que se combina, los hidruros se pueden c lasificar en hidruros metá licos e hidruros no metálicos.

uímica

|

41

En los hidruros no metálicos, el hidrógeno ac túa con número de oxidación de + 1 , mientras que el elemento no metálico actúa con su me nor número de oxidación. Notación: E “ V + H + 1 - EHy Donde:

E: no metal y : EO del no metal

Los hidruros no metálicos se clasifican en: I.

Hidruros metálicos. Son compuestos bina rios formados por la combinación del hidró geno con ciertos metales, especialmente con elem entos del grup o IA y HA. Los h idruros m e tálicos gen eralmente son sólidos. Metal + Hidrógeno — Hidruro metálico En los hidruros metálicos, el hidrógeno actúa con número de oxidación de - 1 . Notación: M+*+ H ~ 1 -

MHX

a. Hidruros especiales. Son los hidruros que se forman con los elementos de los grupos: GRUPO

IIIA

IVA

VA

EO

-3

-4

-3

Estos hidruros llevan nombres especiales, así tenemos: Grupo MIA: B ~ 3 + H + 1 — BH 3

Donde: M: metal x : EO del metal

: Borano (Inestable)

B2 H 6 : Diborano (Estable) Grupo IVA:

Nomenclatura. Para nombrar los hidruros metálicos se antepone al nombre del metal correspondiente el término Hidruro. Hidruro d e ........................................ (nombre del metal) Ejemplos: Na + 1 + H " 1 — NaH : hidru ro de sod io C a + 2 + H “ 1 — CaH 2: hidruro de calcio A l + 3 + H ~ 1 — AIH 3 : hidruro de aluminio II.

Hidruros no metá licos. Son compuestos binarios formados por la combinación de un elemento no metálico con el hidrógeno, se presentan en estado gaseoso. No metal + Hidrógeno — Hidruro no metálico

C " 4 + H + 1 - CH 4 Si " 4 + H + 1 - S¡H 4

Metano Silano

Grupo VA: N " 3 + H+ 1 -

NH 3

Am on iaco

P " 3 + H + 1 -

PH 3

Fosflna Arsina

A s " 3 + H + 1 - AsH 3 Sb ~ 3 + H + 1 - SbH 3

Estibina

b. Anfigenuro s y haluros de hidrógeno. Son los hidruros formado s por los elemen tos del grup o VIA y VI IA, exc epto el o xíge no. Su estado natural es gaseoso. GRUPO EO

VIA - 2

VI IA —1

42

| C olección E l Postulante

Nomenclatura:

Donde:

uro de hidrógeno (Nombre del no metal)

M: metal x : EO del metal

........................................

Nomenclatura: Nomenclatura común Nomenclatura stock

Grupo VIA: H+1 + S - 2 — H 2 S(g) : Sulfur o de hidróge no H + 1 + Se - 2 — H2 Se(g): Selenuro de hidrógeno H + 1 + Te ~ 2 — H 2 Te(g): Telururo de hidrógeno

Ejemplos: • Óxido de plomo (IV): Pb +4 0 “ 2 - Pb 2 0 4 - P b 0 2

Grupo VIIA: H + 1 + F _ 1 — FIF(g) : Flu oru ro (ine sta ble ) H2 F2 (g) : Difluoruro de hidrógeno H + 1 + Cl - 1 — HCI(g) : Clo ruro de hidró geno H + 1 + Br ~ 1 — HBr(g): Brom uro de hidrógeno H + 1 + T 1 — Fll(g) : Yoduro de hidrógeno Cuando los anfigenuros y haluros de hidró geno se encuentran mezclados con el agua formando soluciones acuosas se denominan ácidos hidrácidos.

Nomenclatura: Ácido .................................. hídrico (nombre del no metal)

II.

•

Óxido cúprico: Cu(+1 ; + 2 ) C u + 2 O 2 - Cu 2 0 2 - CuO

•

Óxido de potasio: K(+ 1) K + 1 O ' 2 - K20

Óxido s ácidos. Se denominan óxidos ácidos a las combinaciones binarias de un elemen to no metálico con el oxígeno. Se denominan óxidos ácidos porque al reaccionar con el agua originan a los ácidos oxácidos. A los óx idos ácidos an tig ua m en te se les de no  minaba anhídridos. No metal + O xígeno — Óxido ácido

H2 S(ac) — Ác ido sulfhí dric o H2 Te(ac) — Ácido telurhídrico HCI(aC) - * Ác ido clo rhíd rico

FUNCIÓN ÓXIDO Los óxidos son compuestos binarios formados por un elemento con el oxígeno. Elemento + Oxígeno — Óxido

I.

Óxidos básicos. Se denominan óxidos bási co» a las combinaciones binarias de un ele mento metálico con el oxígeno. Se denominan óxidos básicos porque al reac cionar con el agua originan a las bases o hidróxidos. Metal + Oxígeno — Óxido básico

Notación: E+x 0 Donde:

~ 2 -

E2 Ox

E: no metal x : EO del no metal

Nomenclatura: Nomenclatura común • Nom enclatura IUPAC Ejemplos: • Óxido sulfuroso: S(+2 ; +4; + 6 ) S +4 •

o 2 —s2o4—so2

Óxido perclórico: Cl(+ 1; +3; +5; +7) C l + 7 O " 2 -

Notación:

Cl 2 0

7

Pentóxido de difósforo: P 2 0 5 M+x O - 2 - M 2 Ox

•

Trióxido de dibromo : Br 2 0 3

Q

FUNCIÓN HIDRÓXIDO Los hidróxidos o también denominados bases se caracterizan por la presencia del grupo hidroxilo u oxidrilo.

I.

H2S(ac)

Donde: M: metal x : EO del metal

Ejemplos:

UP(ac)

---

HCI(ac)

II.

, Ácido fluorhídrico , Á cido clorhídrico

Ul(ac)

---

, Ácido iodhídrico

UBpac)

---

, Ácido hrom híririm

Á cid os oxác idos . Llamados también oxiácidos y se obtienen de la reacción: Óxido ácido + H20 — Ácido oxácido Nomenclatura: En este caso solo cambiaremos la palabra del óxido ácido por ácido. Clasificación de los ácidos oxácidos:

Hidróxido de sodio: Na +1 (O H)- 1 - NaO H Hidróxido cúprico: C u +2( O H ) -1 -

—► Ácido sulfhídrico —- Ácido telurhídrlco

l"l2 T"6 (ac)

Forma práctica:

3.

-----

U 2 Se(aC) — —► Ácido selenhídrlco

A los hidróx idos también se les pued e co ns iderar como una combinación binaria de elementos me tálicos con grupo oxidrilo.

Ser jab ono sos al tacto. Colo rear de azul el papel de tornaso l y toma r un color rojo grosella a la fenolftaleína. Poseer uno o más grupos funcionales llamado oxidrilos o hidroxilos.

Ác ido s hid rác ido s. Son los anfigenuros y haluros de hidrógeno en solución acuosa, los que se nombran usando la terminación hídrico.

Á c id o .................................... hídrico

M 2 Ox + H20 - M(OH)x

1. 2.

a. Sim ple. Se obtiene: 1

Óxido ácido +

1

H2 0 — Ácido simple

C u (OH)2

Hidróxido de aluminio: AI+3 (O H ) - 1 - AI(O H ) 3

Ejemplos: 1. Ác ido sulfuroso : S(+ 2; +_4; + 6 ) S+4 Ó - 2 -» SÓ 2 + H20 -

FUNCIÓN ÁCIDO Esta función está formada por compuestos que se caracterizan por: 1. 2. 3.

43

Nomenclatura:

Por lo tanto:

Los hidróxidos se caracterizan por:

|

Clases de ácidos

Los hidróxidos provienen de la reacción que ocurre entre el óxido básico y el agua.

Mx (O H ) - 1 — M(OH)x

uímica

Tener un sa bor agrio. Enrojec er el papel de tornasol y dec olorar la solución de la fenolftaleína. Pose er uno o más hidrógen os sustituibles por metales o radicales electropositivos para la formación de sales.

H2 S 0 3

2. Ácido nítrico: N(+ 1; + 3; + 5) n + 5o - 2 -

n 2o 5 + h 2o

-

h 2 n 2o 6 -

hno3

b. Po lihidra tad o. Se obtiene al reaccionar los óxidos ácidos con 1, 2 o 3 moléculas de agua. Óxido ácido + nH20 — Ácido polihidratado

44

| C

olección

El Postulante

Nomenclatura:

•

Ác ido Prefijo ( .............................................. ) (Nombre del óxido ácido)

Na +1: Ion sodio C a+2: Ion calcio A l+ 3 : Ion alum inio

Para formular, utilizar el siguiente cuadro: • PREFIJO

EO IMPAR

EO PAR

META

1Óxido ácido + 1H20

1 Óxido ácido + 1H20

PIRO


2 Óxido ácido + 1H2Ó

ORTO

1Óxido ácido + 3H2Ó


•

Elemento Prefijo

ORTO

No es obligatorio nombrar

•

1. Ácido pirosulfuroso - S(+2; +4; + 6 ) “ 2 -

•

2 S 0 2 + H20 - H 2 S 2 0 5

“ 2 -

(II) (III) (IV) (V)

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.

A veces por excep ción se utiliza el sufijo ico para designar cationes de elementos que sólo forman un tipo de iones:

Los radicales onio provienen de agregar un protón (H+1) a los hidruros no metálicos del grupo VA

2. Ácido ortohipe ryódico — l(+1 ; +3; +5; +7) l+7 0

molibde no m olibde no mo libdeno m olibd eno

Na +1: Ion sódico K + 1 : Ion potás ico Ca +2: Ion cálcico

Ejemplos:

S +4 0

Ion Ion Ion Ion

Cu +1: Ion cuproso Cu +2: Ion cúprico

P, As, Sb, B, Si Es obligatorio nombrar

Si el metal puede form ar varias clases de iones monoatómicos, se emplea el siste ma s t o c k M o+2 : M o+ 3 : M o+ 4 : M o+ 5 :

Casos especiales en la nomenclatura de los ácidos polihidratados

META

Los cationes monoatóm icos se deben nombrar de la misma manera que el ele mento correspondiente

l2 0 7 + 3H20 - H 6 l2 O 1 0 - h 3 io 5

3. Ácido fosfórico — P(+ 1; +3; +5 ) p+s 0 - 2 _ p 2 o 5 + 3H 2 0 — H6 P2 0 6— H 3 PO 4

NH 3 +

H + 1 -

NH 4 1

: Am onio

PH 3 +

H + 1 -

PH 4 1

: Fosfon io

AsH 3 +

H + 1 — A sH 41: Arsonio

SbH 3 +

H + 1 — S bH4 1: Estibonio

NOMENCLATURA DE IONES

Otros:

Los nombres de los iones están estrechamente ligados a los nombres de los compuestos de los que provienen.

H2S + H + 1 -

H 3 S + 1 : Sulfonio

H20 + H + 1 -

H 3 0 +1: Hidronio

Los iones pueden ser:

I.

Catiónicos. Para los cationes seguiremos las siguientes pautas:

II.

Aniónicos. Estos a su vez se clasifican en: 1. Radicales neutros. Se obtienen cuando el ácido original pierde todos sus átomos de hidrógeno.

Q

Ácido

Radical neutro

H i p o ..................... oso ................................ oso ................................ Ico

Hipo .................... ¡to ............................ ¡to

Per ........................... Ico ..........................hídrico

,,

ato Per ..................... ato

H2 S 0 4 S 0 42: Sulfato Ácido su lfú ric o

•

HCIO -7 .1 .-.. CIO - 1 : Hipoclorito Ác ido hipo cloros o

uro

•

•

^|^+1

perman.

Ácido orto perm ang anlc o

gana to

•

HCI —l i l i ’— Cl“ 1: Cloruro Ác ido clo rhídric o

•

2h H2S .7_ _ _1_. S2_: S ulfuro Ác ido su lfh ídric o

H3 B 0 3 — llT l— - H 2 BO ¡ Ác ido bó rico

1

H 2 S — r l H. l . . . H S“ 1 Ác id o su lfh ídric o a. Sulfuro ácido b. Hidrógenosulfuro c. Hidrosulfuro

HBr0 2 BrO “ 1: Bromlto Ác id o bro moso . Mn Os . Q r t 0

,

a. Borato di ácido b. Di hidrógeno borato c. DI hidroborato

•

H3 M n 0 5

FUNCIÓN SAL Las sales son compuestos que por lo general son sólidos a temperatura ambiente y se obtienen al sustituir total o parcialmente los hidrógenos del áci do por metales o radicales. Se obtienen generalmente por una reacción de neutralización ácidobase o por reacción de co rrosión.

2. Radicales ácidos. Se producen cuando los ácidos originales pierden en forma par cial átomos de hidrógeno.

1.

Reacc ión de neutralización Ác id o + Base — Sal + H2Q

Nomenclatura: Ejemplo: H que quedan

Prefijo

1

Ácid o (H idrógen o)

2

Di ácido (Di hidrógeno)

3

Tri ácido (Trl hidrógeno)

* Mitad

45

a. Fosfato ácido b. Hidrógeno fosfato c. Hidrofosfato

...........................

...........................

-2H + 1

• H3PO4 ---------------- HPO“ Ác ido fos fóric o

Ejemplos:

•

|

Ejemplos:

Nomenclatura

•

uímica

• B¡

f

1

H N 0 3 + NaOH - NaNOa + H20 T __________ I Ác ido Hidróx ido Nitrato nítrico de sodio de sodio 2.

Reacción de corrosión Ác ido + Metal — Sal + H2

46

| C

olección

El Postulante

---------------------------------------

Forma práctica:

1 í H2 S 0 4 + Mg — MgS 0 4 + H2

T

_________________________

í

Ác ido Mag ne sio Su lfato sulfúrico de magnesio 2. Forma práctica /Radical \+* + /Radical \“ y _ [ r m ] [RAI Vdel me tal/ \de l ác ido / y x

• H2 S 0 4

+ Ca + 2 -

CaS04

• H3 P 0 4 • H3 N 0 4

+ M g + 2 + Na + 1 -

Mg 2 (P 0 4 ) 3 Na 3 N 0 4

Sal halo idea . Son aquellas que provienen de los ácidos hldrácidos. Estas sales pueden ser neutras, ácidas, básicas, múltiples. Ácid o hidrácldo + Hidróxido — Sal h aloidea + H20

NOMENCLATURA Se menciona primero al anión y luego el catión.

Nomenclatura UROD E ................................. Nom bre del ácido Nomb re del metal ................................

TIPOS DE SALES INORGÁNICAS 1.

Sal ox isa l. Provienen de los ácidos oxácidos.

Cy ia ta x - .............................................................

Ácido oxácido + Hidró xido — Sal oxisal + H20

En la formació n de las sales haloideas ! I ácidas sólo se consid eran los ácidos I ; hidrácido s del grupo VIA: H2 S; H2 Se, I \ H2Te j

OSO — ICO

ITO — ATO

Sales neutras: se obtienen cuando el ele mento metálico sustituye en forma total los hidrógenos liberales del ácido.

Ejemplos: Bromuro de calcio:

Ejemplos: •

HBr —

Sulfato de calcio:

. B r1

Ca + 2 + Br - 1 -

H2S 04 + Ca(OH)2 - C a 2(S 04)2 - C a S 0 4 + H20

Ác ido sulfúrico

„

•

Su lfato de calcio

CaBr 2

Sulfuro de zinc: h 2 s . . - ? h ; .1 . . . s

Fosfato de magnesio

Zn + 2 + S “ 2 -

- 2

ZnS

H 3 P 0 4 + Mg(OH ) 2 - Mg 3 (P 0 4 ) 2 + H20 Ácido fosfórico •

Fosfa to de magnesio 1.

Orto nitrato de sodio Formando el ácido: N2 0 5 + 3H20 -

H6 N 2 0 8 -


H3 N 0 4

¿Cuál es el estado de oxidac ión del azufre en el siguiente radical (S 0 4 ) ~ 2 ? Resolución:

Formando la sal:

En una molécula iónica, la suma de cargas debe ser igual a la carga del ión:

H 3 N 0 4 + N aO H - Na 3 N 0 4 + H20

(S 0 4 ) ~ 2 -

x + 4( —2) = - 2 =» x = +

6

Q

2.

La clasificación más grande entre ácidos es oxácidos e hidrácidos. ¿Qué nombre tienen el HCI y el H 2 S?

uímica

|

47

Resolución:

Ana liz an do las alterna tiv as se observa : P2 O s + 3H 20 -

Resolución:

H 6 P 2 0 8 -

H3 P 0 4

Ác ido or tofósforico o ácido fósforico .-. Rpta.: V

An alizan do , los ác idos hidrác ido s ca rec en de oxígeno, entonces: HCI — Ácido clorhídrico;

[ " e j e r c i c i o s PROPUESTOS

H2S — Ác ido sulfhídrico 3.

Indique la relación incorrecta: I.

Fe 2 (S 0 4 ) 3 : Sulfato férrico

II.

CaC0 3

1.

De los siguientes comp uestos , indique los óxi dos básicos: I. SO III. CO

: Carbona to de calcio

III. HCI0 4

: Ácid o percló rico

IV. NaN0 3

: Nitrito de sodio

V.

: Ácido sulfúrico

H2 S 0 4

a) I y II d) II y III 2.

Resolución:

An alizan do las alterna tiv as se observa : Na + 1 + ( N 0 3 ) “ 1 — N a N 0 3 (Nitrato de sodio) .-. Rpta.: IV 4.

Indique la fórmu la del sulfuro ácido tribásico doble mercurioso plúmbico. 3.

Resolución:

Formulando:

La fórmu la del carbona to férrico es Fe 2 (C 0 3)3. Determinar la fórmula del carbonato de Cs (+1). Resolución:

Del: Fe 2 (C 0 3 ) 3 , se deduce que el ion carbo

4.

nato es (C 0 3 ) ' 2

.

Indique qué compuesto no aparece correcta mente nombrado. I.

H2 S 0 3

: Ácid o sulfuroso

II.

HBr

: Ácid o brom hídrico

III.

PCI5

: Pentac loruro de fósforo

IV. H 3 P 0 4

: Ácido fosforoso

V. K 2 Cr 2 0 7 : Dicrom ato de potasio

b) III y IV e) II y IV

5.

I. S 0 3 IV. C 0 2

II. Na20 V. a i 2 o 3

III. CaO

a) III, IV d) I, IV

b) II, III, IV e) II, III

c ) l, III

Con respecto a las funcion es químicas, indi que lo no correcto.

.

-» — — — -»

sal óxido hidruro peroxácido óxido básico

¿Qué molécula no es un óxido ácido en las siguientes alternativas? b) Cr 2 0 3 e) Mn 2 0 7

c) Mn 2 0

3

Al reacc ionar el óxido niquélico con el agua, forma su respectivo hidróxido. ¿Cuál es la atomicidad de la sustancia formada? a) d)

6

c) I y IV

De los siguien tes óxidos, ¿cuá les forma n áci dos al combinarlos con el agua?

a) Cl 2 0 7 d) Cr0 3

Entonces: Cs + 1 + ( C 0 3 ) ~ 2 — Cs 2 C 0 3 6

II. FeO IV. PbO

a) Hidróxido + ácido b) Elem ento + oxígen o c) Elem ento + hidrógeno d) Anh ídrido + agua e) Metal + oxígen o

(Hg+1Pb+4)+5 + [(OH)-1(H S r1p - (HgPb)4[(OH)4(HS)]5

5.

|

3 6

b) e)

4 c) 5 7

Respecto a los hidróxidos, indique verdade ro (V) o falso (F) según corresponda:

48


E Poseen grupo funcional al ion OH II. El papel de tornasol se enrójese en medio básico. III. Se obtienen a partir de los óxidos metálicos. IV. Algunos se emplean como antiácidos ca seros. a) VFFV d) FF W 7.

b) e)

FVFV VFW

c) VFVF

12.

d) Cloruro

c r

e) Sulfato ácido

hso:

Respeto al compuesto: Na H C0 3 I.

Es una sal oxisa l ácida.

II. Su ácido fue ácido carbónico III. Es el carb ona to de sodio.

Indique el hidróxido mal nombrad o:

IV. Se antepone Bi a su radical de ácido para nombrarlo.

a) Co(OH ) 3

Hidróxido de cobalto (III)

Son verdaderas

b) Ba(OH ) 2

Hidróxido de bario

c) LiOH

Hidróxido de litio

a) Solo II d) I, II y IV

d) Cr(OH ) 3 e) Fe(OH ) 3

Hidróxido cromoso Hidróxido férrico

13. La atomicidad del sulfuro ácido de amonio es:

Diga, ¿cuál de los siguientes compuestos pre senta mayo r atomicidad?

a) PbO d) Pb 0 3

Indique verdadero (V) o falso (F) según co rresponda: Óxido de azufre (IV): S 0 2 Óxido man gánico: Mn 2 0 3 Trióxido de dialumlnlo: Al 2 0 3 Anhídrido perclórico: Cl 2 0 5

a) FW F d) VW F

b) 6 e) 9

c )7

b) FFW e) W F F

b) Pb0 2 e) Pb 2 0 6

c) Pb 0 4

15. ¿C uántas de las siguien tes sales son deriva  das de ácidos hldrácldos? I. AgN0 3

II. (NH4)2S

III. HgCIÓ 3

IV. AIKSe 2

V. CaBr 2

VI. AI2 (S 0 4 ) 3

a) 1 d) 4

c) 3

b) 2 e) 5

c) VFVF 16. Indique la sal que no lleva su nombre corres pondiente:

10. Indique el compu esto que presenta mayor atomicidad: a) c) e)

a) 5 d) 8

14. ¿Cuál será la fórmu la del peróxido de plomo?

a) Anhídrido sulfúrico b) Pentóxido de dinitrógeno c) Peróxido de hidrógeno d) Óxido sódico e) Anhídrido carbonoso

I. II. III. IV.

b) Solo III c) Solo I e) Todas son correctas

Ácido sulfuroso b) Ácido hipocloroso Ácido arsenioso d) Ácido bórico Ácido permangánico

11. ¿Cuál de los siguientes Iones está mal nom brado?

a) Cul 2

Yoduro cúprico

b) Fe2 (C 0 3 ) 3

Carbonato férrico

c) NiS0 3

Sulfito de níquel (IV)

d) Co(HS ) 3

Bisulfito de cobalto (III)

e) Ag N0 3

Nitrato de plata

17. ¿Cuá ntas de las siguientes sales son hialoi deas?

a) Cromato

CrO

b) Fosfato

I. MgCI 2

II. KN0 3

po¡

III. A IKS 0 4

IV. NaBr

c) Carbonato

co:

V. K 2 CrQ 4

VI. HgCI0 3

Q

a) I, IV y V d) II, III y IV

b) I y V e) II, III y VI

c) I y IV

18. ¿Cu ántos átomos de oxígen o existen en una molécula de ácido mangánico? a) 2 d) 6

b) 3 e )7

c) 4

19. La atom icidad del ácido dicrómico y ácido pentacrómico respectivamente es: a) 11; 21 d) 12; 22

b) 10; 23 e) 11; 25

c) 11; 23

u Im i c a

|

49

20. ¿En cuál de las siguien tes fórm ulas el m an ganeso actúa como m ayor estado de oxida ción? a) H 2 M n 0 4

b) H 4 M n 0 4

d) H4 M n 2 Og

e) H 2 Mn2 0

. 2 . 3. 4. 1

e d d c

5. e 6 . e 7. d 0 0

O

9. 10 . 1 1 . 1 2 .

d d c d

c) H 4 M n 0 6

7

13. 14. 15. 16.

c c c c

17. 18. 19. 2 0 .

c c c d

REACCIONES QUÍMICAS Son cambios o transformaciones en los cuales una o más sustancias iniciales llamadas reactantes, mediante choques efectivos ocurridos entre sus átomos o moléculas, originan la ruptura de enla ces produciendo la formación de nuevos enlaces químicos, los que darán lugar a la formación de nuevas sustancias denominadas productos con propiedades distintas a las Iniciales. ECUACIÓN QUÍMICA

Desprendimiento de un gas Cambio de olor Cambios de color Liberación de calor Formación de precipitados TIPOS DE REACCIONES QUÍMICAS I.

Por la naturaleza de los reactantes

1.

Reacciones de síntesis, adición o composición. Ocurre cuando dos o más reactantes se unen para formar un solo producto.

Los símbolos y fórmulas 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) forma ndo dióxido de carbono ( C 0 2) y agua (HzO). Si cons ideram os que solo intervienen estas cuatro sustancias, la fór mula (en general, formas abreviadas de sus nom bres) sería:

Ejemplos: N2(g) + 3H2(g) - •2NH 3(g) (Síntesis de H aber-Bosc h) 2H2(g) + 0 2(g) — 2H 2 0 (|) (Síntesis de Lavoisier)

CH 4 + 0 2 da C0 2 + H20 Como los átomos 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 1C0 2 + 2H2Q

2M 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 forman dos o m ás productos.

Los químicos 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 + 2H20

Pirólisis: Por acción del calor: 2K CI03 (S) — 3 0 2(g) + 2KCI(S)

SIGNIFICADO DE UNA ECUACION QUIMICA Reactantes Sólido-, CaCO-,,, Carbonato de calcio

Acuoso-, 2HC!. Ácido clorhídrico

Productos ^ -

Fotolisis: por acción de la luz:

Gas—i Líquido-, Acuoso-, CO. H20 ,i, CaCU,ac,

1

Dióxido de carbono

1

Agua

I

Cloruro de calcio

2H 2 0 2(|)— » 2H 2 0(|) + 0 2 (g) Electrólisis: por acción de la electricidad: 2NaCI (i)

EVIDENCIAS DE QUE OCURRE UNA REACCION QUÍMICA Las evidencias de que una reacción química ha ocurrido son:

electricidad

2Na(i)+ Cl2(g)

Reacciones de sustitución o desplazamiento simple. Es la reacción de una sus tancia simple (elemento) con un compuesto,

Q

donde el elemento desplaza a otro que se encuentra formando parte del compuesto de pendiendo de la actividad química.

A + BC - AC + B I ___________ t

Ejemplos:

Hproductos

Hreactantes

Complejo activado (CA). Es un estado tran sitorio de reactantes a productos. En esta condición ocurre la formación y ruptura de nuevos enlaces.

2 Na OH + H 2 2NaF + Cl 2

Serie de actividad química de los metales

51

Energía de activación (Ea). Es la mínima energia necesaria que deben absorber los reactantes para iniciar la reacción.

Actividad qu ím ica : A > B

F2 + 2NaCI -

|

Cambio de entalpia (AH). Se le llama calor de reacción y determina la energía absorbida o liberada por una reacción química. AH

2 Na + 2H 20 -

uímica

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 forma de calor. Gráficamente:

Serie de actividad química de los halógenos F 2 > Cl 2

4.

Br 2 1* l 2

Reacciones de doble desplazamiento, doble descomposición o metátesis. Es la reacción de dos compuestos donde existe un Intercambio de elementos generando dos nuevos compuestos. Energía de activación: Ea = 100 - 0 = 100 kJ/mol

I \ AB + CD — AD + CB t I

Complejo activado: C A = 100 kJ/mol Algun as reac cio ne s ex otérm icas son:

Reacciones especiales de m etátesis •

Neutralización Ác ido + Hidróxido — Sal + Ag ua

• •

Reacciones de neutralización Reacciones de corrosión de metales

•

Hidrólisis Sal + Agua — Ácido + Hidróxido

•

Por la variación de la energ ía (entalpia)

Reacciones de combustión. Es una reac ción exotérmica que se origina al reaccionar un combustible con el oxígeno, se caracteriza por ser rápida y existe emisión de luz y calor. Se denomina combustible a todo aquello ca paz de arder. El que produce la comb ustión es conocido como comburente, que generalmen te es el oxígeno.

Entalpia (H). Indica el contenido calorífico ca racterístico de cada sustancia química.

Si la combustión se desarrolla con suficiente cantidad de oxígeno, se dice que la combus

Ejemplo: C H 3C O O N a + H zO - C H 3 C O O H + N a O H

II.

52


por tener doble flecha. Se estudian con dete nimiento en el equilibrio químico.

tión es completa y genera una llama azul no luminosa. La combustión completa de sustancias orgá nicas produce C 0 2 y agua.

Ejemplos: H2 + l2 -

N 2 + H 2 = NH 3

Ejemplos: C3Hg + 5 0 2 —* 3 C 0 2 + 4H20 + Calor Sg + 120 2 —- 8 S 0 3 -l Calor

Hl

2.

Reacciones irreversibles. Son aquellas que se realizan en un solo sentido. Se caracteri zan por tener simple flecha.

Si la combustión se desarrolla con poca canti dad de oxígeno, se dice que la combustión es incompleta y genera una llama amarilla lumi nosa.

Ejemplos: KClOa -

Ejemplos:

KCI + 0 2

H N 0 3 + l2 -

h io 3 + n o + h 2o

2C3H8 + 7 0 2 - 2CO + 2C 02 + 2C + 8H20 + Calor

2.

Sg + 1202 —8S03 + Calor

IV.

Por la variació n del estad o de oxidación

La segunda reacción es incompleta puesto que el azufre no actúa con el mayor número de oxidación.

1.

Reacciones redox. Son aquellos procesos en los que se verifica una ganancia y pérdida de electrones simultáneamente por lo que hay cambios en los números de oxidación.

Reacción endotérmica (AH > 0). Es aquella reacción en donde se absorbe energía en for ma de calor.

Oxidación. Es el fenómeno químico por el cual el número de oxidación aumen ta por pér dida de electrones.

Gráficamente: Ejemplos: *Fe

Fe + 2

* 2 C L 1 . “ 2e„

Cl 2

*Mne+

Mn + 7

*N ~ 3 - I 8-! ” . N+s

Reducción. Es el fenómeno químico por el cual el número de oxidación disminuye por ganancia de electrones. Energía de activación: Ea = 950 - 10 = 940 kJ/mol

Ejemplos: *M n + 7 -A.---* Mn + 2

Comp lejo activado: CA = 950 kJ/mol Algu na s reac cion es en do térm icas son:

*C r + 6

Cr + 3

* l° -+-2e_. 2I ~ 1 *S +e -+-4e/_ . S + 2

cY io ia /:- - .....................................................................%

•

Reacciones de descomposición 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 denomina agente oxidante a la sustancia que contiene al elemento que se reduce Se denom ina agente reductor a la sus tancia que contiene al elemento que se oxida.

i ! ; j i

Q

Ejemplo: Oxidación (o j

'd k S

Sn + HN0 3 Agente Agente reductor oxidante

©

@ ©

0

S n 0 2 + NO + H20 Forma oxidada

Forma reducida

TIPOS DE REACCIONES REDOX Redox intermolecular. Cuando el elemento que se oxida y se reduce está en especies químicas diferentes. 0 © ® H 2 S + l2 AR

b)

0

-

AO

® Hl + S FR

FO

0 0® KCI + 0 2 FR

AO AR

FO

Dismutación, desproporción o autoredox. Cuando un mismo elemento se oxida y se re duce a la vez. @ 0 ® 0 @ 0 @ © @ 0 0 l2 + KOH — KIO 3 + Kl + H20

AO AR

2.

53

FO

FR

Reac ciones no redox. Son aquellas reac ciones en donde ningún elemento cambia su número de oxidación. © 0 © 0 NaCI + H20

Son aquellas reacciones que se realizan en pre sencia de un catalizador. Un catalizador es una sustancia que altera la velocidad de una reacción química sin sufrir en sí ningún cambio químico. Las enzimas que se encuentran entre los catalizadores más importantes, tienen una función esencial en los organismos vivos donde aceleran reacciones que de otra forma requerirían temperaturas que podrían destruir la mayoría de la materia orgánica. Si el catalizador acelera la velocidad de la reacción disminuyendo la energía de activación se dice que es positivo o catalizador y si la retarda aumentando la energía de activación se dice que el catalizador es negativo o inhibidor. Con catalizador Sin catalizador

0

Redox intramolecular. Cuando en una mis ma especie química se encuentra el elemento que se oxida y se reduce (pero en elementos diferentes). tjkSk KCIO 3

C)

|

REACCIONES CATALÍTICAS Reducción

a)

uímica

0 0 0 0 0 — NaOH + HCI

Con catalizador Ea3 positivo

Ea2 A +B ¡T fa Reactantes AH 1 C+D Productos

Avance de la Reacción

Características de los catalizadores El catalizador no se consume, en el curso de la reacción su cantidad permanece invariable. Un catalizador no se transforma químicamen te en el curso de una reacción, aunque puede sufrir cambios físicos y puede perder activi dad. Una cantidad minúscula de catalizador cam bia considerablemente 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 átomos de cada elem ento químico en ambos lados de la ecuación química, sirve para hacer cumplir la ley fundam ental de las reacciones químicas que es la ley de consen/ación de la masa.

54

| C

olección

El Postulante

Métodos para balancear ecuaciones químicas

Finalmente la ecuación quedará:

1.

6

Método del tanteo. Se le llama también mé todo de simple 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 (No H ni O)

Método de oxidación  reducción (redox). Se aplican a ecuaciones que no son tan sim ples, donde se presentan simultáneamente los fenómenos de reducción y oxidación. Para balancear ecuaciones por este método se siguen los siguientes pasos:

Ejemplos: • H3 PO 4 + Ca —* Ca 3 (P 0 4 ) 2 T H2 Balanceamos el calcio:

•

• H 3 P 0 4 + 3C a —- Ca 3 (P 0 4 ) 2 + H 2 Balanceamos el fósforo: • 2H 3 P 0 4 + 3Ca - C a3 (P 0 4 ) 2 + H 2 Balanceamos el hidrógeno finalmente: •

2.

2

H3 PO 4 + 3Ca -

KOH + 3CI 2 — 5KCI + KCI0 3 + 3H20

•

Se colocan los números de oxidación de cada átomo. Se ubican a aquellos elementos que cam  bian de carga y se realiza con ellos un balance electrónico reemplazándose los coeficientes obtenidos en la ecuación ori ginal. Se termina de balanc ear por tanteo.

Ejemplo:

Ca 3 (P 0 4 ) 2 + 3H 2

@ ® @ © @ @ @@

Método de coeficientes indeterminados. Se le llama también método algebraico y se basa en el planteo de ecuaciones algebraicas.

®

® @

4H2S 0 4 + 3N H3 -

3H N0 3 + 4S + 7H20

Age nte Age nte oxidante reductor

Forma Forma oxidada reducida

tanteo

Ejemplo: /+ 6

Balancear la siguiente ecuación: KOH + Cl 2 -

K : O : H : Cl:

c

a= a a2b

d

c + d .................... 3d - e .................... 2e .................... = c + d .................

(3): (2): (1): (4):

e d c b

(1) (2) (3) (4)

= 1 => a = 2 = 1/3 = 5/3 = 1

Multiplicando los valores hallados por 3 con el fin de que sean enteros se tiene: a =

6

8 e  + 5 \

3 ^ N ........... - Ny Oxidación

Se escoge la ecuación más simple y se le asigna un valor numérico a una letra; es acon sejable dar el valor de uno: En En En En

0\

KCI + K C I0 3 + /  3

a b

+6 e

4 ^ S ........... ►Sy Reducción

;b = 3;c = 5;d = 1 ;e = 3

N.° e~ transferencia = 24

4.

Método de ione lectró n. Se utiliza para ba lancear ecuaciones Iónicas. El balance de pende del medio donde se realice la reacción (medio ácido o medio básico). Medio ácido. Por cada átomo de oxígeno en exceso se agrega una molécula de agua en el otro miembro 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 molécula de agua en el mismo miembro y en el otro el doble de Io nes oxidrilo. El exceso de hidróg enos se anula agregando la misma cantidad de iones oxidri lo y de agua.

Q

5.


1.

¿Qué tipo de ecua ción es? N 2 (g ) + H 2 ( g ) ;

Si la suma de todos los coeficien tes que ba lancean la siguiente reacción es 26: C 0 2 + H2 — C nH2n + 2 + H20

Entonces: 1 + x + 2 =

1.

=>x = 3

Balanceando en función de n: n C 0 2 + (3n + 1)H 2 —- CnH2n + 2 + 2nH20 Entonces: n + 3n + 1 + 1 + 2n = 26 => 6 n = 24 =» n = 4

Seña le la alternativa que no corresp onde a una reacción química:

2.

¿Cuál de las siguien tes reaccione s no es de síntesis? a) H2(g) + 0 2(g)

H2 0 (i)

Resolución:

b) C 0 2(g) + H2 0 „)

H 2 C 0 3(ac)

Haciendo la reacción de combustión y balan ceando:

c) Cl2(g) + 0 2(g)

C l 2 °( g )

d) KN0 3 + Li

K + LiN0 3

e) NH 3 + HCI

NH4CI

C xH 2x + f °

2

-X

C ° 2

+

* H 2 0

3.

.-. Rpta.: x

l

a) Se forman nuevos enlaces. b) La ebullición del agua no es una reacción química. c) En el proceso se forman nue vas sustan cias químicas. d) Las sustancias originales sufren cambios solo en sus propiedades físicas. e) Cam bio de color en las sustancias.

Resolución:

Hallar el coe ficiente del dióxido de carbon o en la combustión completa de un hidrocarburo de tipo C xH2x.

6

[~EJ ER CIC IOS PROPUESTOS

¿Qué valor tiene n?

4.

F e( OH )x

De la ecuación; balanceando en función de x: Fe 2 0 3 + xH 2 0 - 2 F e ( 0 H ) x

De la reacción se observa que: AH = - 2 2 kcal/mol Entonces podemos decir que es de combus tión exotérmica.

3.

Una de las siguientes reacciones no es de do ble sustitución:

Sea: H N 0 3 + H2S — S + NO + H20

a) AgN0 3 + K2 C r0 4 —* Ag 2 C r0 4

Hallar el coeficiente del agente oxidante.

b)

Na2S + F eN 0 3

- FeS + N a N0 3

Resolución:

c)

Mg + HCI

- MgCI2 + H2

Haciendo el balance Redox:

d)

H2 S 0 4 + BaCI 2

- B a S 0 4 + HCI

e)

Kl + Pb (N0 3 ) 2

- Pbl2 + K N 0 3

+

1 -2

-1

2 H N 0 3 + 3H 2 S (+5)

"l" Reduce Oxida

Rpta.: 2

(-2)

-2

3S + 2NO (0)

(+ 2 )

(gar a 3e)>2 | (pfc rde 2e ) x3

55

Resolución:

Resolución:

2.

|

Si en la siguien te reacción quím ica desp ués de balancear se observa que la suma de sus coeficientes es igual a 6 . ¿Cuál es el valo r de x? Fe 2 0 3 + H20 -

; NH 3(g) ,, . + 22kca l/mol

uímica

+1

-2

4H 2 O

4.

4

KN Q 3

Indicar la reacción que es endotérm ica: a) b) c) d) e)

CH 4 + 0 2 n2 + h2 CuO h2 + 0 2 Na OH + HCI

—-

C 0 2 + H20 nh3 Cu + 0 2 h 2o NaCI + H 20

56

| C olección El Po s t u la n t e

5.

Indicar verda dero (V) o falso (F) según corres ponda a las reacciones químicas.

---------------------------------------

I.

Los átom os que participan man tienen su Identidad. II. Son fenóm eno s que permiten la transfor mación de las sustancias. III. Toda reacción va asociada a cambios de energía en alguna de sus manifestacio nes. a) V W d) VFF 6

b) F W e) FFF

c ) V FV

. Al reaccion ar el cloruro de plata y el ácido ní trico indique los productos. a) Ag20 y HCI0 4 c) AgN0 3 y HCIO e) Ag20 y HCI

7.

b) Ag N0 2 y HCIO d) Ag N 0 3 y HCI

Indique los fenóm enos quím icos que son redox: I. Corrosión de metales por ácido. II. Neutralización. III. Combustión. a) 1 , 1 1 1 d) 1,11 y III

8

b) I, II e) III

c) II, III

9.

b) 4 e )7

a) K 2 S 0 4 d) FeS 2

b) Fe 2 C 3 e) Fe 2 S 3

c) 5

12. Luego de balancear por el métod o del tanteo indique la ecuación que represente mayor coeficiente con relación al CO y C 0 2. I. Fe 2 0 3 + CO — Fe + C 0 2 II. M n0 2 + CO —* Mn + C 0 2 III. P2 0 5 + CO - P + co2 a) II d) I

b) III e) I; II

a) S + 0 2 —* S 0 2: Ad ición b) CaC0 3 — CaO + C 0 2: Descomposición c) C 3 H8 + 0 2 — CO + H2 0 : Combustión com pleta. d) H 2 + AgCI — Ag + HCI: Desplazamiento simple e) HCI + NaOH - NaCI + H 2 0: Metátesis

13. Balanc ear la siguiente ecuación e indica r el número de electrones transferidos: Cl2 + H N 0 3 a) 5 d ) 14

H20 + n o 2 + H C I 0 4 b) 7 e) 1

10. Ba lancea r la siguiente ecua ción e Indique la sumatoria de sus coeficientes:

b) 19 e) 1 2

c) 12

14. Balan cear la siguiente ecua ción e indica r la relación molar:

HN 03 + H Mn0 4+ KHS04 -» K 2S20 8 + Mn(N03)2 + H20

a) 2 d)

b) 4 5 e)

c)1/2 10

K M n 0 4 + HCI - M nC I2 + KCI + Cl 2 + H20 Hallar la suma total de coeficientes: a) d)

20

30

b) 26 e )35

H20 + NO c) 18

c)

10

16. Señale la afirmación correcta res pecto a la ecuación: Fe + 2 + Cl 2 -

a) 17 d) 16

c) II; III

15. En la siguiente reacción redox:

Indica r la relació n incorrecta:

NH 3 + 0 2 -

c) K 2 S 2 0 3

Ag en te redu ctor Age nte o xida nte

. Hallar el valo r de la ecuac ión (a + c). a K + bH 20 - cKOH + dH 2 a) 3 d) 6

11. Luego de hacer reaccion ar sulfuro de potasio acuoso y sulfato de hierro (III) acuoso, ¿cuál es el precipitado que se forma?

a) b) c) d) e)

CP + Fe + 3

El gas cloro pierde electrones. El Fe + 2 es el agente oxidante. El gas cloro es el agente reductor. El Fe + 2 gana electrones. El gas cloro es el agente oxidante.

Q

17.

Luego de balan cear la siguiente ecuación: KM n04 + Na N0 2 + H20 - Mn 02 + Na N03 + KOH

18.

b) e) 2

10

c)

6

De las siguien te reaccione s químicas, ¿cuán tas se consideran de oxidación y reducción? I.

HCI + NaO H-

II. S 0 3 + H20

NaCI + H20

III. H2 + 0 2

-

IV. k c io 3

- KCI + 0 2

a) I, III d) III, IV

b) II, III e) II, III, IV

a)

3

b) 4

c) 5

d)

e) 7

6

20. Hallar la suma de los coeficien tes estequiométricos de la siguiente ecuación balanceada. N 0 2 + S + H20

HNO, +H,S

. 2 . 3. 4. 1

c) I, IV

57

HCI +AI(OH ) 3 - AICI 3 + H20

b) e)

a) 14 d) 1 0

H2 S 0 4 H20

|

19. 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

uímica

d d c c

5. a 6 . d 7. e 0 0

. O

c)

12

8

15 9. 10 . 1 1 . 1 2 .

c b e b

13. 14. 15. 16.

d d e e

17. 18. 19. 2 0 .

d d b c

UNIDADES QUÍMICAS DE MASA COMPOSICIÓN CENTESIMAL  DETERMINACIÓN DE FÓRMULAS UNIDADES QUÍMICAS DE MASA Los cálculos químicos están relacionados con las masas de los átomos, moléculas, iones, etc., estas partículas son extremadamente pequeñas y por lo tanto sus masas también. Cuando las masas de estas partículas se expre san, por ejemplo, en gramos, kilogramos, resultan cantidades muy engorrosas de operar matemáti 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., debemos tener una masa que represente a cualesquiera de los isótopos de un elemento. Por este motivo se define esta m asa como masa atómica promedio.

Principales pesos atómicos promedio Elemento

H Na K Mg Ca Fe

UNIDAD DE MASA ATÓMICA (u) Esta unidad se define tomando como base la masa del isótopo más abundante del carbono, es decir, el carbono - 1 2 ( 1 2 C), para esto se consideró arbi trariamente 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 de l12C = 1,66 x 10 27 kg = 1,66 x 10 24 g 19 6

Entonces, al expresar la masa de los átomos de un elemento en esta nueva unidad , resulta una masa que es llamada masa atómica relativa.

Masa o Peso atómico relativo (PA). Viene a ser la masa relativa de un átomo de un elemento 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)

Resolución:

Pasamos la masa del átomo de plata a la unidad de masa atómica, entonces: 1,8079x1(T25kg I \1

,6 6

x

— ---------- ) = 108,91 u 10 kg /

Luego: La masa atóm ica relativa de la Ag -10 9 es 108,91 u.

1

23 39 24 40 56 108 55 80

u u u u u u u u u

Elemento

Al C N P O S Cl Zn F

Masa o Peso atómico 27

u 12 u 14 u 31 u 16 u 32 u 35,5 u 65 u 19 u

Masa o peso molecular (M). Se determina su mando las masas atómicas de los elementos que forman un compuesto covalente (estructurado en moléculas), multiplicando cada uno por su respec tivo subíndice. Ejemplos: 1.

H20 => M = (1 )2 -t- (16) 1= 18 u l 1

2.

\ 16

H2 S 0 4 =» M = (1 )2 + (32)1 + (16)4 = 98 u / i \ 1 32 16

Ejemplo: Si la masa de un átomo de plata (Ag-109) es 1,8079x10-25 kg, ¿cuál será su masa atómica re lativa?

Masa o Peso atómico

Masa o peso fórmula (PF). Se determina su mando las masas atómicas de los elementos que forman a un compuesto iónico (estructurado en unidades fórmulas), multiplicado cada uno por su respectivo subíndice. Ejemplo: 1.

Ca C 0 3 =* PF = (40)1 + (1 2 )1 + (16)3 = 100 u / i\ 40 12 16

Q

2.

Fe2(S04)3

/

PF = (56) 2 + (32) 3 + (16) 12 = 400 u

i\

56 32 16

uímica

|

59

La cantidad de moles de átomos o el número de átomos gramos se puede determinar con la si guiente fórmula:

Observación: Por facilidad en lo sucesivo se tomará el peso fór mula como peso molecular.

N ° at-g (E) = Pesodel E = N.° de átomos

También se puede decir que el peso molecular es el peso de una molécula de un compuesto expre sada en unidades (u).

Molécula gramo (molg). Una molécula gramo de un compuesto tiene un peso que equivale al peso de un mol de moléculas del compuesto o a su peso molecular expresado en gramos.

Ejemplo:

Ejemplos:

M (H 2 0) = 18 u peso de 18 u

1

molécula de agua tiene un

CONCEPTO DE MOL Es una unidad del Sistema Internacional de Uni dades que se utiliza para indicar la cantidad de sustancia. En un mol existen 6,023x1023 unidades. Este número es conocido con el nombre de núme ro de Avog adro (NA).

1.

M (C 0 2) = 44 u =» 1 mol-g (C 0 2) = 44 g

T

T

Peso de una molécula de C 0 2

2.

M (NH3) = 17 u

=7

Peso de 6,0 23 x10 23 moléculas de C 0 2

1 mol-g (NH3) = 17 g

T

T

Peso de una molécula de NH3

Ejemplo: Para el elemento calcio (Ca) tendremos: 6,023x 1023 átomos de Ca

_ e _ 1 mol de Ca

Peso de 6,0 23 x10 23 molécula s de NH3

El número de moles o número de moléculas gramo (se representan con n), se calcula de la siguiente forma: Peso del compuesto _ Número de moléculas

M T V

~

Na

Átomo gramo (atg). Un átomo gramo de un ele mento tiene un peso que equivale al peso de un mol de átomos del elemento o a su peso atómico expresada en gramos.

Observación: Cuando se considera 1 mol-g de un compuesto los subíndices de los elementos que forman al com puesto indican la cantidad de moles de átomos o cantidad de átomos gramos 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 3x10 23 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

3 N a

1 na

4 N a

o c Z >

Masa

3g

31 g

64 g

98 g

N.° de moles

3

1

4

8

N.° de at-g

3

1

4

8

60


Condiciones normales (CN). Son condiciones especiales de presión y temperatura a las cuales se encuentra sometida una determinada muestra. A co nd icione s no rm ales se cu mplen los sigu ientes valores:

Resolución:

1mol-g CaC0 3 100 g de Ca C 0 3 20 g CaC 0 3

Presión (P) = 1 atm = 760 m mHg = 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 normales ocupa rá un volumen de 22,4 litros.

►3 at-g O

" X= S 3.

Vm =22,4 L/mol-g

-------- -

x

) X 3 = ° ' 6 a t' 9 °

El núme ro de moléc ulas 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, 02 3x 10 23 mo léculas

2

4g 5 mol-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, sometido a CN, puede ser calculado de la siguiente manera: Volumen del gas ngas = Vm

x

-------- -

x 6,0 23 x 10 2 3

x = 1,50575x1023 moléculas 4.

¿Cu ántos at-g de fósforo existen en 15 mo  les de fosforita Ca 3 (P 0 4)2? PA(P) = 31; PA (Ca) = 40 Resolución:

EJERCICIOS RESUELTOS 1.

1 mol Ca 3 (P 0 4 ) 2

„ 2 at-g P

15 mol Ca 3 (P 0 4 ) 2 -------- x

Si se cons um ieron 2, 40 92 x1 025 átom os de oxígeno solo en la formación del dióxido de manganeso, ¿cuántos kg de este compuesto se formaron? PA (Mn) = 55

=> x = ± p> <2 = 30 at-g P

5.

Resolución:

--------

Dióxido de m angane so => M n 0 2

¿Cu ántos 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 n0 2 = 87 g

1at-g C a x

87 g —2 at-g O -^2(6,023x1023 átomos) m Mno2

---------

- 2,4092x1023 átomos

=>

40

►40 g --------

1

224 g x = 5,6 at-g Ca

mMno2 = 1740 g = 1,74 kg

2.

¿C uán tos at-g de oxíge no contiene 20 g de Ca C 0 3? PA(Ca ) = 40; PA(C) = 12; PA(O) = 16

6

.

¿Qué peso de plata tendrá una muestra impu  ra de 600 g de AgCI que contiene 40% de éste compuesto? PA(Ag) = 108; PA(CI) = 35,5

Q

|

61

Resolución:

COMPOSICIÓN CENTESIMAL (CC)

ÑT(AgCI) = 108 + 35,5 = 143,5 u

La composición centesimal de un elemento es el porcentaje que tiene su peso en toda el peso del compuesto. Para poder determinar la composición centesimal de un elemento se deb e conocer la fór mula química del compuesto y tener presente que la composición centesimal debe ser la misma inde pendiente del peso de la muestra que se tome del compuesto, es decir, es una propiedad intensiva.

143,5

gAgCI

-----

40% (600 g A g C I)

A9

. 108gAg -m Ag

240 x 108 = 180,62g 14 3,5

COMPOSICIÓN CENTESIMAL - DETERMINACIÓN DE FÓRMULAS Análisis cuantitativo de una fórmula química. Nos indica la relación existente entre las cantida des que presentan los elementos con las cantida des de sus compuestos al cual constituyen. Ejemplos: 1.

uímica

Determinar la composición centesimal para el dió xido de carbono. I — - 2PA(0) = 32

C 02 -

De: Recordando: _

Ejemplo:

/— * 2P A(H)

1at-g < > PA en g

\

m co2

o/oC = f ñ e x ioo%

= 44

PA(C) = 12

%0 =

2

^ A (0 ) X 1 0 0 %

M h2 o

\

P A(O )

1 m ol-g < > M en g

C C (C ) = I | x 1 0 0 % = 2 7,2 7%

Entonces: 1mol-g H20 i * i .— ►2 g H < > 2 at-g H 18 g de H20 ■16 g O < > 1 at-g O Se concluye: I — ►2 at-g H 1

mol-g H 2 0 \ — ►1 at-g O

2.

Entonces:

En form a similar, se tiene: .—>2(1 at-g de S) = 2 at-g de S

2 mol-g de S0 2 \ — >2(2 at-g de O) = 4 at-g de O

Observación: Los subíndices que presentan los elementos en las fórmulas químicas de los compuestos nos in dican sus cantidades de átomos gramos por cada molécula gramo (moi-g) o fórmula gramo de di chos compuestos.

C C (O ) = | | x 10 0 % = 7 2,7 3%

FÓRMULA EMPÍRICA (FE) Se le conoce también como la fórmula mínima de bido a que nos indica la mínima proporción existen te entre los átomos de los elementos que forman un compuesto y comúnmente se halla a partir de la composición centesimal.

Ejemplos: Para el benceno:

Formula empírica

Fórmula molecular

CH

c 6h6

Para la glucosa:

Formula empírica c h 2o

Fórmula m olecular CeHi2 0

6

62

| C

olección

El Po s t u la n t e

Para el monóxido de carbono:

Formula empírica

Fórmula molecular

CO

CO

Para determinar la fórmula empírica se debe tener en cuenta los siguientes pasos:

Paso 1: Se debe obtener el número de átomos gramo de cada elemento en el compuesto, para lo cual se empleará la composición centesimal o el peso del elemento en dicho compuesto y se debe recordar:

2,17 0,72

FORMULA MOLECULAR (FM) Es la fórmula real o verdadera, que indica el núme ro exacto de átomos de cada elemento presentes en una molécula de un compuesto. No es raro que la fórmula molecular sea la misma que la fórmula empírica. Si la fórmula molecular no es la misma, será un múltiplo de la fórmula empírica. Entonces:

Donde: N.° at-g

FE: K 2 C 0 3

FM = (FE)K ^

Peso del elemento PA

” M fe

Ejemplo: Paso 2: Para obtener la proporción entre los nú meros de átomo gramos obtenidos se debe dividir a todos ellos con el menor valor obtenido. Paso 3: SI los valores obtenidos, después de rea lizar el paso anterior, no son números enteros se debe multiplicar a todos ellos por un mismo valor tal que se logre obtener los menores números en teros posibles.

El propeno es un hidrocarburo que tiene un peso mo lecular Igual a 42 y presenta la siguiente comp o 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 oxige no. Determinar la fórmula empírica de dicha sal. Sea la fórmula:

Paso 2: x =

Paso 1: cálculo del N.° de átomos-gramo m o * ,¡s\ 56,58 . .c N.°at-g(K) = x = - ^ - = 1,45

14,3

7.15 . = 1 7.15

y = !M = 2 s 7,15

FE: KxCyOz

=

FE: CH 2

Cálculo de la fórmula 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 .°at-g(0) = z = ^ ¿ = 2 , 1 7


Paso 2: dividiendo por el menor va lor obtenido 1. x=

0,72

2

; y = °iZ £= y 0,72

1

¿Cuántos gramos de un compuesto que con tiene 52,17% de carbono deben quemarse para obtener 6,25 g de dióxido de carbono?

Q

Resolución:

m c = ^ | x 1 6,9 2

Hallando la masa de carbono presente en el C02: M (C 0 2) =

12

uC

12

mc

•

+ 2(16) = 44

--------

mH

►6,25 g C 0 2

|

63

.-. mc = 4 ,6 15 g

M (H 2 0) = 2(1) + 16 = 18

2uH

►44 u C 0 2

uímica

►18 u H20 --------

►3,46 5 g H20

= m H = — x 3,465

.-. mH = 0,385 <

18

=> mru = 44 x 6 ,2 5 =1,70 g 44

Determinando la FE: Entonces de los datos: 1,70 g C

--------

m CQ m pu es to

, u 0,385 0,385 . N. at-g H = — = —------- = a 1 0,385

100 x 1,70 = 3,267 g 52 1 7

El hidroca rburo saturad o CnH 2 n + 2 arde con un número de moles de oxígeno, ocho veces mayor que el suyo. El porcentaje de masa de hidrógeno que contiene el hidrocarburo en mención será: Pesos atómicos: C = 12; H = 1

[ÊJER CICIOS PROPUESTOS | 1.

Haciendo la reacción de combustión y balan ceando: CnH2n + n 4" 0O 2 “ * n C 0 2 + (n + 1 )H 2 0 Entonces: 16 = 2n + n + 1

.-. n = 5

a) 3,97 d) 6,39

=* M (C 5 H12) = 5(12) + 12(1) = 72 ■1 0 0 % •x

12

10 0

%

x = 16,6%

a) 32 d) 90 4.

Resolución:

Hallando las masas de C y H que había en el hidrocarburo:

c) 5,47

u C -----------►44 u C 0 2 mc ►16,92 g C 0 2

5.

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? Pesos atómicos: S = 32; O = 16; H = 1 a) 4,46 d) 5,17

M (C 02) = 12 + 2(16) = 44 12

b) 4,97 e) 3,56

Se sabe que un frasco contiene 2,5 at-g de azufre. ¿Cuántos gramos de azufre contiene el frasco?

Hallar la FE de un hidrocarburo que al ser quemado con oxígeno produce 16,92 g de C 0 2 y 3,465 g de H 2 0 .

•

b) 188 x 1023 d) 1,88 x 102'

¿Cuántos at-g de mercurio hay en una botella que contiene 1 0 0 0 g de mercurio? PA(Hg) = 200,5

Para el hidrocarburo: C 5 H 1 2

x= ^ x

¿Cuá ntos átomo s hay en 5 g de oxígeno? a) 18,8 x 1 023 c) 1,88 x 1022 d) 1 , 8 8 x 1023

Resolución:

72 u 1 2 u-

La fórmula es [CHl

* í 09 A

Compuesto

2.

. _ 4,61 5 0;385 ,. N. at-g C = = t— = 11 12 0,385

►52,17%

b) 7,25 e) 25,0

c) 6,23

¿Cuántos átomos hay en 1 cm 3 de plomo, de densidad 11,3 g/cm3?

64

| C

olección

E l Po s t u la n t e

PA(Pb) 206 Na: Número de Avogadro a) 5,45x10 ^ 2 Na c) 207 N a e) 0,545 N a 6

.

¿Cuántos gramos de iones Mg + 2 y iones S - 2 hay en 3,25 moles de MgS? a) Igual cantidad c) 39 y 52 e) 80 y 1 1 2

7.

.

b) 42 e) 64

c) 48

Se ha descubierto 3,7 5x 10 1 9 átomos de un elemento de m asa 2,5 mg. Determinar el peso atómico del elemento. a) 25 d) 42,5

9.

b) 78 y 104 d) 50 y 180

Una mezcla contiene 0,25 at-g de oxígeno y 1,25 at-g de azufre. ¿Cuál es el peso de la mezcla? a) 22 d) 44

8

b) 3, 28 x1 023Na d) 5,45 NA

b) 37,5 e) 48

c) 40

Determ ine el peso de aluminio que contiene el mismo número de átomos que 6,35 kg de cobre. PA(Cu) = 63,5 a) 2,35 kg c) 5,00 kg e) 8 , 0 0 kg

b) 2,70 kg d) 6,35 kg

10. Determ ine-el peso en gramos de un millón de átomos de carbono. a) 2x 10 - 1 2 g c ) 2 x 1 0 “ 17g e) 4x10 -2 2 g

b ) 3 x 1 0 ' 15g d) 6 x 1 0 - 1 9 g

11. Determine el peso en gramos de 4 x 1 0 2 2 áto mos de potasio. PA(K): 39 a) 1,3 d) 4,2

b) 2,6 e) 5,2

c) 3,9

12. Determ ine el número de mo léculas gramo contenidos en 880 gramos de anhídrido car bónico C 0 2. a) 1 2 d) 30

b) 2 0 e) 40

13. Determ ine el peso de anhídrido carbón ico (C 0 2) que contiene el mismo número de m olé culas que 352 gramos de anhídrido sulfuroso (S02). Pesos atómicos: C = 12, S = 32; O = 16 a) 352 g d) 242 g

b) 320 g e) 176 g

c) 280 g

14. Se tiene 2 kg de óxido de aluminio (Al 2 0 3) al 86,7% de pureza. Determine el peso de alu minio 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. De termin ar el valo r de x si el peso mo lecular del compuesto Cu 3 (P04)x es 380,5. Pesos atómicos: Cu = 63,5; P = 31; O = 16. a) 1 d)4

b) 2 e)5

c) 3

16. Cuál de las siguientes masas contiene mayor número de átomos. a) b) c) d) e)

780 260 591 414 595

g de g de g de g de g de

platino (Pt: 195) crom o (Cr: 52) oro (Au: 197) plomo (Pb: 207) uranio (U: 238)

17. Determ ine ia masa de carbon o que está con tenido en 18 kilogramos de carbonato de cal cio, CaC03. PA(Ca = 40; C = 12; O = 16) a ) 1 ,8 kg d) 9,42 kg

b) 2,16 kg e)1 2,0 kg

c)

8 ,0

kg

18. Determinar el número de átomos de fósfo ro contenido en 2,79 kg de fosfato de calcio Ca 3 (P 0 4 )2 N a : Número de Avogadro PA(Ca = 40; P = 31; O = 16) 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 muestra de áci do sulfúrico H 2 S 0 4 que tiene el 2% de impu-

Q

rezas. Determ inar el núme ro de moléc ulas de ácido en la mues tra. NA: Núm ero de Avo gad ro a) 1 N a d) 13 N a 20.

b) 2 NA e) 20 N a

i i

a) 19,83 d) 12,00

b) 20,67 e) 16,05

uímica

|

65

c) 17,56

c) 5 NA

¿Cuántas veces más pesado es un átomode uranio que un átomo de carbono 1 2 ? PA(U) = 238

. 2 . 3. 4. 1

e b e a

5. 6 . 7. 8 .

a b d c

9. 10 . 1 1 . 1 2 .

b c b b

13. 14. 15. 16.

d d b b

17. 18. 19. 2 0 .

b e d a

ESTEQUIOMETRÍA les que es constante o definida, esa propor ción queda determinada por la estequiometría de la reacción.

La estequiometría se encarga del estudio de las relaciones cuantitativas entre las sustancias que intervienen en una reacción química. Para realizar cualquier cálculo estequlométrlco la ecuación química deberá estar correctamente ba lanceada.

Ejemplo: Sea la siguiente reacción: 2H2

La estequiometría, para su análisis, se fundamenta en las siguientes leyes:

+

o2

Relación en molg: 2 molg Relación en masa: 4 g



1 molg 32 g

2H2o 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.

Según Proust, se deduce:

Ley de la conserv ación de la masa (Lavoi sier). 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 masas de los productos.

M(C02) = 44; M(H 2 0) = 18

Relación en molg: Relación de masa:

Por Lavoisier:

> N 0

1

+ 2H20

C 02

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

. , . mH2 n 0 2 mH2 0 Ade mas : —— = —— = —— 4 32 36 Simplificando: - y - = ■

80 g

Las relaciones entre los volúmenes de las sustan cias gaseosas se basan en la ley volumétrica de Gay-Lussac, conocida como ley de los volúmenes de combinación, la cual establece que a las mismas condiciones de presión y temperatura, el volumen estequiométrico con el cual Interviene una sustancia gaseosa en una ecuación química está dado por el coeficiente que tiene dicha sustancia en la ecuación balanceada.

Se cumple: Z masas reactantes = Z masas productos

2.

2

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 temperatura (condiciones de Avogadro).

Datos: M(CH4) = 16; M (0 2) = 32

+

~ 2 ~ ~ r ~

LEYES VOLUMETRICAS

Ejemplo Sea la reacción balanceada.

CH4

nH2 _ n0 2 _ n H20

Ley de las propo rciones definidas y con stantes (Proust) Muestras diferentes del mismo compues to contienen siempre los mismos elementos constituyentes en las mismas proporciones en masa. Si acondicionamos este enunciado a una ecuación química se observará que cuan do los reactantes y productos se combinan existe una proporción entre sus masas o mo

Ejemplo: De la siguiente reacción en fase gaseosa: N2 (g) + 3H 2(g) Relación en volu me n:

1 vol

3 vol

2N H3(g) 2 vol

Mj2 Mh2 M4 H3 . Entonces: —-- = —- = —— 1 3 2

_

n N2

T am bién se c um ple : —

n H2

n NH3

= — = —

Q

Observación: Esto demuestra que la relación en volumen de sus tancias gaseosas es igual a la relación en moles de estas sustancias.

2.

RELACIONES ESTEQUIOMÉTRICAS 1.

Relación mas amas a. En los problemas de masa-masa, las cantidades que se conocen y las que se desconocen están en unidades de masa. Los pasos que debemos aplicar depen den de que la cantidad conocida esté en masa o en moles.

Por la estequiom etría: 60 g Del problema: 72 g

_______

224 g m0 2

79 m0 9 Entonces: — = — — =* m 0„ = 268 ,8 g 2 60 224 •

Ejemp lo de molmol Determine las moles de C 0 2 que se producen cuan do reaccionan 4 m oles de 0 2, según la siguiente reacción: C 3 HQ + 5 0 2 —- 3C 0 2

4H20

Por la estequiom etría: 5 mol - 3 mol Del Problema: 4 mol - n c c , 2 Entonces: ^ •

n C 0 2 = 2,4 mol

Ejemplo 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: 4F e + 3 0 2 —* 2F e 2 0 3

|

67

Relación volumenvolumen: En los problemas de volumen-volumen, las cantidades que se conocen y las que se des conocen están en unidades de volumen (li tros, mL, cm3, m3, etc.), todas las sustancias gaseosas deben estar a igual presión y tem peratura. Ejemplo: Calcule el volumen de 0 2 que reacciona con 12 L de C 2 H2, según la siguiente reacción: 2C 2 H2 + 50 2 — 4 C 0 2 + 2 H20 Por la estequiometría: 2 L - 5 L Del problema: 12 L - V 0 2

Ejemplo de masamasa Calcule la masa de oxígeno que se necesita para quemar 72 g de C 2 H6, según la siguiente reacción: Dato: M(C 2 H6) = 30; M (0 2) = 32 2C 2 H6 + 7 0 2 - 4 C 0 2 + 6H20

uímica

En ton ce s: y - = ^ p » V0 2 = 30 L 3.

Relación masavolumen: Cuando la reacción se lleva a cabo en condi ciones normales (P = 1 atm y T = 0 °C) Ejemplo: Qué volumen de NH 3 se obtiene en CN cuan do reaccionan 3 moles de H2, según la si guiente reacción: H2 + 3N2 -

2NH 3

Por la estequiometría: 1 m o l 2(22,4 L) Del Prob lema : 3 mol _____ V N H 3 Entonces: |

- VNH3=1 34,4 L

REACTIVO LIMITANTE Es aquel reactivo que se consume totalmente en una reacción química, y por lo tanto al consumirse termina la reacción. REACTIVO EN EXCESO Es aquel reactivo que no se consume totalmente y por lo tanto de él sobra una determinada cantidad, esta cantidad es llamada el exceso.

Por la estequiometría: 4 mol - 96 g Del problema: Entonces:

5 mol - m 0 2

k

m 0o

4

96

=> m 0 2 = 120 g

FORMA DE CALCULAR EL REACTIVO LIMITANTE Y EL REACTIVO EN EXCESO Se divide la cantidad que se da como dato entre la cantidad estequiométrica que plantea la reacción

68


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 toma en cuenta al reactivo limitante.

Primero calculamos la masa de CaC0 3 en el mi neral: mCaco3 = ^ x

Ejemplo:

1 000

= 800 g

Para la siguiente reacción: H2 S 0 4 + 2N aO H - N a 2 S 0 4 + 2HzO Si interviene 100 g de H 2 S 0 4 y 100 g de NaOH, de termine ¿qué masa de agua se debería obtener?

Luego, de la reacción: Estequiometria: 100 g de CaC0 3 — 56 g de CaO Problema:

800 g de C aC 0 3 — mCao

Ent0nCeS: S

=

De la reacción: H2 S 0 4 + 2 Na 0H -

Na 2 S 0 4 + 2 H20

Por la estequiom etría: 98 g — 80 g Del problema: 100 g — 100 g Dividiendo: H 2 S 0 4: 2

98

1,02; N aO H: M = 1,25 80

El cociente menor corresponde al H 2 S 0 4, entonces él es el reactivo limitante y el NaOH es el reactivo en exceso. Luego de la reacción: Estequiom etría: 98 g de H 2 S 0 4 — 36 g H20 Problem a: 100 g de H 2 S 0 4 — mH2o Entonces:

~

=> mH2 o= 36,72 g

^ mca0 = 4489

RENDIMIENTO DE UNA REACCIÓN Hasta ahora todos los ejercicios vistos se han re suelto considerando que el rendimiento de la reac ción es del 1 0 0 %, realmente una reacción química no se puede desarrollar con este rendimiento, esto se debe a muchos factores, los cuales pueden ser: El material donde se llevó a cabo la reacción estaba sucio. La cantidad de un reactivo no reacciona total mente. Cierta masa de un reactivo se perdió en reac ciones no deseadas. En el aislamiento o purificación de un produc to, etc. Entonces, definiremos 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 estequiométricamente la cantidad pura, por lo tanto las impure zas quedan sin reaccionar. El porcentaje de pureza (%P) de una sustancia se determina con la siguien te relación: Masa pura de la sustancia x 1 00 % Masa total de la sustancia Ejemplo: Se tiene 1 kg de_un mineral cuya pureza es del 80% en CaC0 3 (M = 100), determine la masa de CaO que se obtiene al decomponerse el CaC03, según la siguiente reacción:

Rendimiento teórico (RT). Es la cantidad de un producto que se espera obtener si todo el reactivo limitante forma el producto, sin que sobre nada de reactivo y sin que alguno de los productos se pier da durante su aislamiento y purificación. Rendimiento real (RR). Es la cantidad de produc to que se obtiene en una reacción química real; siempre es menor que el rendimiento teórico debi do a las pérdidas durante las etapas de aislamiento y purificación, y a la producción de subproductos menores. Porcentaje de rendimiento (%R). Este viene a ser el cociente entra el rendimiento real con el ren dimiento teórico. %R =

Rendim iento real x 10Q% Rendimiento teórico

Q u í m i c a | 69

Ejemplo: Del ejemplo que se vio en pureza de reactivos, si el rendimiento de la reacción fuera del 75%, ¿cuál seria la masa de CaO que se obtendría?

2 K C I 03 -

2KCI + 3 0 2

2(122,5 g ) 3(22,4 L) mpura ------------- 112 L

Entonces, el rendimiento teórico de CaO es 448 g Luego, aplicando la fórmula: 75% :

(RR) 448

- " p » - 3 ( s r i ) ’<2<' 12’ 5> x

10 0

% =* mpura —4 08 ,3 g

RR = 358,4 g

Hallando la masa del mineral: C2 0 %>______


Al reac cion ar 240 g de an híd rid o su lfú ric o con agua, qué masa de solución de H 2 S 0 4 al 90% en masa se podrán preparar. Resolución:

Impurezas/ ____ K CI0 3 mrnineral----------- 100%

-

Planteando la reacción:

408,3 g ----------- 80%

"m ineral = ^ 4 0 8 , 3

him¡nerai —510,4 g ¿Cuántos gramos de ácido sulfúrico obten dremos a partir de 600 g de pirita (FeS2) se gún las siguientes reacciones: m =

x 98 = 294 g (ácido puro)

Fe S 2 + 0 2 —* F e2 0

Preparando la solución:

90%m H2S 0 4 +

294 g.

- 90%

m Total -

_10 0 %

_ A m Total "

10 0

H ,0

90

x 294

m-rotai = 32 6,6 g 2.

¿Qué masa de un mineral que contien e 80% en masa de clorato de potasio se requieren para obtener 112 L de oxígeno medidos a CN según: si -?-al?L KC I(S) + O; KCI03( 3(s)

Resolución:

Balanceando la ecuación:

502+

0 2

so3 +

h 2o -

3

+ S02

so3

—■

H2 S0

4

Resolución:

Balanceando las ecuaciones: 4FeS 2 + 110 2 -

2Fe 2 0 3 + 8 S 0 2 ..................(I)

2S02 + 0 2

-

2 S 0 3 .................................... (II)

5 0 3 + H20

-

H2 S 0 4

Operando: 4FeS 2 4(120 g) 600 g

-

8H 2 S 0 4

-------

=>" = —

(III)

...............................

8(98 g) m

y * 8(98) = 980 g

70


[ " " e j e r c i c i o s PROPUESTOS

1.

Al com bustio nar 5 moles de metano (CH4) con suficiente cantidad de oxígeno, hallar los mo les de C 0 2 desprendidos. a) 1 d )5

2.

.

c)1 00

b) 19,6 e) 29,4

b) 9 g e) 36 g

b) C 2 H4 e) C 5 H 10

b) 780 g e) 1 0 2 0 g

a) 200 g d) 400 g 8

.

b) 300 g e) 600 g

¿Cuán tos litros de amon iaco se producirán a partir de 60 litros de nitrógeno? a) 120 L d) 80 L

9.

c) 500 g

b) 140 L e ) 170 L

c) 60 L

Cuán tos mol-gram o del gas se producirán a partir de 177 gramos de estaño, según: H20 + Sn + HN 0 3 - H 2 S n 0 3 + NO

c)

28

c) 54 g

c)

C 3 H6

Segú n el proceso : ZnS + 0 2 —- Zn + S 0 3 La blenda es un mineral que contiene 50% de pureza de ZnS. ¿Cuántos gramos de blenda se necesita para producir 320 gramos de S 0 3 según la reacción indicada? PA(Zn = 65,5; S = 32; O = 16) a) 880 g d) 680 g

7.

b) 50 e) 40

La com bustión comp leta de 4 litros de un alqueno gaseoso (CnH2n) libera 12 litros de gas. Hallar la formula del alqueno. a) CH 2 d) C 4 H 8

6

10

Se hace reaccionar 46 gramos de sodio com pletamente con agua. Hallar la masa de agua que se necesita. PA(Na =23; O = 16, H = 1) a) 18 g d) 4,5 g

5.

c)

¿Qué volum en en litros ocupará a cond icio nes normales el oxígeno empleado, si la com bustión es completa para 1 1 gramos de gas propano? a) 14 d) 21

4.

b) 2 e) 2 0

Al reacc ionar el sodio con suficiente ácido sul fúrico, se desprende 50 moles de gas hidróge no. Hallar los moles de ácido requerido. a) 25 d) 30

3.

C a C 0 3 —*■ GaO + G 0 2 ¿Cuántos gramos de piedra caliza se requie ren?

|

c) 460 g

Se desea obten er 224 gramo s de CaO a partir de piedra caliza que contiene 80% de C aC 03.

PA(Sn) = 118 a) 4 mol d) 3 mol

b) 1 mol e) 1,5 mol

c) 2 mol

10. ¿Cuán tos litros de aire con 20% en volume n de oxígeno se requiere para reaccionar con 40 litros de hidrogeno y así formar agua? a) 20 L d) 50 L

b) 100 L e ) 150 L

c )1 2 L

11. ¿Cuán tos 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 gramos de amon iaco se formarán al reaccionar 50 gramos de N 2 y 30 gramos de H2? a) 80 g d) 60,71 g

b) 10,71 g e) 19,29 g

c) 40 ,7 1 g

13. Se hace reaccionar 50 gram os de sodio metá lico con 40 gramos de agua. ¿Cuál es el volu men de H 2 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 N 2 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 atmósferas a 27°C. a) 7 L d) 5,96 L

b) 6,2 L e) 4,3 L

Fe + H 2 S 0 4 —- F eS 0 4 + H 2 a) 70% d) 15%

b) 20% e) 50%

c) 30%

16. ¿Cuá ntos kg de H 2 S 0 4 se obtendrá a partir de 1 kg de pirita según: Fe S 2 + 0 2 —* Fe2 0 3 + S 0 2 5 0 2 + 0 2 —- S 0 3 5 0 3 + H20 - H 2 S 0 4 a) 2,46 d) 4,32

b) 1,63 e) 6,32

c)2 ,96

17. ¿Cuántos gramos de soda cáustica se podrán obtener a partir de 1 kg de Na 2 C 0 3 con 20,5% de impurezas, si reacciona con la cal apa gada? a) 754,7 g d ) 795 g

b) 452 g e) 800 g

c) 600 g

|

71

18. En la tost ación de 36 g de sulfuro de hierro, se obtiene 0,12 NA unidades fórmulas de óxido férrico. Determinar el rendimiento de la reac ción: FeS 2 + 0 2 —- Fe 2 0

c )7 ,1 L

15. Un clavo de hierro que tiene una masa de 40 gramos cae en un recipiente que contiene 59,5 g de ácido sulfúrico hirviendo. ¿Qué por centaje del clavo no reacciona?

uímica

a) 19,2% d) 80%

3

+ S02

b) 83,47% e) 23 %

c)41 ,6%

19. Se hace saltar una chispa eléctrica en una mezcla que contiene 100 g de Fl 2 y 100 g de 0 2, de modo que se forma agua. ¿Cuánta agua se formó? a) b) c) d) e)

12,5 g 0 2 en exceso; 12,5 g 10 0 g 112,5 g Exc eso en H2; 12,5 g

20. Cuan do se calienta cobre con un exceso de azufre, se forma Cu 2 S. ¿Cuántos gramos de CuS se producirá si se calienta 100 g de co bre con 50 g de azufre? a) 300 d) 180 . 2 . 3. 4. 1

d d c a

b) 12,5 e) 1 0 0 5. 6 . 7. 8 .

c b c a

9. 10 . 1 1 . 1 2 .

c) 125

c b c d

13. 14. 15. 16.

d d d b

17. 18. 19. 2 0 .

c d d c

ESTADO GASEOSO En ciertas condiciones de presión y temperatura, la mayoría de las especies químicas pueden existir en los tres estados de agregación de la materia. Las propiedades físicas de una sustancia depen den generalmente de su estado.

que el movimiento es desordenado o caótico (gas significa caos):

Q ,/3 o « b &

CONCEPTO DE GAS Son sustancias que se caracterizan por presentar forma y volumen variable. Presentan un movimien 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 inicialmente por el físico belga Van Helmont para referirse a las sus tancias que se desprendían al quemar madera. Según la termodinámica, se consideran 3 paráme tros o variables de estado, los cuales rigen el com portamiento de los gases. Este comportamiento es independiente de su composición química; siendo dichas variables de estado la presión, el volumen y la temperatura. Algunos compuestos com unes que son gases Fórmula

Nombre

Características

HCN

Cianuro de hidrógeno

Muy tóxico

HCI

Cloruro de hidrógeno

Tóxico, corrosivo, olor asfixiante

H2S

Sulfuro de hidrógeno

Muy tóxico

CO

Monóxido de carbono

Tóxico, incoloro, Inodoro

ch4

Metano

Incoloro, inodoro, inflamable

so2

Dióxido de azufre

Incoloro, olor irritante

nh3

Am on iaco

O If )

p o »

Fr »

Fa

0

Poseen grandes espacios intermoleculares, las moléculas de un gas están muy separa das. Poseen alta energía cinética molecular, puesto que las moléculas se mueven muy rá pidamente. La presión que ejerce un gas es el resultado del choque de sus moléculas 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 forma ni volum en definido. Compresión: mediante una fuerza externa se reduce el volumen de un gas debido a que hay grandes espacios intermoleculares. Difusión: consiste en que las moléculas de un gas debido a su alta energía cinética atra viesan fácilmente la masa de otro cuerpo ma terial (sólido, líquido o gas). Efusión: consiste en que las moléculas de un gas escapan a través de un orificio practicado en la pared del recipiente que las contiene. Se denomina atmólisis a la separación de los componentes de una mezcla gaseosa por di fusión a través de una membrana porosa. El gas más ligero es el que se difunde primero a través de dicha m embrana porosa.

Incoloro, olor pene trante

PROPIEDADES GENERALES DE LOS GASES Entre sus moléculas existe alta entropía, las fuerzas de repulsión (Fr) predominan 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 u í m i c a | 7 3

a comportarse copio gas ideal a bajas presiones y elevadas temperaturas y cuando el peso molecular es pequeño.

PV = cte.

Gas ideal. Cumple perfectamente la Teoría Cinética Molecular, no existen en realidad, gozan de perfecta elasticidad y compresibilidad.

PARA 2 ESTADOS

P1

Fue desarrollada por muchos científicos (Claus sius, Maxwell, Boltzman) para comprender mejor las propiedades de los gases, y para lo cual creamos un gas perfecto o g as ideal con las siguientes características:

T 1D 1

2.

Las moléculas tienen masas puntuales, es decir, dimensiones despreciables.

p2 t2d2

Procesos restring idos . Son aquellos donde la masa de gasees constante y una de las funciones de estado (P, T o V). Ley de Boyle  Mariotte. Si la temperatura permanece constante (proceso isotérmico), la presión absoluta varia inversamente proporcional 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 moléculas sólo depende de la temperatura:

PARA 2 ESTADOS

Y = cte. K = 1,38x10~23 J/mol.K La velocidad cuadrática mediadepende de la temperatura absoluta y la masa molecular.

'

M

R: constante universal del gas ideal Y = cte.

R = 8,31 J/mol.K

LEYES DE LOS GASES IDEALES 1.

Ecuación gen eral 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.).

PARA 2 ESTADOS

V, = Y, Ti

T2

Ley de Gay  Lussac. Si el volumen permanece constante (proceso isócoro o isométri co), la presión absoluta del gas varia directamente proporcional a la temperatura.

3R T

v

PiVi = P2V2

Ley de Charles. Si la presión permanece constante (proceso isobárico) el volumen varía directamente proporcional a la temperatura absoluta.

K: constante de Boltzman

•

T2

Relación con la densidad (D):

TEORÍA CINÉTICA 0 MOLECULAR DE LOS GASES.

•

P2 V2

m Ti

3.

PARA 2 ESTADOS

ñ = ü

Ti

T2

Ecuación universal de los gases ideales (Ecuación de Clapeyron). Relaciona matemáticamente las propiedades macroscrópicas (P, V y T) o variables de estado y la cantidad de gas (masa o número de moles):

74

|C

olección

E l Postulante

Presión parcial (P|): es la presión que ejer-

PV = RTn

cen las moléculas de uno de los componentes, cuando está ocupado todo el volumen de mezcla a la misma temperatura.

n: número de moles => n = ^ r M

Pt = 2 P¡ = Pi + P 2 + P3 + ... + P„

R: constante universal de los gases

Principales valores de R:

•

R = 0,082

2.

componente de una mezcla gaseosa ocupa un volumen parcial igual al que ocuparía si estuviera s^lo a la misma temperatura y presión total de la mezcla. B volumen total dé la mezcla e s la surtía de los volúmenes parciales de todos tos componentes.

L.atm mol.K rv^L

Volumen parcial (V¡): Es el volumen que ocu-

R = 62 4 L mmHg j P>m mH g o Torr

molK

pa cada gas componente (i) fuera de la mezcla (aislado), cuando se encuentra sometido a una presión Igual a la de la mezcla y a la misma temperatura..

I t~ k V~ L

•

R = 8,3 L.kPa mol.K

P» kPa

VT = 2V¡,= V, + V2 + V3 + ...+ Vn

T— K

Otras formas de expresar:

DEFINICIONES IMPORTANTES DE MEZCLAS 1.

PV =

M

Ley de Amagat. Esta ley plantea que cada

Fracción molar (fm)

R T =» PM = ^ R T Se define: fm(i) =

nT

En función de la densidad (D): En el ejemplo: fm( N2) = PM = DRT

Relación d e Avogadro:

DflasDP P Doas IP T

También se cumple:

\ ^ = \4 n1

P¡ = fm(i) x PT

n2

MEZCLA DE GASES

fm (i)= ^

Es una mezcla homogénea, donde cada componente tiene un comportamiento individual, como si se encontrara solo en el recipiente.

1.

fm (C 0 2) = ^

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 recipiente, y la presión total de la mezcla es la suma de las presiones parciales de todos los componentes.

V¡ = fm(i) x Vi

Se demuestra que: Zfm(i) = 1

2.

fm(1) + fm(2) +... = 1

Identidad de Avogadro %n¡ = %P¡ = %V¡ = fm(i)x100

Q u í m i c a | 7 5

3.

Masa molecular promedio o aparente de una mezcla (Mr ) M t = fm (t) M1 + fm(2) M2 + fm(3)M3 + ...

4.

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: Por la ley general de los gases Ideales:

mtotai= m i + m2 + m3 + ... + mn ntotai —n i + n2 + n3 + ... + nn

Pi D.,T|

VELOCIDAD DE EFUSIÓN 0 DIFUSIÓN (v)

10 (9,7) (400)

Indica el volumen difundido o efundido de una masa gase osa en una unidad de tiempo. „v = volumen „ V ............. =) v = — - difundido tiempo de difusión t

P2 D2T2

1

D2(273)

D2 = 1,421 g/L

..

2.

Un gas sigue el proceso (2) — (1). Si P2 = 3P 1 y T, = | t 2, hallar: V,/V2

LEY DE DIFUSIÓN GASEOSA (THOMAS GRAHAM) A las mismas condiciones de presión y temperatura,' la velocidad de difusión o efusión de 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 M a

:>

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 diferentes 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 exceden 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 = 4 4), el menos veloz es Cl2 (mayor M) y el más veloz es N 2(menor M).

ses:

PYi

pivi ! t 3 2

3.

P2 V2

3

pi v 2 T2

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 250 =*T2 = 500 K

(2,4)(760) V/3 T2

76


4.

En un recipiente de 32, 8 L de capacidad se tiene gas oxígeno a 640 torr y 131 °F. Determinar la masa del gas en el recipiente.

a )l d) I, II y til 2.

Resolución:

=* K = 328 K

13 132 9

K  273 5

=> PV = RTn

(640)(32,8) = (62,4 )(328 >(g ) » m = 32 g

5.

Se tiene un balón con 123 L de oxigeno gaseoso a 27 °C y 10 atm de presión. Si dejamos escapar un kilogramo del gas. ¿Cuánto marcará el manómetro finalmente? (T = ote)

3.

Resolución:

Caso inicial: P,V =

c) I y II

Indique la proposición correcta: a) Todos los gases obedecen exactamente la leydeBoyle. b) Los gases en el cero absoluto y una atmósfera de presión obedecen la ley de Boyle. c) La difusión de los gases no es espontánea. d) La efusión no es una propiedad del estado gaseoso. , e) La téúria cinética molecular del gas ideal ignora las colisiones intermoieculares.

Pasando la temperatura a grados K y aplicando la Ec. Universal de los gases, tenemos: F  32 _ K  273 9 5

b) II e) IV

Respecto a la ley de Boyle, señale la expresión correcta: a) El volumen es directamente proporcional a la temperatura del gas. b) La presión es directamente proporcional a la temperatura del gas. c) El cociente del volumen entre la temperatura del gas es constante.

... (a)

(10X123) = (0 ,082 )(300 )(g) => m, = 160 0 g = 1,6 kg

d) El producto del volumen y la presión de un gas es constante. e) byd

Caso final: P2V = R T x |m!_ ^j... (p) Dividiendo (a) r (P): 4.

¿Cuál es el volumen molar de un gas ideal a 91°Cy£4cmHg? a) 68 L d) 70 L

5.

1.

Respecto a la teoría cinética molecular de los gases ideales, indiqué lo que corresponde: I. II. III. IV.

Poseen forma y volumen variable. Son considerados como fluidos. Las moléculas poseen alta energía cinética. Se pueden comprimir hasta licuarlos a cualquier presión y temperatura.

6.

c)3 0L

¿Cuántos átomos hay en un litro de C 0 2 a 100 °C y 2 atm dé presión? a) 11.79 X 1022 0) 1 1 ,7 9 x 1023 e)6,53 x 1022

[Ê JERCICIOS PROPUESTOS l

b)27 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)) ¿Q ué 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 uímica | 7 7

7.

Un globo soporta una presión máxima de 4,1 atm. Si se infla con aire tes ta un volumen de 5 L y a 37 °C, calcular la masa de aire en 20 globos. M(aire) = 29 g/mol a) 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 máxim a temperatura que soportarla el balón sin llegar a explosionar? a) 247 °C d) 227 °C

9.

b) 476,74 g e)4 91 ,34g

b) 480 °C e) 237 °C

c) 207 °C

Un balón de acero de 3 L de capacidad, tiene 0 2(g) a 27 °C y 2,0 5 atm de presión. Por un agujero se escapa el ga s a razón de 0,36 L/min medidos a CN durante 2,5 minutos. Determinar 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) 2,0 5 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 )80 L

b) 160 L e ) 2 7 7,7 L

c) 75 L

11. El aire en un tanque estaba a una presión de 540 mmHg a 2 5 °C. Al exponerlo a la luz solar la temperatura aumenta a 50 °C. ¿Cuánto es la presión del tanque? a)¡ 27 0 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. Determ inar la nueva temperatura. a) 2700 °C d) 1200 K

1)) 2427'K e) 900 K

a) 45 ,2 mL d)44,8mL

b) 84,2 mL e)70,8mL

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 aumenta en 100%, hallar la temperatura final del gas en “C. a) 340 d) 370

b)330 e) 307

c)580

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

i

b) 240 e) 315

c) 250

16. Se tiene 4 L de gas oxigeno a 91 2 mmHg y 47 °C; luego por un proceso isobárico se incrementa la temperatura hasta 177 °C y por último por un proceso isotérmico se aumenta la presión hasta 1140 mmHg. ¿Cuál es el volumen 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 d e un tanque de 60 0 litros a 5 atm y 27 °C? a) Í0 0 d) 2730

b) 273 e) 5460

c) 546

18. Se tiene amoniac o
b)8,2g e) 16,4 g

c ) 1 0 ,4 g

c) 24 27 °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 averiada, 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


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 d) 70 g

b) 12 g e) 84 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 recipiente del mismo volumen y en las mismas condiciones?

1. 2. 3. 4.

d c d b

5. 6. 7. 8.

a c a c

9. 10. 11. 12.

c d c c

13. 14. 15. 16.

e e a d

17. 18. 19. 20.

c c a d

I

SOLUCIONES

ello es debido a la poca afinidad que existe entre la fase dispersa y la fase dispersante. Tamaño de partícula: d > 1 p

DISPERSIONES Es el ordenamiento de las partículas de un cuerpo en el seno de otro cuerpo, lo que se reparte se denomina fase dispersa y quien permite la dispersión se denomina fase dispersante.

2.

cuentran en constante movimiento tipo zig zag, lo cual le da estabilidad al coloide, este movimiento se denomina browniano; otra propiedad importante de los coloides es la difracción de lo§ rayo? de la luz, fenómeno llamado

CLASIFICACIÓN DE U S DISPERSIONES Según el tamaño de la partícula dispersa, las dispersiones se clasifican, en suspensiones^ soluciones y coloides.

1.

Coloides. Es un tipo de dispersión donde las partículas dispersas llamadas micelas se en-

efecto Tyndall.

Suspensiones. Es un tipo de dispersión que

Tama ño de partícula: 1 nm < d < 1 pm

tiene como característica la sedimentación,

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 (duraluminio).

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 homogénea, también se le denomina dispersión fina, en la solución se mezclan dos o más especies químicas (átomos, iones, moléculas). Tamaño de partícula: d < 1 nm.

COMPONENTES DE U SOLUCIÓN • . Soluto (Sto). Es el componente que se disuelve. Por lo general, se encuentra e n menor proporción, la solución puede contener más de un soluto y adem ás da el nombre a la solución.

Solvente (Ste). Es el componente que disuelve. Por lo general, se encuentra en mayor pro-

porción, la solución solo puede contener un solvente. El solvente más utilizado es el agua (solvente 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 Na 2COa Na 2SO„ Kl NaBr

80


COEFICIENTE DE SOLUBILIDAD (S)

Solución iónica. Es aquella que tiene como

Es una propiedad física muy importante de las soluciones, indica la concentración de una solución saturada. 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 soluciones son conductoras de la electricidad.

T(°C):

Ejemplos: NaCI(ac); CaSO4(a0)

masa máxima de soluto

Solución molecular. Es aquella que tiene como soluto a un compuesto el cual al disolverse se disgrega a nivel molecular por lo cual estas soluciones son no conductoras de la electricidad.

Solubilidad del soluto: La solubilidad de la mayoría de solutos sólidos 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.

Por la naturaleza del solvente: Solvente •

Por la naturaleza del soluto:

Solución 'S O iS te ”

s ó 1

Sólido

1 D A

"►

Liquido

Acero (C + Fe)

ó

Latón (Zn + Cu)

D O

Gas L 1 Q U I D A

Sóllrin

Liquido

Bronce (Sn + Cu) Amalgama (Hg + Metal)

L 1 Q U | D 0

Salmuera (NaCI + H20 ) Dextrosa (C6Hi20 6 + H20 ) Aguardiente (Etanol + H20 )

•

Vinagre (ácido acético + H20 ) Agua oxigenada (H20 2 + H20 ) Agua gaseosa (C02 en liquido)

Sólido Líquido ,

Gas

►Solución sólida ►Solución liquida ►Solución gaseosa

Oclusión de H2 en Pd

Gas G A S E O S A

Sólido •  Liquido ■  Gaseoso ■

—

s 1

agua azucarada

G A S E O S 0

i2 en el aire Aire húmedo (H20 de aire) Aire seco (N2, 0 2, Ar)

80

| C

olección

El Postulante

•

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 04(ac)

T t ° r ' \ _ masa máxima de soluto ( ’ 100g H20

•

Solubilidad del soluto: La solubilidad de la may oría de solutos sóli dos y líquidos es directamente proporcional a la temperatura. La solubilidad de ios gases en los líquidos es inversamente proporcional a la temperatura y directamente proporcional a la presión (ley de Henry).

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. Ejemplo: C 1 2 H 2 2 O 1 K. 0 — agua azucarada

2.

Por la naturaleza del solvente: Sólido Liquido

CLASIFICACIÓN DE LAS SOLUCIONES 1.

< Gaseoso

Por la naturaleza del soluto:

Solución S Ó L

Soluto

Sólido

1

D A

Líquido

Solvente S Ó L I D 0

Ga s L í Q U 1

D A

Sólido

Líquido

L f Q U 1

D 0

Sólido Líquido

Ejemplo (STO + STE) Ace ro (C + Fe) Latón (Zn + Cu) Bronce (Sn + Cu) Am alga ma (Hg + Me tal)

Salmuera (NaCI + H 2 0 ) Dextrosa (C 6 H 1 2 0 6 + H 2 0 ) Agu ar dien te (Etanol + H 2 0 ) Vinagre (ácido acético + H 2 0 ) Agu a ox igen ad a (H 2 0 2 + H 2 0 ) Agua gaseosa (C 0 2 en liquido)

G A S E

l 2 en el aire Aire hú medo (H20 de aire)

0

Gas

---------

Oclusión de H2 en Pd

Gas G A S E O S A

----------

S 0

Aire seco (N2, Oz, Ar)

. Solución sólida .Solución liquida

►Solución gaseosa

Q

3.

4.

uímica

|

81

Ejemplo:

Por su naturaleza química: Solución ácida Ejemplo: H2SO„(aci

[l-T1] > [ O H 1]

Solución básica Ejemplo: NaOHlaol~

[H '1j < [OH -1]

Solución neutra Ejemplo: NaCI(ac|

[H1+] = [OH1-]

Una solución de HN0 3 al 10% en masa, es la que contiene 10 g de HN0 3 en 100 g de solución. •

Porcentaje en volumen (%V) Expresa el volumen del soluto que hay en 1 0 0 mLde solución.

Po r 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 determi nada temperatura. Solución concentrada. Es aquella solución cuya cantidad de soluto se encuentra muy cercana a lo que Indica la solubilidad a una determinada temperatura. Solución saturada. Es aquella solución cuya cantidad de soluto que contiene es lo que in dica la solubilidad a una determinada tempe ratura. Solución sobresaturada. Es aquella solu ción cuya cantidad de soluto que contiene es mayor a lo que Indica la solubilidad a una de terminada 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 volumen (%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 tualmente 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 determinada, no cambia al variar la cantidad de la solución). UNIDADES FISICAS DE CONCENTRACION Porcentaje en masa (%m). Expresa la masa de soluto que hay en 1 0 0 gramos de solución.

%m = —

x 10 0

m Sol

mSoi —msto+ mste

Ejemplo: Una solución al 15% mA/ de Kl, significa que por cada 100 mL de solución hay 15 g de Kl. Masa de soluto en volumen de solución Cuando la concentración se expresa en mg/L, esta expresión es equivalente a una parte del millón (ppm)

82

| C

olección

E l Postulante

Una solución 5 N de Ca(OH)2, significa que en 1 litro de solución hay disueltos 5 equivalentes-gramo de Ca(OH)2.

UNIDADES QUIMICAS DE CONCENTRACION 1.

Molarldad (M). Es el número de moles del so luto por litro de solución. 3. M= V„

Molalidad (m). Es el número de moles de so luto en 1 kg de solvente.

Ejemplo:

1kg de Ste

Hallar la molaridad de una solución que con tiene 196 g de H 2 S 0 4 en 800 mL de solución. M = - ? - = 2,5 — = 2,5 M 0,8 L

Ejemplo: Hallar la molalidad de una solución que con tiene 0,2 moles de NaOH disueltos en 400 mL de H2 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 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-gramo de soluto por litro de solución.

_Solv ente: 400 mL = 400 g = 0,4 kg Significa que se tiene 0,5 moles de NaOH por 1 kg de H2 0 . OPERACIONES CON SOLUCIONES Dilución de soluciones. Consiste en bajar o disminuir la concentración de una solución va lorada agregando una cantidad determinada de solvente. En estos procesos eí número de moles del soluto permanece constante. ^Sto(concentrada) — 73Sto {diluida;

# Eq-g (Sto) N= V=,

Por lo tanto se deduce: N = M x 9 0

: capac idad 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-gramo de HCI. Ca (OH ) 2 (2,5M) => i .-. N = 2,5(2 ) = 5 N

= 2

MCV C = M dV d => (6)(5 0) = 2(50 + x) x = 100 mL Se debe ag regar 100 mL de agua

Q

uímica

|

83

masa de H2 S 0 4, para prepara r un litro de áci do sulfúrico a 1 molar.

Lo mismo se aplica cuando se trabaja con so luciones cuya concentración está expresada en términos de normalidad:

Resolución:

NCVC = N dV d

C om o:M = ^

^ ns t0 = (1)(1)

VSol

Mezcla de dos o más soluciones del mismo soluto

nsto = 1 = —,S,-° =» m sto = 98 g Msto

En este caso no hay reacción química, se conservan los moles de los solutos. Así para dos soluciones, se tiene:

En el ácido concentrado: 98 g H2 S 0 4 - 98%

n Sto(1) + n Sto(2) = r^sto (mezcla)

rhÁcidoic) “ *• 10 0%

+ M 2 V 2 = MmVm

=> mÁcido(C) = 1 00 g Calculando el VÁC¡d0(c):

Ejemplo: Se mezclan 2 Ld e HBr 4M y 3 Ld e HBr 0,2 M. Indicar la molaridad de la mezcla resultante.

_

m Á ci d o( C )

D= _

_

,,

m Á c id o( C )

=» v = -

ü-

- í~’r l ,W* W JHBr* - m S 9'

- __^ 2L

VAcido(C) = Y ^ = 54,34 cm3

*'* - * ♦ * H B r’ » * <* » L * , * >> 3L

3.

5L

Resolución:

Para el ácid o nítrico ( H N 0 3): N = M x 9 como: 0 = 1 =» Nhno 3 = Mhno 3 De los datos. nAc¡d0 (i) —hAcido(2 )

Se cumple: (4)(2) + (0,2)(3) = M m(5) .-. M m = 1,72 M

(MV)ac¡(Jo(1 ) = (MV)Acido(2 ) =» (4)(2) = (1 ,5)(2 + x) 8 = 3 + 1,5 x x = 3,3 L H20


1.

¿Cuál es la molaridad 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

M = 0,4 mol/L

Se tiene 2 litros de ácido nítrico 4 M. Calcú le se el volumen de H 2 0 a agregarse para obte ner el mismo ácido al 1,5 N.

4.

Una dilución de alcohol etílico en H20 es 1,54 molal, ¿Cuántos gramos de alcohol C 2 H 5 (OH) están disueltos en 2,5 litros de H 2 0 ? Resolución:

Com o: (m) =

Ad em ás : 2,5 litros H20 < > 2,5 kg H20 Reemplazando en la expresión: nsto = (1,54)(2,5) = 3,85 Pero: n s t0 = ^

2.

Calcular el volumen de H2 S 0 4 concentrado de densidad 1,84 g/cm3, conteniendo 98% en

=> n s t0 = (m)xmste M s te

M

=, m s ,0 = n s , 0 x M

msoiuto = (3,85)(46) = 177,1 g

84

| Colección

El

Postulante

a) 18,5 M y 30 N c) 40,8 M y 39, 6 N e) 12 M y 24 N

[Ê JE RC ICIO S PROPUESTOS 1

1.

Se han disuelto 196 g de ácido sulfúrico (H 2 S04) en agua, hasta formar 10 L de solu ción, Calcular la molaridad y normalidad de la solución. a) 0,1 M; 0,4 N c) 0,2 M; 0,3 N e) 0,05 M; 0,1 N

b) 0,2 M; 0,4 N d) 0,4 M; 0,2 N

2. ¿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

b) 68,4 g e) 25,6 g

c) 37,8 g

3. ¿Cuántos gramos de hidróxido de cal cio están contenidos en 70 mililitros de C a ( O H ) 2 2 N? a) 49,5 g d) 51,8 g 4.

b)3 0,5 g e) 32,7 g

c)45 ,6g

A 6 litros de hidróxido de sodio 4 M se le han agregado 4 litros de agua. Determinar la nue va molaridad. a) 6,4 M d) 4,4 M

b) 8,4 M e) 5,5 M

c) 2,4 M

5. Se tiene una solución de AI(O H ) 3 2 M. Calcu lar su normalidad. a) 1 N d) 6 N 6

b) 2 N e) 7 N

c) 4 N

. Se tiene una solución de ácido pirofosfórico H2 P 2 0 7 8 N. Calcular la molaridad. a) 3 M d) 2 M

b) 6 M e )5 M

c) 4 M

7. Se han mezc lado 6 litros de Ca(OH ) 2 4M con 4 litros de Ca(OH ) 2 6 M. ¿Cuál es la normali dad de la solución resultante? a) 9,6 N d) 6,9 N 8

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/cm3. Calcular la molaridad y la normalidad de la solución.

9.

b) 16,5 M y 33 N d) 60 M y 47 N

Una solución con centrada 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 empleando 40 mi de ácido clorhídrico 0,1 N. Calcular la normalidad del hidróxido de sodio. a) 5,2 N d) 10,4 N

b) 0,2 N e) 12,5 N

c )3 ,5 N

11. Se aña de 6 gramos de cloruro de potasio a 80 gramos 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

b) 11,64 g e) 13,5 g

c) 15,05 g

13. El ácido nítrico com ercial concentrado gene ralmente tiene la concentración 15,5 M. Si su densidad es de 1,409 g/ml. ¿cuál será su compos ición en porcentaje en m asa de agua? a) 25,6% d) 37,5%

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 nece sita 21 mi de un ácido 0,8 N para neu tralizar 1,12 g de una muestra impura de CaO. ¿Cuál es el porcentaje de CaO en la muestra?

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

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 formada se le agrega 5 litros de agua. ¿Cuál será la normalidad de la nueva solución? a) 1,75 N d) 0,9 N

b) 6 N e) 2,5 N

c) 3 N

a) 1 2 0 g d)140g

b) 2 0 0 g e)160g

c)18 0g

|

85

19, Se tiene una mezcla alcalina formad a 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? a) b) c) d) e)

30% 40% 50% 35% 25%

NaOH NaOH NaOH NaOH NaOH

; 70% ; 60% ; 50% ; 75% ; 75%

KOH KOH KOH KOH 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

18. Para la neutraliza ción de 2,7 g de un ácido se usaron 45 mi de una disolución de KOH 0,3 N. Calcular el equivalente gramo del ácido.

uímica

. 2 . 3. 4. 1

b c d c

b) 58 mi e ) 50 mi 5, 6 . 7, 8 .

d d a b

9. 10 . 1 1 . 1 2 .

b b a b

c) 46 mi

13. 14. 15. 16.

c b b d

17. 18. 19. 2 0 .

d b a d

CINÉTICA QUÍMICA - EQUILIBRIO QUÍMICO CINETICA QUIMICA Es la parte de la Química que estudia los mecanis 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 componente A de la reacción:

Va

A

=

.— ►(-): reactante / (se consume) A [A ] ' ------------- 1 At \ ___ „ (+): producto (se forma)

Características: Los valores de K, x e y se determinan experi mentalmente. Al inicio la ve locid ad de reacció n es máxima . A medida que se co ns um en los reactan tes , la velocidad disminuye.

Orden de reacción: representa la dependen  cia matemática de la velocidad de reacción con respecto a la concentración. Es numéri camente igual a la suma de exponentes de las concentraciones en la ecuación de velocidad. Molecularidad: Indica el número de molécu las que intervienen, está determinada por los coeficientes estequiométricos. Reacción elemental: es aquella reacción en la que coinciden numéricamente el orden y la molecularidad. También se considera que de sarrollan en una sola etapa. Orden = Molecularidad => reacción elemental

Donde: [A] A [A] At

concentración molar

Para el esquema:

N  v )

aA + bB — - — ►cC + dD

[A]t - [A], intervalo de tiempo de reacción

LEY DE ACCIÓN DE MASAS (GULDBERGWAAGE)

v = K[A]X[B]y Si la reacción es elemental: x = a; y = b

Establece que la velocidad instantánea de una reacción química es directamente proporcional al producto de las concentraciones gaseosas que sus reactantes tengan en dicho instante. Para la reacción química representada por: aA + bB —- —►cC + dD La ley de velocidad es: v = K[A]X[B]y Donde: v

v = K[A]a [B]b

Cuadro de reacciones elementales Orden n

Molecularidad (d)

Reacción

1

1

A - productos

2

2

2A —productos A + B - productos

3

3

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 > l l l < l <

< £

> .

V = K[Af V = K[A]2 [B] V=K[A][B][C]

La mayoría de reacciones no ocurren en un solo paso, tal como lo observamos 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 mecanism os de una reacción.

Q uímica |

Reacción de orden cero: es aquella que no depende de la concentración de los reactantes y se desarrolla a velocidad constante. Ge neralmente se produce sobre la superficie de sólidos.

Con catalizador i. negativo''^

En las expresiones de velocidad de reacción no se incluyen a los componentes sólidos o líquidos puros presentes en las reacciones heterogéneas debido a que se considera que su concentración es constante. Las velocidades de los componentes de una reacción se relacionan de acuerdo a sus coeficientes: aJ + bL — cM

a

= ^ L = _^M b e

Relación estequiométrica En aquellas reacciones que se desarrollan por etapas, la etapa más lenta determina la cinéti ca de la reacción. TEORÍAS SOBRE LA CINÉTICA QUÍMICA Teorías de choques. Establece que para que se produzca una reacción química, las especies reactantes tienen que colisionar adecuadamente. Los choques que conllevan a la formación de produc tos se denominan choques efectivos y tienen las siguientes características: Suficiente energía cinética. Orientación espacial adecuada al momento del choque. Para lograr un mayor grado de conversión de reactantes a productos, se requiere incremen tar el número de choques efectivos. Teoría del complejo activado. Sostiene que a los reactantes se les debe suministrar cierta cantidad de energía llamada de activación de tal manera que adquieran un estado energético que les per mita generar los productos. Además se forma una estructura intermedia entre reactantes y productos llamado complejo activado que en la mayoría de casos tiene vida media muy corta, aproximada mente 1 0 _ 1 3 s.

Sin catalizador ''

A+B n & s Reactantesl ,,, AH

87

jE a2

Con catalizador Ea3 positivo

C+ D Productos

Ava nce de la reacción

FACTORES QUE INFLUYEN EN LA VELOCIDAD DE REACCIÓN 1.

Natur aleza de los reacta ntes: depende de la composición y estructura química de las sus tancias. Se puede observar que: Por lo general las reacciones inorgánicas son más rápidas que las reacciones orgá nicas. Los iones se encuentran en un estado ac tivado por lo tanto reaccionan rápidamente. Los ácidos inorgánicos generan reaccio nes rápidas. Los metales más activos son los alcalinos (IA), por ejemplo el sodio se disuelve vio lentamente en el agua. Los metales de transición son menos 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. Concen tración de los reactantes: según la ley de acción de masas, a mayor concentra ción de los reactantes, mayor velocidad de reacción. Se debe a que al haber un mayor número de moléculas se incrementa el núme ro de choques efectivos. 4. Temperatura: al aumentar la temperatura, aumenta la energía cinética de las moléculas y por lo tanto aumenta el número de choques efectivos. En muchas reacciones se cumple que por cada 10 °C de incremento de tempe ratura, se d uplica la velocidad de reacción. 5. Acción de catalizadores: los catalizadores son sustancias que modifican la velocidad de

88


una reacción química sin experimentar en sí algún cambio químico. Características: •

Los catalizadores modifican la energía de activación. Mucho s catalizadores contienen metales de transición en estado puro o combinad o: Fe, Ni, M n 0 2, FeC I3, V 2 0 5,... Un catalizador interviene en reacciones químicas que son factibles de realizar. La acción de un catalizado r es específica, aunque algunos influyen en muchas reac ciones. No se consume en la reacción. Una cantidad pequeña de catalizador in fluye considerablemente en la velocidad de reacción. No modifica el estado de equilibrio de las reacciones reversibles.

•

•

TIPOS DE CATALIZADOR Catalizador positivo: es aquel que a celera la velocidad de reacción disminuyendo la ener gía de activación.

•

Catalizador negativo: disminuye o retarda la velocidad de una reacción porque aumenta la energía de activación, se llama inhibidor.

TIPOS DE CATÁLISIS Catálisis homogéne a: se produce cuando el catalizador y los componentes de la reacción se encuentran en una sola fase. Ejemplo: esterificación del ácido acético

3

25

CH COOH(i) + C H OH (|)

H2S04(aC)

3

2

. CH COOC H6(i) +

H2 0(|) •

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) •

C6 H 1 2 0 6

Zimasa . 2C 2 H5OH + 2C0 2

EQUILIBRIO QUÍMICO En una reacción reversible, los reactivos reaccio nan para formar productos y los productos reaccio nan para formar reactivos hasta que alcancen un estado de equilibrio dinámico; todo a una determi nada temperatura. Cada una de estas reac ciones se desarrollan a una determinada 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: A + B =»C + D

•

•

Ejemplo: fermentación enzimática de la glu cosa.

Catálisis enzimática: las enzimas son com puestos orgánicos que catalizan de manera específica a una o muy pocas reacciones.

Entonces la reacción: A + B — C + D es 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. Ah ora , al ¡nielo d e la reacción la vd es m ayor que la vi, pero a medida que transcurre la reacción la con centración de los reactivos dism inuye y por lo tanto la vd disminuye mientras que la concentración de los productos au menta y por lo tanto la vi aumenta, luego de un determinado tiempo se llegan a Igua lar la vd y vi, justo en este momento se alcanza el eq uilibrio químico. CARACTERÍSTICAS DEL EQUILIBRIO QUÍMICO A nivel molec ular o ión ico 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. Ad em ás, tambié n se alc an za si se em pieza con los productos. Una vez alcanzado el equilibrio las concentra ciones se mantienen constantes.

Q

Equilibrio A

<5% /'producto

No es afectada por un catalizador. Se altera con el cambio de temperatura.

Sea la reacción: vd aA + bB — cC + dD vi vd = KÂ ] 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 =

[Productos] [Reactantes]

|

89

Al ex presa r el eq uilib rio de una ec ua ción qu e co n tiene un sólido, el sólido no se considera en la ex presión de equilibrio. Se omite el sólido porque, a temperatura constante, su concentración (que se determina por su densidad) en mol/L es constante y no cambiará. El valor de la concentración de un sólido se incluye automáticamente en la constante de equ ilibrio. Si el valor de Kc para una reacción es: Mayor que 1; entonces en el equilibrio existe mayor cantidad de los productos que de los reactivos, por lo tanto la reacción tiene una buena eficiencia.

CONSTANTE DE EQUILIBRIO QUÍMICO Aun qu e dos reac cion es di ferentes pu eden alca n zar el equilibrio, las cantidades con las cuales las sustancias llegan al denominado equilibrio quími co pueden ser diferentes; entonces un parámetro para medir cuantitativamente el estado de equili brio es la expresión de la constante de equilibrio.

uímica

Men or que 1 pero mayo r 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 determinar la constante de equilibrio en función de las presiones (Kp), cuyo cálculo es similar al Kc sólo que en vez de con centraciones se coloca la presión de los gases que intervienen. De la reacción general anterior: Kp=^

w

( P a ) W

P¡ : presión parcial del gas

Para la reacción:

K p : constan te de equilibrio en función de las P¡ Kc _ [C]c[D]d [A]a[B]b

Kc: constante de equilibrio en función de las con centraciones. Donde los corchetes [ ] indican la concentración molar de las sustancias contenida en ellas y los exponentes son los coeficientes que tiene cada sustancia en la ecuación química balanceada. Para una determinada temperatura, el valor de K es constante. A medida que cambia la temperatu ra, el va lor de K se modifica.

RELACIÓN ENTRE Kp y Kc: Kp = Kc (RT)An Donde: R : con stan te de los gases. T : temp eratura de la reacción en Kelvin. An: dife re nc ia en tre la su ma de los co ef icientes de los productos con la suma de los coefi cientes de los reactivos de la ecuación ba lanceada.

90

| C

olección

E l Postulante

An = ^c oefic ie nte s - X coeficientes (Productos) (Reactantes)

Observación: Generalmente por comodidad la constante de equilibrio se escribe sin unidades, pero no significa que sea adimensional.

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.

Etapa 1 : A + B « C = > K i =

reí ¡[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] [Ap]

Ejemplo: PRINCIPIO DE LE CHATELIER

N 2(g) + 3H2(g) — 2NH3(g)

kc . - C S lL

kp-

A

[N lllHlP

íPnJIP» , ) 3

An = 2 - (3 + 1) = - 2

2.

2aL

.-. Kp = Kc(RT ) " 2

Equilibrio heterogé neo. De las sustancias participantes, al menos dos de ellas están en diferentes fases.

Aho ra an alizarem os cada fa ct or qu e altera el eq ui librio quím ico:

Ejemplo: P4(S) + Kc =

6

CI2(g) = 4P CI3(|)

= _ A ; Kp = — [C I 2 ]6 [P4] [C l2f (Pc l 2 ) 6

An = 0 -

(6

+ 0) =

-6

.-. Kp = Kc (R T ) " 6

PROPIEDADES DEL EQUILIBRIO QUÍMICO Su valor solo depende de la temperatura. La constante de equilibrio no depende del me canismo de reacción. Al inve rtir el se ntido de la rea cción , la nueva constante es recíproca de la anterior.

Ejemplo: A = B + C=>K-| =

B + C = - A ^ K 2 =

[B][C] [A ] [A ] [B][C]

Si sobre un sistema que se encuentra en equilibrio químico 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 cambio efectuado sobre un estado de equilibrio el sistema reacciona en sentido contrario.

A may or tempe ra tura; si la reac ció n es ex o térmica, se desplaza hacia el lado de menor 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 ay or pre sió n, la reac ció n se de sp laza ha  cia el miembro de menor número de moles gaseosos. Al au m en tar la co nc en tra ción de un co mpo  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 misma intensidad, manteniendo constante las concentraciones de ios componentes; por lo tanto el equilibrio no se altera.

Q

2N 0 (g) + O 2 (8 )

4.

2N 0 2(g)

En un recipiente se tiene una mezcla de 1 mol de A y 1 mol de B al reaccionar ambas sustan cias se consumen 0,2 moles de A establecién dose el siguiente equilibrio a 400 °C. ya)

Resolución:

v = K[NO ] 2 [0 2]

Resolución:

An alizan do la reacción:

Entonces, si el volumen disminuye 3 veces, se tiene: \ V/3 ' 1V/3'

v' = K

Inicio

3hNo \ 2 / ^ nQ2 V

Avance Equilibrio

v' = K x 9[NO]2 x 3[02] De (a): v' = 27v

=> aum enta 27 vece s

Temperatura, viscosidad, densidad. Presión, volum en, catalizador. Tensión supe rficial, presión, catalizad or. Temperatura, densidad, concentración. Conc entración, temperatura, catalizador.

A (g) + 1 mol

B(g) ~ 1 mol

0 ,2

mol

0 ,2

0 ,8

mol

0 ,8

Entonces: Kc =

Los tres factores más importantes en el au mento de la velocidad de las reacciones quí micas son: I. II. III. IV. V.

B,(g) ■ 2C (9 )

Calcular Kc.

Por la ley de acción de masas:

/ nNO \21í n 0 2 \

91

.-. Rpta.: III

Si el volumen del recipiente en el cual se rea liza dicha reacción disminuye 3 veces.

K

|

tamaño de las partículas que reaccionan y el efecto de un catalizador.

EJERCICIOS RESUELTOS ¿En cuántas veces se Incrementará la veloci dad de la reacción?

uímica

C(g) — 2

mol — mol

2

(0 , 2 mol)

[C2]

_________

[A][B]

(0,8)(0,8)

( O A f

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 terminada temperatura, estableciéndose el siguiente e quilibrio:

N'*2'-'4(g) 2 0 4i

5=1

2N 0 2 (g)

Las más importantes son concentración, tem peratura y catálizador.

Si la concentración final de N 0 2 en el equili brio es 0,3 M, ¿cuál(es) de la(s) siguiente(s) afirmacion(es) es (son) correcta(s)?

.-. Rpta.: V

I.

Resolución:

Respecto a la ley de acción de masas y la cinética de una reacción; no es de impor tancia: I. II. III. IV.

Temperatura Conc entración (actividad) de sustancias Tipo y ma terial del reacto r Tamaño de partículas de reactantes

Resolución:

La velocidad de reacción está determinada por la naturaleza de las sustancias reactantes,

El valo r de la constante de equilibrio es

0,225. II. La conc entra ción del N2 0 4 en el equilibrio es 0,4 M. III. Reaccionan 0,4 moles de N2 0 4 inicial. Resolución:

Según los datos, analizamos en la reacción: N2°4(g)

Inicio Av an ce : E q uilib rio :

0,5 mol x 0 ,5 -x

11

2N 0 2 (g) 0,1 mol — 0,1 +2 x

92

| C olección E l Po s t u la n t e

a) II d) Ninguna

0,1 + 2x = 0,3 =» x = 0,1 [N 0 2 ]2 (0,3f => 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 mayor la velocidad de reacción de los reactantes. I.

C 3 H8 (1 M ) + 0 2(g) ( 2 0 % ) C 0 2 + h2o

II. C 3 H 8 (1 M) + 0 2(g) (90% ) =* C 0 2 + H20 [" 1.

e j e r c i c i o s PROPUESTOS

"l

Indicar cuántas proposiciones son no inco rrectas: I.

a) I d) Am bos 5.

La velocidad de una reacción química al inicio es mayor.

III. La cinética de una reacción es indiferente al grado de división de los reactantes. IV. La velocidad del consu mo es constante en el desarrollo de la reacción. V. La veloc idad de una reacción qu ímica depende de la naturaleza de los reac tantes. a) 1 d) 4 2.

b) 2 e )5

3.

6

.

De las siguientes reaccion es químicas, ¿cuál de ellas tiene una velocidad de reacción de los reactantes lenta al inicio del proceso quí mico?

a) Imposible precisarlo c) Ninguna e) II

Temperatura Conc entración de sustancias Tipo y material del reactor Orden de la reacción y catalizad or Tamaño de partículas de reactantes Naturaleza de sustancias

a) Solo I d) IV y V

c) 3

I. C + 0 2 — C 0 2 (Ocurre a 80 °C) II. C + 0 2 = C 0 2 (Ocurre a 100 °C)

Resp ecto a la ley de acción de ma sas y la ci nética de una reacción; no es de importancia: I. II. III. IV. V. VI.

II. El em pleo de un cataliza dor altera la ener gía de activación.

b) II c) Iguales e) Impos ible precisarlo

b) II y III e) Solo VI

c) Solo III

En la siguiente reacción elemental, ¿cómo cambiará la velocidad respecto a J, si el vo lumen del recipiente en el que se realiza la reacción disminuye a la mitad? 2J -» 2Q + L a) Aum enta 9 veces c) Aum enta 4 veces e) Disminuye 4 veces

7.

b) I d) Iguales

b) Aum enta 3 veces d) Aumenta 27 veces

Para la reacc ión senc illa: A - Q La velocidad de reacción es 1,05 x 10 - 2 mol/L.s. Si: K = 3,5x10 3 s-1, ¿cuál es la concentra ción de A en mol/L?

Para las siguientes reacciones, ¿cuál de los catalizadores usados es un inhibidor?

a) 3,0x1 0 d)3,0x10" 1

b) 3,0x 10 ~ 5 c ) 3 , 0 x 1 0 2 e) 3,0x1 0 - 2

h 2s o 4

I. H 2 0 2

---------

►H20 + H 2

lenta Kl I. H 2 0 2 — H20 + H 2 rápida

8

.

Para la reacc ión sen cilla: 2A — B, cua ndo 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.

0 ,2

s“

, M .s ~ 1

93

(po2f

En el sistema: C O (g) + Cl 2 (g) — CO CI 2

V. Kp =

La concentración de CO aumenta desde 0,03 mol/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

|

(Pso2f

IV. Kp :

III. Kc = 1

1 0

uímica

b) e)

c)

8

10

15

(pso2f

b) II e) V

a) I d) IV 14.

c) I

El siguien te equ ilibrio se realiza a 327 °C: M g C 0 3(s) + calor — Mg O(s) + C 0 2(g)

10.

0¿En cuántas veces se incrementará la velo cidad de la reacción?

Determine la expresión Kc

2NO(g) + 0 2 (g) — 2N 0 2 Si el volumen del recipiente en el cual se rea liza dicha reacción disminuye 3 veces. a) 27 d) 2 1

b) 9

c) 15

N 2 + H2 = NH 3 Si la velocidad de consumo de N 2 es 0,8mol-g/L.m¡n calcular la velocidad de formación del NH3. Dar la respuesta en mol-g/L.min. a) d)

0,8 0 ,2

b) 2,4 e) 0 , 1

c)

1,6

12. Marqu e verdade ro (V) o falso (F) para la si guiente reacción en equilibrio a 900 K.

Kc = 1

b) Kc = Kp

c)

Kc = [C 0 2]

d) Kc :

e) Kc =

e) 33

11. En la reacción de síntesis de Haber-Bosc h:

a)

15.

a) V W d) FVF

b) FFF

a) 0,5 d) 1,5

3M

1M c)

b) 2 e) 3

1

16. Hallar Kc/Kp a 727 °C para el sistema en equi librio:

*S®(g) + dztg) — CO Cf2(g) b) 41 e) 1

c) 0,041

17. El siguien te equilibrio se realiza a 527 °C: c) VFF N 0 2(g) ~

2Pb S(s) + 3 0 2(g) * 2PbO(s) + 2S02(g)

[PbS] [0 2

[MgCQ3]

[ ] mol/L: 2 M Hallar el valor de Kc

e) FFV

[PbO] 2 [S Q 2 l 2

[MgO][C02

COCI 2 (g) — CO|a) + Cl;

a) 0,082 d) 82

13. Indique cuál de las alternativas correspo nde a la expresión de la constante de equilibrio en:

I. Kc

[MgO]

Sea la reacción en equilibrio, a cierta tem pe ratura:

NaF(s) + Fi2 S 0 4 (i) = N aH S0 4(s) + H F(g) I. Se cumple: Kc = Kp II. Es un equ ilibrio homo géneo III. Kc = [NaF] 2

[MgCQ3]

II. 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) — 2N 02(g)

c) 0,5

94


20. Se tienen las siguientes reaccione s en equili brio, cuál(es) de las reacciones se desplazarán hacia la izquierda al disminuir la temperatura.

si en la reacción: 2 N 0 2(g) — N 2 0 4(g) Kp = 0,25 a la misma temperatura

a) 1 d) 4

b) e)

2

c)

3

5

19. Cuál de las siguientes alternativas es necesa rio aplicar para disminuir la concentración del amoniaco en: 2N H 3 (g)- 1 N 2
I-

Pds(g) + 92,5 kJ = PC I3(g) + Cl2(g)

II- H2(g) + l2 (g)= 2 H I(g) + 9 ,45kJ Císt '(s ) + h 20, 2'-’(g)

a) Solo I d) I y II . 2 . 3. 4. 1

c b b b

131 kJ —COM (g) + T nH 2(g) b) Solo I e) I y III

5. 6 . 7. 8 .

c b d a

9. 10 . 1 1 . 1 2 .

d a c b

c) Solo II

13. 14. 15. 16.

d c d d

17. 18. 19. 2 0 .

c d b e

ÁCIDOS Y BASES Algun os de los pro ce so s más im po rta ntes de ios sistemas químicos y biológicos son reacciones ácido-base en disolución acuosa. Pero pregunté 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 ordinarias. Características de los ácidos Tienen sabor agrio. Cambian de color a los pigmentos vegetales. Oxidan a los metales produciendo sal e hidró geno (corrosión). Reaccionan con los hidróxidos formando sal y agua (neutralización). Enrojecen el papel indicador tornasol. Características de las bases Tienen sabor amargo. Son jabonosas al tacto. Reaccionan con ácidos (neutralización). Ponen de color azul al papel tornasol. • Actúan en forma opues ta a los ácidos frente a los pigmentos vegetales. Existen diversas teorías para identificar un ácido y una base. TEORÍA DE ARRHENIUS Se aplica principalmente a las soluciones de las sustancias, generalmente 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 (OH ") NaOH — OH" + Na+ TEORÍA DE BRONSTED Y LOWRY Tiene aplicación en las reacciones de transferencia del ion hidrógeno (H+1) llamado también protón. A estas reacciones se les denomina protolisis.

Ácido: sustancia que dona protones (H+) Base: sustancia que acepta protones Esquema de una reacción de protolisis H+1 Ác ido, + Ba se 2 ^ l

B ase, + Á cid o 2 t

Anfoterismo. Es el término general que describe la habilidad de una sustancia para reaccionar como ácido o como base. Se dice que una sustancia es anfiprótica cuando exhibe anfoterismo aceptando o donando un protón, H+1. Ejemplo: H2 0 ; HCIO; HS 0 3“ 1; etc. Son anfóteros los hidróxidos de elementos de tran sición y los alcoholes. ÁCIDOS Y BASES FUERTES: Son aquellas sustancias que en solución se en cuentran prácticamente disociadas en un 1 0 0 % mediante una reacción irreversible. Los ácidos más fuertes son: HCIO 4 > Hl > HBr > HCI > H 2 S 0 4 > H N 0 3 Las bases más fuertes son: NaOH; KOH; RbOH; CsOH; Ca(OH )2 diluido ÁCIDOS Y BASES DÉBILES: Se caracterizan porque en solución se encuentran disociados generalmente en menos 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. Ejemplos: HAc + H20 = H 3 0 + + A c " 1 _ [H 3 Q+][A c "1] [HAc][H 2 0 ]

96

| C o l e c c ió n E l P o s t u l a n t e

A may or pOH, men or es la basicida d de la solución

Ka =

nh

PRODUCTO IÓNICO DEL AGUA (Kw)

[H 30 +] [A c “ 1]

El agua se puede considerar como un ácido o una base muy débil. A 25°C su disociación se puede representar:

[HAc]

3 + h 2o .- n h 4+1 ín h

1

UV -

H20 *

(1 0 " 7 M)(10" 7 M)

: 1 [OH“ 1]

Se llama producto iónico del agua a:

[NH3][I H20 ]

K c [H 20 ] -

Kw = [H+1] [OH-1]

N H 41j[C nh

en el agua o en una solución acuosa se cumple a 25"C: Kw = (10" 7 )(1 0" 7) = 10 " 1 4

3

Kb nh

Kb =

H+ 1 + OH " 1

[H +1] [O H "1] = 10 “ 1 4

; 1| O H " 1]

además, aplicando logaritmos 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 h idrógenos (H+1) o hidronio (H 3 0 +1) en solu ciones muy diluidas. Fue propuesta por Sórensen mediante la siguiente expresión: pH = -log[H+]

[H +

10

“ pH

Escala de pH Ác ido

0

Base

7

14

NEUTRO

Ejemplos: [H +1] = 10 "2 M

=> pH = 2

INDICADORES COLORIMÉTRICOS ÁCIDO - BASE

[H +1] = 10“ 6 M

=> pH

Son sustancias generalmente 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 ay or pH, men or ac idez de la soluc ión

Indicador POTENCIAL DE OXIDRILO (pOH) En forma análoga al pH, se expresa mediante la expresión: pOH = -lo g [OH

]

[OH"

1 0 - p°

Medio ácido

Medio básico

Papel tornasol

Rojo

Azul

Fenoltaleína

Incoloro

rojo grosella

Rojo de metilo

Rojo

Amarillo

anaranjado de metilo

An aran jado

Am arillo

h

Ejemplos: [OH “ 1] = 10“ 1 M => pOH = 1 [ O H " 1] = 1 0 " 5 M ^ p OH = 5

Q

uímica

|

97

NEUTRALIZACIÓN

Resolución:

Es una reacción entre un ácido y una base que ge neralmente se emplea para hallar la concentración de una solución (titulación volumétrica). Al comple tarse la neutralización se cumple:

Un ácido de Lewis es cualquier entidad quí mica que sea un receptor de electrones. Del problema anterior, podemos Indicar que el BF 3 está en capacidad de aceptar un par de electrones para com pletar su octeto. .'. BF 3

^ ^ Q " 9 (á c id o ) ~ $ E q - g { base)

NAvA = n b v b [Ê JE RC ICIO S PROPUESTOS ~ |

EJERCICIOS RESUELTOS 1. 1.

En la siguiente reacción indicar ¿cuáles son las especies químicas ácidas, según Brónsted-Lowry? C 03= + H20

a) b) c) d) e)

H C 0 3 + OH

Resolución:

Según Brónsted-Lowry: COJ + H20 I Ácido

1

Base

=

HCO¡ + OH"

2.

I I Ácido Base conjugado conjugada

sabo r ácido sabo r amargo aum enta la [H +] en el agua aumenta la [OH“ ] en el agua contiene hidrógeno

Especie aceptadora de protones Especie donado ra de protones Sustancia que libera H+ Sustancia que presentan OH " Sustan cia que tiene su base conjugada

El BF 3 e s .................... según la teoría d e ......... I. Base, Arrhe nius III. Ácido, Lew ls V. Base, Brón sted

II. Ácido, Brónsted IV. Base, Lewis

3.

a) Agua es una base de Brónsted-Lowry b) NH + es la base conjugada 4(ac)

c)

4.

I :f: Rpta.: III ¿Cuál de los siguientes compue stos es un ácido , de acu erdo a la teoría de L ewis: NCI3; PF3; PH3; NH3; BF 3

OH^"ac) es el ácido con jug ado

d) NH3(ac) es una base de Bró nste d-Lo wry e) NH 3(ac) y el agua son el par ácid o-ba se conjugada.

: F: x / — El boro tiene su octeto incompleto

N H ;ac) + OH"ac)

Se cum ple que:

Las moléculas en las que el átomo central tie ne un octeto incompleto, son ácidos de Lewis. Entonces:

íF>—xB

En la sigu iente reacción : NH3(ac) + H 2 0 (l) *

Resolución:

3.

Con Con Que Que Que

Según Brón sted-Low ry una base es una: a) b) c) d) e)

H20 y HCO" 2.

De acuerdo al conce pto de Arrhen ius un ácido es una sustancia:

5.

Indique la alternativa que corresp onde a un ácido de Brónsted-Lowry: a)

P0 4 3

b) Cl"ac)

c) N H ;

d)

C IO ¡

e) NaOH

El ácido carbónico puede disociars e de acuer do a las ecuaciones: H 2 CQ 3 + H2Q

H3 0 + + H C O j

98


H C 0 3 + H20

H3 0* + C 0 3 2

Señale lo correcto: a). El b) El c) El d) El e) El 6

.

agua se comporta como ácido HCO3 es una especie anfótera

HC O 3 siempre acepta un protón agua es una espec ie anfótera H 3 0 + es la base conjugada.

Para la sigu iente reacción: Se cumple que: a) El NH 3 sólo es una base de Bronsted b) El NH 2 es el ácido conjugado c) El NH 4 es la base conjugada d) El NH 3 y NH4son pares conjugados e) El NH " y NH "son pares conjugados en tre sí. En la reacción que se da a continuación : H2 0 (l) + H2 0 (l) ^ I. II. III. IV.

8

.

b) FW F e) FVVV

c) V V W

Respecto al agua se puede dec ir que: a) b) c) d) e)

9.

H 3 0 4ac) + 0 H -ac)

Se conoc e com o autoioniza ción del agua La [H 3 0 4] es igual a la [OH ] El agua actúa com o ácido y base El prod ucto iónico Kw = [H 3 0 4] [OH "j es la constante iónica del agua.

a) VFFV d) VFVF

Tiene sólo propied ades ácidas Es un electrólito fuerte Su producto iónico es alto Kw = [H+][O H "] Tiene sólo propieda des básicas.

El pH indica: a) b) c) d) e)

a) b) c) d) e)

ácida - siete - básica neutra - cero - ácida ácida - cero - neutra básica - siete - ácida básica - catorce - básica

11. Cua ndo un ácido o una base s e total mente en el agua se dice que son ...............

NH3(|) + NH3(|) 5=t NH 4 + NH 2

7.

10. Com pletar la expresión: “En una solución ......... el pH es mayor q u e y se neutraliza con una solución ”

La cantidad de soluto La cantidad de solvente La conce ntración de H 4 Que la solución es ácido si es mayor que 7 Que la solución es básica si es men or que 7

a) b) c) d) e)

neutralizan - anfóteros mezclan - reactantes ionizan - electrólitos débiles ionizan - electrólitos fuertes autoionizan - electrólitos débiles.

12. ¿Cuá l es el pH de una solució n 0,001 N de HN03? a) 2 d) 4

b) 11 e) 1

c) 3

13. ¿Cuál es el pH de una solución de NaOH, que tiene una conce ntración 0,01 M? a) 2 d) 13

b) 1 e) 14

c)

12

14. Una solución de ácido clorhíd rico tiene un pH = 2. Entonces su concentración será: a) 1 x d) 1 x

10 2 1 0 " 12

b) 1 x e) 1 x

c) 1 x

1 0 " 2

1 0 12

10 9

15. Los mL de HCI(ac) 0,15 N reque ridos para ne u tralizar 30 mL de KOH 0,25 M son: a) d)

50 300

b) 30 e) 150

c) 500

16. ¿Cuán tos gramo s de NaOH se necesitan para neutralizar 0,5 equivalentes gramo de H N 0 3? Dato: PF(NaOH) = 40 a) 20 d ) 300 . 2 . 3. 4. 1

b) 30 e) 150 c a d c

5. 6 . 7. 8 .

b d c d

c) 500

9. 10 . 1 1 . 1 2 .

c d d c

13. 14. 15. 16.

c b a a

ELECTROQUÍMICA - PILAS ELECTROQUÍMICAS ELECTROQUÍMICA Es aquella parte de la Quím ica que es tudia la interconversión entre la energía eléctrica y la energía química, m ostrándonos m últiples aplicaciones.

Por definición: Ánodo; es el electrodo donde ocurre el fenómeno de la oxidación (se pierden electrones)

Cátodo; es el electrodo donde ocurre el fenómeno de la reducción (se ganan electrones).

ELECTRÓLISIS

Observación:

Es el proceso por el cual una sustancia química lla mada electrólito se descompone 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.

Estos procesos se efectúan en las denominadas 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 movimiento 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 ejemplo 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 químicos 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 cam bios químicos se dice que es inerte (grafito; Pt; Pd; etc.).

í c i t iA i y ¡Electrólito) (Cuba)

Ejemplos: Electrólisis del cloruro de sodio fundido. En el estado fundido, el cloruro de sodio, se disocia en iones Na + 1 y C l “ 1 En el ánodo, se obtiene cloro: 2C I " 1 — Cl 2 + 2e~ En el cátodo, se produce sodio: Na " 1 + 2 e " -

2N a„ 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. Amperím etro

- + - e

n

Batería

Cátodo J - >

Energía

NaCI(ac) Electrólito

Energía

C, 2H220 11(ac) No electrólito

<—I- A

Ánodo

Voltímetro Nan> 8 1 ° t-i| 6 l2(g) Na +1 !

cr

10 0 | C

olección

E l Postulante

Observaciones: • Un gas verde pálido, que es el cloro, Cl2, se libera en un electrodo (ánodo). •

•

La reacción neta es: 2H 2 0 (|) — 2H:'2 (g )

2 C I (a1=) -

C l 2<9) +

-

H2(g) + 20 H -a1c)

La reacción neta es: 2H 2 0 (I) + 2C |-a1c) -

H 2 (g )+ CI2(g)+ 2 0 H (; 1c)

Durante el proceso de electrólisis, la concen tración de los iones CI" 1 disminuye y la de los iones OH " 1 aumenta, por ello se puede obte ner NaOH como subproducto. -

+

Batería Cátodo Pt

Ánodo Pt

(+ )

(-) S5 - so;- 2 °oH+ o°

?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 - -

02(g )

Observe que no hay consumo neto de H2 S 0 4

Se forma sodio metálico fundido, Na, de aspecto blanco-plateado en el otro electro do (cátodo) y flota sobre el cloruro sódico fundido,

Electrólisis del cloruro de sodio acuoso. Tanto en el ánodo como en el cátodo, pueden ocurrir varias reacciones. Las reacciones más probables son: En el ánodo, se produce cloro:

+

+

Observaciones: • Los gases hidrógeno y oxígeno aparecen como pequeñas b urbujas en los electrodos. Por estequiometría, 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 metalúrgico (blister) en cubas con solución de CuS04, y cátodos de cobre puro, se obtiene en el cátodo cobre con más de 99,5% de pureza. Galvanoplastia. Es la técnica de recubrimien to de superficies, mediante electrólisis: platea do; cromado; 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: • Se libera H2 gas en un electrodo (cátodo). La disolución se hace más básica en esa vecindad, por la formación de NaOH. •

1 faraday = 96 500 coulombs =

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 S04. En ei ánodo, se obtiene oxígeno. 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)

6

, 023x1023e"

q en coulombs I en amperios t en segundos

# E q -g = - ^ - = n x O = Q --a a Peq 96 500 Recordar: W M

N. mol2bulas N„

V Vm

Q

Segunda ley. Si por dos o más celdas electrolíti cas conectadas en serie pasa la misma carga, la cantidad de sustancia depositada en cada electro do es proporcional a sus masas equivalentes.

uímica

| 101

e-

Voltímetro

— © --------- Cátodo Puente salino

(+)

(Conexión en serie)

Ánodo

Cátodo

(- )

Ánodo (+ )

(+)

Cátodo (- )

1M B'y Electrodo de B

Electrodo de A

En el puente salino generalmente existe una solu ción salina del KCI. Cuando el sistema funciona se verifican: En el ánodo, hay oxidación (pérdida de elec trones): A(s) - A’ *j + xe~ Peq(A)

Peq(B)

Peq(C)

Peq(D)

Consideraciones: 1.

Al paso de 1 faraday de corriente eléctrica, se deposita o se libera 1 Eq-g de sustancia.

2.

Al pas o de 1 coulomb de carga eléctrica, se deposita o se libera 1 Eq-g de sustancia.

3.

SI circula 1 faraday , están pasando 6,0 23 x1 023 electrones.

En el cátodo hay reducción (ganancia de elec tro ne s) : B+ yc) ye B,'(*) La reacción neta es igualando previamente los electrones ganados y perdidos. y. VA(s) ■ x B’(ac)

y7 A(ac) /x.

xB,(s)

DIAGRAMA DE CELDA Es la notación convencional para representar una celda galvánica . A la izquierda, se esc ribe el ánodo (donde ocurre oxidación), y a la derecha, el cátodo (donde ocurre reducción).

PILAS ELECTROQUÍMICAS Celda galvánica o pila electroquímica. 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 físicamente separados. Los electrodos están sumergidos en soluciones electrolíticas y ambos se interconectan externa mente mediante alambres conductores a un voltí metro y además las soluciones electrolíticas están conectadas por un puente salino cuya función es evitar la polarización de las semlceldas m antenien do la electroneutralidad del circuito tal como se muestra en la figura:

A( s ) / A « / / B y ayc )/ B (s) Pila de Daniell. Consiste en una barra de zinc su mergida en una disolución de ZnS0 4 y una barra de cobre sumergida en una disolución de CuS04. Esta pila produce 1,1 V.

p- Áno do

(-)

Zn

Disolución

ZnS04

Voltímetro

Puente salino

p-

Cu

Disolución

CuS0 4

Cátodo

(+)

1 0 2 | C olección E l Postulante

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“ -

2

C

e~ u

(s)

+2 ’ Z n (ac) + C u (s)

El gas hidrógeno se burbujea a una presión de 1 atm a través de una disolución de HCI 1 M. El electrodo de platino es parte del electrodo de hi drógeno. Potenciales estándar de reducción, a 25 °C

y el diagrama de celda es: Zn(S)/ Z n ; 2c)1 M / / C u ; 2c)1M/Cu, (S )

Semirreacción O 2(8 )

POTENCIAL DE UNA CELDA GALVANICA Es la diferencia de potencial entre los dos electro dos, También se llama voltaje de la celda o fuerza electromotriz (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 hidrógeno, 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.

e

H2 gaseosoa 1 atm

Br-2 ( 0

2e“ - 2CI (ac)

+1,36

■2e~ - 2Br,(ac)

+1,07

+1 Ag (ac) ■e

-Ag■ 2 ' 1 (ac)

+0,80

Cujt J(aV ■2 e -» CU(S)

+0,34

2e~ — H 2(8 )

0,00

2 Sn +(ac) ■2e — Sn,(S)

-0,14

C otí, + 2e~ - Co,(s) (ac)

-0,28

Fe'(ac) ■2 e -» Fe,(s)

-0,44

2 (8)

Aumento de la fuerza del agente oxidante

2H(aV

+2

Zn'(ac)

Voltímetro

Puente salino

'

2 e _ - Zn,(S)

+3

Al (ac) + 3e — AI(S) Cu

Ca (ac) + 2e — Ca (s)

(+)

1

e° (V)

+0,53

-0,76 -

1,66

-2,87

Potencial estándar o normal de una celda. Es la suma del potencial estándar de oxidación y el potencial estándar de reducción:

Electrodo de Pt(-) 1 M HCL

Electrodo de hidrógeno

La figura muestra un electrodo de hidrógeno ope rando en condiciones de estado estándar:

H2 gaseoso . a 1 atm

L celda

Electrodo de Cu

L ox ¡cj + £ reduc.

De acuerdo a la ecuación estequiométrica de la celda o al diagrama de celda, se escribe la semirreaccion de reducción y la de oxidación, cada una con su respectivo potencial de electrodo. 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 tamaño de los electrodos.

Q

BATERIAS Son celdas electroquímicas, o varias celdas cone c 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 componen 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 lámparas 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 manganeso (M n0 2) y un electrólito. El electrólito contiene cloruro de amonio y cloruro de zinc en agua, a los que se añade almidón para que la disolución adquiera una consistencia de pasta, de tal forma que no se derrame. Como 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: An od o: Zn (s)

+2

Zn (ac)

2e~

2 0Cátodo: 2NH 4(ac)+ 2 M n O 2(s) +2© —* Mn'2'~,3(s) ‘ 2NH3(ac) + H 2 0, (O

Global: Zn,( S ) ' 2NH 4(ac)

2

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 sobresimplificación, ya que las reacciones que ocurren en la celda son muy complicadas.

uímica

| 103

El acumulador de plomo. La batería de plomo que se usa comúnme nte en automóviles consta de seis celdas idénticas unidas en serie. Cada celda tiene un ánodo de plomo y un cátodo de dióxido de plomo (Pb02) 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

Án od o: Pb,(s)

1 SO wv4(ac)

PbSO,4(s)

Cátodo: P b 0 2(s) +4 H (ac) S07(ac,) +

2

■ 2

e

e“

PbS04(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 normales de operación, cada celda produce 2 V; un total de 12 V de las 6 celdas se utiliza para el circuito de encen dido del m otor de un automóvil y sus dem ás sistemas eléctricos. El acum ulador de plomo puede p roporcionar gran des cantidades de corriente por un corto tiempo, como el que se necesita para encender el motor. La figura muestra la sección interior de un acu mulador de plomo. En condiciones de operación normal, la concentración de la disolución de ácido sulfúrico es aproximadam ente de 38% en masa. La tapa puede quitarse para agregar agua y áci do sulfúrico Cátodo

Án od o

El voltaje producido por una celda seca es aproxi madamente 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 i ó n E l Po s t u l a n t e


1.

. 19 300 = ' 3 000

¿Qué intensidad de corriente (ampe rios) ne cesitamos para depositar 90 g de aluminio en 5 h? 4. Resolución:

Por la 1.a Ley de Faraday: 96 500 C -------- ►1 Eq-gAl Ixt ►90 g Al ~

1X 5

= 27 x

►1 Eq-g Cu >.mCu

_ (9 ,6 5 )( 3 6 0 0 ) 63 ,5 mcu ~ 96 500 X 2

¿Cuán tas horas se necesitarán para que una corriente de 3 A descomponga electrolítica mente 18 g de H 2 0 ?

mCu = 11,43 g 5.

Resolución:

Al descom ponerse ele ctro lític amente 18 g H2 0 , se producirán 2 g de hidrógeno o 16 g de oxí geno, entonces:

Una corriente de 5 ampe rios fluye exa ctam 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:

■1 Eq-g H2 • 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

=> Ix t = 4 x 96 500

1

6

t = 193 0 0 0 = 64 3 3 3 , 3 S X ; 1 hora 3600 s

.

t = 17,87 h

El metal sodio se obtie ne com ercialm ente por electrólisis del NaOH fundido. Calcular la masa en gramos de sodio formado en 690 se gundos en una corriente de 965 A. Resolución:

Calcular la intensidad de la corriente que se necesita para descomponer 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 >-mNa

Resolución:

_ (96 5) (69 0) Na 96 500

Para el CuCI2:

"134,5

c

Por la 1.a Ley de Faraday 96 500 C -------- ►1 Eq-g CuCI2 Ixt ►13,45 g

23 1

mNa = 158,7 g

0

1 E q-g ( C ) = — = — — = 6 7 ,2 5 g

--

,43 amperios

¿Cuán tos gramo s de cobre se pueden form ar al pasar una corriente de 9,65 A a través de una solución de Cu S0 4 durante 1 h?

96 500 C Ix t

96 50 0

M

x 9 6 500

Para el CuS04, la valencia del Cu es 2; entonces:

. _ 965 000 = 53,61 amperios 5 (3600)

96 500 C ■ Ix t

6

67,25

Resolución:

T

2.

13 46

Ix (50x60 )

7.

Cuan do se electroliza una disolución acuosa de NaCI, ¿cuántos faradays hacen falta en el ánodo para producir 0,025 moles de Cl 2 ga  seoso?

Q

a) d)

Resolución:

m Hallando la masa Cl 2 producido: n_, = = M

b) e)

10 0 ,1

Determinando la cantidad de faradays : 1 F -------- ►1Eq-g Cl 2 x -------- ►1,775 g

8

.

1 =

a) 2 d) 5

0,05F

Resolución:

a) 1 ,2 x 1 0 2 4 d ) 2 , 4 x 1 0 15

Aplican do la 1.a Ley d e Farad ay: 5. 40 2

Hallando la cantidad de átomos de calcio con, tenidos: X

10- 4

6,023 X 10 \ 40 g /

\ _

4 g 8 x 1

Qi 8

3

c) 4

6

6

.

/fcmos

/

b) 3 ,4 x1 01° e) 1 ,8 x 1 0 5

c) 2 ,2 x

10

Calcular el tiempo necesario para que pasen 40 000 coulombs por un baño electrolítico que usa una corriente de 40 amperios. a )10 0 s d) 104 s-

mCa = 3,109 x 10 - 4 g

3,109

b) e)

Cu

¿Cuántos electrones deben circular por un electrólito para depositar 655 g de Zn, a partir de una solución acuosa de ZnS04? PA(Zn) = 65,5

Una corriente de 25 mA circula por 60 s en solución de CaCI2, ¿cuántos átomos de Ca se depositarán?

_ ( 2 5 x 1 0 " 3) (60) Ca 96 50 0

2

0 ,2

C u 4 2 + 2e~

96 500 ------- ►lEq-g Ca Ix t ►mea

c)

| 105

Determinar el número de moles de Cu que se obtiene luego de hacer circular 4 F de co rriente eléctrica, en una solución acuosa de CuS04.

=» mc,2= 0,025x7 1 =* m cl,= 1,775 g

=» x = ^ 1 ^ x 35,5

5

uímica

b) 1 0 2 s e) 105 s

c) 103 s

Al elec tro liz ar agua ac idulad a se em plea ron 3 x 1 0 2 4 electrones. ¿Qué masa de oxígeno gaseoso se obtiene en el ánodo? 2H20 - 4e_ — 0 2 + 4 H +

[Ê JE R C IC IO S PROPUESTOS

a) 2 0 g d) 160 g

|

En la obtención comercial del aluminio, el óxi do de aluminio Al 2 0 3 se somete a electrólisis a 1000 °C. La reacción en el cátodo es: PA(AI) = 27 A l 4 3 + 3 e" - Al ¿Cuántos faraday se requiere para producir 3,6 kg de aluminio? a) 500 d) 2 0 0 2,

b) 300 e) 600

A g 4 1 + 1e“ - A g

o) 80 g

Determine la cantidad de corriente eléctrica, en amperios, para que se depositen en dos horas 7,2 g de cromo a partir de una solución acuosa de Cr(S04). PA(Cr) = 52. a) 3,35 d) 16,75

c) 400

¿Cuántos moles de electrones deben circular en una electrólisis para depositar 10,8 g de Ag? La reacción en el cátodo es: PA(Ag) = 108

b) 40 g e ) 1 1 0 g

8

.

b) 6,70 e) 20,15

c) 11,13

Se dispone dos cubas electrolíticas en series cuyos respectivos electrolíticos son A g N 03, CuS04. Cuando en la primera cuba se depo sitan 54 g de plata, ¿cuán tos gram os de cobre se depositaran en la segunda? PA(Ag = 108; Cu = 63,5)


a) 9,3 d) 7,89 9.

b) 15,9 e) 8,15

c) 31,7

Respecto a una pila o celda galvánica: I. El cáto do es el polo positivo II. El áno do es el polo negativo III. El sen tido de la corriente eléc trica es de ánodo a cátodo. Es(son) correcta(s): a) Solo I d) I y II

b) So lo II e) Todas

c) Solo III

10. Entre los me ncionad os a continuac ión señale un elemento no indispensable en toda celda galvánica. a) Co ndu ctor metálico c) Electrólito e) Electrodo metálico

b) Puente salino d) Batería

11. De: 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 mantener la neutralidad en las soluciones. Es(son) correcta(s): a) Solo I d) I y III

b) Solo II e) Todas

c) Solo III

c) Evitar la formación de gases d) Neutralizar la carga de los iones e) Man tener el flujo de corriente eléctrica 13. Una pila galvánica es una celda ................. y por el puente salino pasan ............................... a) b) c) d) e)

eletroquímic a - electrones galvánica - átomos electroquím ica - iones galvánica - iones galvánica - agua

14. Indicar las proposicione s correctas: I.

El voltaje de las pilas com unes se relacio nan con su tamaño. II. Las pilas seca s son recarga bles. III. Una batería de automóviles, es un ejemplo de la celdas galvánicas. a) Solo I d) I y II

c) Solo III

15. Una pila seca, conocida también com o la pila de Leclanché contiene como electrodos: a) F e - C u c) Grafito - Ag e) Zn - grafito . 2 . 3. 4. 1

12. ¿Qué función cumple el puente salino en una celda galvánica? a) Aum entar el voltaje b) Disminu ir el voltaje

b)Solo II e)I, II y III

c d a a

5. 6 . 7. 8 .

b)Zn-A u d) Cu - grafito

a b c c

9. 10 . 1 1 . 1 2 .

e d d d

13. d 14. c 15. e

QUÍMICA ORGÁNICA Son combustibles (no todos por ejemplo CCI 4 ). Son más abundantes que los compuestos in orgánicos. Son aproximadamente 7 millones de compu estos orgánicos. Sus reacciones son muy lentas por lo que re quieren el uso de catalizadores.

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 compuestos carbonados: CO: Óxido de carbono C 0 2: Dióxido de carbono NH 4 CNO: C ianato de amonio H 2 C 0 3: Ácido carbónico Carbonatas: (K 2 C 0 3; C aC 03; Na HC 03)

E l carbono

Representación: 6C Z =

An tiguamente se creía que los compuestos org án i 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 Wohler obtuvo la primera sustancia orgá nica en laboratorio, la urea, a partir de una sus tancia inorgánica, desechando de esta manera la teoría vitalista.

Primera ecuación NH4CNO + C alor - (NH2)2CO Cianato de amonio Urea

Amoniaco

Urea

e~ =

Isótopos:

1 2 C

6

p+ =

6

1 3 C 1 4 C

Configuración electrónica: 1s 2 2 s2 Periodo: 2 Grupo: IVA

2

p2

Familia: carbonoides Valencias: 2 y 4 (compuestos inorgánicos); 4 (compuestos orgánicos) F ormas del carbono

Segunda ecuación Pb(CNO)2 + 2NH3 + 2H20 - 2(NH2)2CO + Pb(OH )2 Cianato plumboso

6

Hidróxido plumboso

Elementos organógenos. Son aquellos elemen tos que se encuentran como componentes princi pales en los compuestos orgánicos. Estos elemen tos son: C; H; O; N. Elementos biogenésicos. Son aquellos que se encuentran en mínima proporción en los compues tos orgánicos. Estos elementos son: Ca; Mg; Fe; Cl; Br, etc. Características de los compuestos orgánicos: Están formados por pocos elementos: C; H; O; N Utilizan enlace covalente, es decir, comparten electrones. Generalmente son malos conductores del ca lor y la electricidad. Generalmente son insolubles en agua pero solubles en otros solventes orgánicos. No resisten altas temperaturas. Presentan el fenómeno de isomería.

1. a.

Cristaliza das (alotrópicas) 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 formas 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.

1 0 8 | C olección El Postulante

b.

2. a.

2.

Artificiales Fullerenos. Son estructuras de 60; 70 y 76 átomos de carbono formando figuras seme ja nt es a una pe lota lot a de fútbo fú tbol.l. Se les llam a también Buckyball. Los fullerenos pueden actuar como superconductores y lubricantes a altas temperaturas, y como catalizadores. Amorfos. No poseen estructura cristalina de terminada. Naturales Antracita. Constituye la formación más an tigua, posee mayor composición de carbono puro (96%) y posee mayor contenido calorífi co. Se encuen tra en depósitos de carbón. 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 rendimiento como com bustible. bustible. Turba. Se le llama carbón joven. Es muy buen abono y poco útil como combustible (59% de carbono puro). puro). Se utiliza para fabricar cartones. Artificiales Negro animal. Es el producto de la carboni zación de los huesos de los animales. Negro de humo. Se le llama hollín y se obtie ne por combustión incompleta de sustancias orgánicas, principalmente 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.

covalente lo que le permite la formación de enlaces simples, dobles y triples.

Enlace simple

Enlace doble

'& 1

—C f C 

Enlace triple

Autosaturación. Un átomo de carbono pue de llenar cualquiera de sus enlaces con otros átomos de carbono formando cadenas car bonadas las cuales tienen diversas formas y diferentes longitudes, por esta propiedad se logran gran cantidad de compuestos orgánicos. Cadena saturada. Cuando los enlaces entre átomos de carbono son simples. Cadena insaturada. Cuando presenta al me nos un enlace n. I I I I I Cad ena _ C - C - C - C - C - lineal I I I I I satu sa tura rada da

P ropiedades del carbono

1.

Tetravalencia. El átomo de carbono en com puestos orgánicos puede formar hasta cuatro enlaces.

-c

I I l I I cade ca dena na c - C - C - C - C - ra mificada l I I I I satu sa tura rada da -

i

Representación de Van’t Hoff 2.

c- c= c - c -

Covalencia. El átomo de carbono en com puestos orgánicos se une mediante enlace

cadena lineal insaturada

I I I C= CI i l

C -

I I C= I i

- c-

cade ca dena na CC - ramificada insa in satu tura rada da


H idrocarburos acíclic os

Son aquellos hidrocarburos que presentan cadena abierta. Fórmula general de hidrocarburos acíclicos (alifáticos):

A m ay or peso pe so m olec ol ec ular ul ar es m ay or las fuer fu erza za s de Van der Waals, lo cual significa una mayor cohesión m olecular y un m ayor punto punto de ebu llición. c h 3 — CH2 — c h 2 — c h 3

ch3 — ch 2 — ch 3

Butano (I)

Propano (II)

Cn H 2n + 2 - 2d + 4t nn 4t Donde: n: número de carbonos d: número de enlaces dobles t: número de enlaces triples

T Eb (l ) > T Eb(M) (M) El menos ramificado, tiene mayor superficie de contacto, contacto, una mayor cohesión m olecular y mayor punto de ebullición. CH 3

ALCANOS 0 HIDROCARBUROS PARAFÍNIC PARAFÍNICOS OS Estructura. Enlace simple entre entre carbonos (C (C - C) Hibrldización: sp 3 Fórmula general:

— CH 4 metano (formeno o gas de los pantanos)

1

n= 2 n= 3 n = 4 n= 5

CH 4 + Aire — Gas grizú (explosivo) — C 2 H6 —CH 3 CH 3 etano — C 3 H8 —CH 3 CH 2 CH 3 propano — C4 Hio -* CH 3 CH 2 CH 2 CH 3 butano — C 5 H32 — CH 3 CH 2 CH 2 CH 2 CH 3 pentano

c h 3 — c h 2— c h 2 — c h 3 Butano (II)

TEb TEb( l) < T Eb(ll)

C „H 2

Serie homologa de aléanos de cadena lineal: n=

i

CH 3- C H - C H 3 Metilprop ano (I)

Los átomos ligados al carbono pueden girar libremente alrededor del enlace slgma gene rándose varias conformaciones como las de caballete o Newman. Conformación eclipsada eclipsada

Otros aléanos de cadena ramificada CH 3— CH— CH 3 CH,

En caballete

Metilpropano (¡sobutano)

Newman

Conformación alternada

CH,— CH,— CH— CH3— CH3— CH 3 | 3 3 3 Metilbutano ^ (iso (isope pent ntan ano) o)

CH 3 C H — C — C H 3

Dimetilpropano (neopentano)

CH, P ropiedades físicas

Los alcanos son compuestos apolares. Los estados en que se encuentran son: de C-i a C4, son gases de C 5 a C17, son líquidos de C 1 8 en adelante, son sólidos

O btención de alcano s

Hidrogenación de alquenos. Con catalizadores. Ejemplo: c h 2 = c h 2 + h 2 - c h 3 — c h 3 Eteno

Etano

Síntesis de W urtz. Mediante alcalinos (Na; K) Ejemplo: 2CH3C 2CH3CI + 2Na 2Na - CH 3 — CH 3 + 2NaCI Clorometano

Etano

Q

| 1 11

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

O X • ' T

R eacciones químicas de los alcano s

Reacción de sustitución. Con halógenos cloro y bromo. Ejemplos: Cloración CH 4 + Cl 2

uímica

CH 3CI + HCI clorometano

Butano

0

Para dar el nombre a los hidrocarburos rami ficados se escoge la cadena más larga conti nua y se enumera em pezando por el extremo más próximo a la ramificación de modo que este quede con el menor número posible. Ejemplo:

Bromación. Br CH,CH 2 CH 3 + Br,

Luz

2-metil butano cadena principal

. CH,CHCH, + HBr 2

-bromopropano

Nota. El orden de sustitución, según el tipo de car bono es: C terciario > C secundario > C primario Reacción de combustión. El hidrocarburo es el combustible y el oxígeno es el comburente. Es un proceso de oxidación, y además exotérmico. 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. Cuando un radical se repite con una misma ramificación en la cadena, se indica mediante los prefijos di, tri, tetra, etc. Ejemplos: O

©

®

Cracking o pirólisis. Los alcanos al ser sometidos a altas temperaturas y altas presiones en ausencia de oxígeno se fragmentan en alcanos y alquenos de menor masa molecular.

CioH 2 2 Decano

—* C 3 H 3 Propano

+

C 7 H 14 Hepteno

Nomenclatura IUPAC de los alcanos

Los nombres están formados por la raíz que denota el número de átomos de carbono que seguido por el sufijo ...ano.

©

pentano

Combustión completa CH 4 + 2 0 2 - C 0 2 + 2H20 Combustión incompleta C 5 H 1 2 + 7 0 2 - 2C O + 3 C 0 2 + 6H20

©

C H , “ C H - C H - C H 2-CH, 2, 3 - dimetil

(CH,! ©

C? © © © h 2- c h - c - c h 3 2, 2, 3 - trimetil

c h 3- c

pentano

Para nombrar varios radicales o ramificacio 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 _ |_

>ch 3;

,

- i.--------

rc 3H;>

4 - etil - 4, 6 - dimetil hexano


íc 2hc

O

©

©

©

©

®

© O

C H j- C H - C H - C H - C H - ' c h - C H — C H ,

fe ICH.I

fe _•>

f e ----------->CH,i s___•>

3 - etil - 4, 6 - dimetil octano

Iso, seguidos del nombre del mismo número total de carbonos. Ejemplos: CH, ^ CH — CH 2— CH 3 Isopentano CH,'

Cuando exista coincidencia en el número de carbonos de la cadena principal, se escoge aquella que contenga mayor número de radi cales.

CH— CH,

Isobutano

CH,'

A los alca no s que poseen do s g rupo s metil e n el segundo carbono, se les nombra con el pre fijo Neo seguido del nombre del número total de carbonos.

Ejemplo:

íc h , - ch 2s — CH-CHj-CH

CH,\

-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 extremo más cercano a otro radical y si se tratara de radicales diferentes en posi ciones equivalentes, entonces se utilizará el criterio alfabético. Ejemplos: © ch

3-

© ch

©

(4)

© © c h 2- C H -C H

©

I

CH 3

©

®

Estructura: Enlace doble entre carbonos (C = C)

© CH,

Fórmula general:

más cerca a |a derecha

C„H,

(con un solo enlace doble)

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

I

CH 3— C H — C H2— CH 3 Neohexano

ALQUENOS 0 HIDROCARBUROS OLEFÍNICOS

posiciones equivalentes 2, 3, 5 - trimetil exano

ch3

i

3 - etil - 6 - metil octano

N omenclatura común de los alcanos

Los hidrocarburos no ramificados se nom bran con una n delante del nombre del hidro carburo. CH 3 — C H 2 — CH 2 — CH 2 — C H 3 n-pentano CH 3 — (CH 2 ) 4 — CH 3 n-hexano A los alc an os qu e po se en un gru po metil en el segundo carbono se les nombra con el prefijo

n = 2 - C 2 H4 - CH 2

CH 2

n = 3 - C 3 H6 - CH 2 CHCH 3 n = 4 — C 4 H 8 - CH 2 CHCH 2 CH 3 n = 5 - C SH 1 0 - CH 2 CHCH 2 CH 2 CH 3 P ropiedades

eteno propeno buteno penteno

físicas

Los alquenos son apolares. Son ligeramente 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 C15, son líquidos de C 16 en adelante, son sólidos

Q

El orden de reactividad de los halogenuros de hidrógeno es:

O btención de alq ueno s

Hl > HBr > HCI > HF

Deshidratación de alcoholes. En medio áci do, se le llama reacción de eliminación.

CH 3 — CH = CH 2 + HCI - C H 3 — CH — CH 3 Propeno (Un alqueno asimétrico) Cl 2 -cloropropano

Ejemplo: c h 3 c h 2 c h 2o h •

h 2s o 4

►C H 3CH = c h 2 + H20

Peróxido CH3 - CH = CH2 + HCI -------- ►CH3 — CH2 — CH2CI Propeno 1-cloro propano

Deshidrogenación de aléanos. Por calenta miento. Ejemplo:

•

CH 3 CH 3 - CH 2 = CH 2 + H 2

| 1 13

Ejemplo: CH 2 = CH 2 + HX — CH 3 CH2X

A mayor pe so mo lec ula r, es may or las fuerza s de Van der Waals, y es may or el punto de ebu llición.

•

uímica

Hidratación. El agua se adiciona a los alque nos en presencia de un catalizador como el H2 S04.


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 alqu eno s

•

Hidrogenación. El H2 se adiciona en presen cia de catalizadores como el níquel.

HOH

1-propanol

Reacciones de combustión. Son similares a las de los aléanos, pero con una llama menos calorífica, amarilla y humectante. Puede ser completa e incompleta. Combustión completa c 3 h 6 + o 2 —*• C 0 2 + H20

Ejemplo: Combustión incompleta C 3 H6 + 0 2 —- CO + C 0 2 + H20

c h 2 = c h c h 3 + h 2 - c h 3 c h 2 c h 3 Propeno

•

Propano

Halogenaclón. Con Cl 2 o Br2, produciendo derivados dihalogenados.

•

CH2 = CH2 + KM n04 + H20 - CH2OH — CH2OH + Mn 02 + KOH

Ejemplo:

Eteno

c h 2 = c h c h 3 + Cl 2 - c h 2 — c h c h 3 Propeno

i

Cl 1

•

Oxidación de alquenos. Se oxida mediante el reactivo de Baeyer (KMn0 4 diluido y frío).

• Cl , 2 -dlcloro propano

Hidrohalogenación. Es la adición de un halogenuro de hidrógeno (HX). Se produce un halogenuro de alquilo.

Etanodiol

Ozonólisis. Se realiza en presencia del ozono CH3 — CH = CH 2 + 0 3 —CH 3 CHO + HCHO + 0 2

•

Polimerización. Los polímeros son com puestos de alta masa molecular formados a partir de subunidades que se denominan monómeros.

1 1 4 | C o l e c c i ó n El Po s t u l a n t e

Polimerización

c h 2 = c h 2

.

N omenclatura

[—CH 2 — CH2—]„

Eteno (etileno)

CH 2 = CH 2 CH 2 = CH — CH 3 CH 3 = CH — CH 2 — CH 3

Polietileno

N omenclatura IUPAC

© ©

Etileno Propileno Butileno

de los alque nos

Para nombrar los alquenos ramificados se es coge primero la cadena más larga y continua que contenga el máximo número de dobles enlaces y se empieza a numerar del extremo más cercano al doble enlace. La ubicación del doble enlace se debe indicar al nombrarlo, debe tener la meno r numeración posible. ©

común de los alque nos

©

©

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 homologa de alquinos normales (con un solo enlace triple) n = 2 — C 2 H 2 — CH = CH n = 3 — C 3 H 4 — CH = CC H 3

etino (acetileno) 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

' C H ,i

LL

4 - metil - 2 - penteno

sufijo

-►raíz de cadena principal ubicación del doble enlace

►ubicación de la rama

P ropiedades

físicas

Los alquinos son ligeramente solubles en agua, debido a la existencia de electrones n, algo expuestos.

Cuando aparecen dos o más dobles enlaces se usan las terminaciones dieno, trieno, tetraeno, etc.

Los estados en que se encuentran son: ©

0

I

4

©

@

©

de C 2 a C4, son gases

(CH,; — CH— C = C H — CH = C H , © c h 2 CH.

de C 5 a C15, son líquidos de C 1 6 en adelante, son sólidos

©CHS

Son solubles en disolventes orgánicos.

4, S-dimetil-1, 3-heptadieno

Las temperaturas de ebullición son mayores que en los aléanos correspondientes.

Si las posiciones del doble enlace son eq uiva lentes, la numeración empieza por el extremo más cercano a otro doble enlace y si no existe otro doble enlace, se numerará por el extremo más cercano a un radical.

© CH2 = CH — CH = CH — CH2 — CH2 — CH2 — CH = CH2 1, 3, 8 - nonatrieno ©

ch2 =

© © © © © C H - c h 2- CH - CH - c h 2

Obtención de alquinos

•

Deshldrogenación de alquenos Ejemplo: C H 3CH = c h 2 -

• CH3C = CH + H 2 Propino

Propeno

Reacción de alquilación. Un acetiluro metá lico se hace reaccionar con un halogenuro de alquilo. Ejemplo: chispa

CH3CeC — Na + CH3CI 3 - metil -1 ,5 - hexadieno

Propinato de sodio

CH3C CCH3 + NaCI e

eléctrica

Propino

Q

Hidratación del carburo de calcio. Permite obtener etino o acetileno, el alquino más im portante.

Etino

•


| 115

Reacciones de combustión. Son similares a las de aléanos y alquenos, pudiendo ser completa (produce C 0 2 y H 2 0 ) o incompleta (produce CO, C 0 2 y H 2 0 ).

•

C = C + 2H20 -------- ►CH = CH + Ca(O H ) 2 \ / Ca Carburo de calcio

uímica

C 2 H 2 + 0 2 — C 0 2 + H20

Completa

C 2 H 2 + 0 2 — CO + C 2 + H20

Incompleta

Oxidación de alquinos. Se oxida mediante el reactivo de Baeyer (KMn0 4 diluido y frío)

Son más reactivos que los aléanos y alquenos, por la presencia del enlace triple.

CH = CH4 + KM n04 + H20 - HCOOH + HCOOH + M n02 + KOH

A los alquinos les son caracterís ticas las reac ciones de adición, hacia el enlace triple (sobre los enlaces t i ) .

Ozonólisis. Se rompe el triple enlace y se for man ácidos carboxílicos.

R eacciones químicas de los alquin os

CH = C — CH2— CH 3 + O 3 — HCOOH + COOH — CH2 — CH 3 + 0 2

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 = CCH 3 + H 2 - CH 2 = CHCH 3 (Parcial) Propino

Propeno

N omenclatura IUPAC de los alqu inos

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 numerar del extremo más cercano al triple enlace.

CH = CCH 3 + H2 - CH 3 — CH 2 — CH 3 (Total) Halogenación. Se producen derivados halogenados. CH = CCH 3 + Cl 2 - CH = CC H 3 Propino

Cl 1

© © CH, - C H

Cl

, 2 -dicloropropeno

© © C sCH

© 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

Cuando existen triples enlaces en posicio nes equivalentes, entonces se debe tener en cuenta la posición de otro triple enlace o de un radical,

CH = C — CH 3 + H20 - C H3 — C O — C H 3 o — h2 Peróxidos

CH = C — CH 3 + H20

---------

O — H2

►CHO — CH 2 — CH 3

©

©

©

©

©

CH = C — CH 2 — CH 2 — C

© ee

©

©

©

C — CH 2 — C = CH

1, 4, 8 - nonatriino


© CH

©

©

o X

c -

© CH

i

'CH3

©

RADICALES ALQUILICOS ( R ) Son grupos monovalentes. Se pueden obtener, quitando 1 hidrógeno de un hidrocarburo. Se nombran dando la terminación: il ó iio.

©

I 0 X 1 ( J I I

\

- metil 1, 5- hexadlino

3

ALQUENINOS Presentan enlaces dobles y triples, tienen la si guiente fórmula general.

CH 3— CH 3 CH2— CH 3 CH 2 CH2— CH 3 CH 2 CH 2 CH 2—

metil o metilo etil o etilo propil o prop ilo butil, butilo o n-butilo

Algu no s radica les ramific ados:

C nH2n + 2-2 d- 4t

CH3\ Nomenclatura IUPAC de los alqueninos

CH©

CH—

Isopropil

CHCH 2

Isobutil

Si la posición del doble y triple enlace son equivalentes, entonces se empezará a enu merar del extremo más próximo 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 empeza rá por el extremo más cercano al doble o triple enlace. Ejemplos: CH 2 = CH —

CH 2 — C s C —

©

© © ©

© ®

CH 3

1 - hexen - 4 - ino

CH 3 — CH = CH — C = CH

©

©

©

© ©

3 - penten -1 - ino

Cuando las posiciones del doble y triple enlace son equivalentes y existe un sustituyente cerca del triple enlace, entonces la numeración em pezará por el extremo más cercano al triple enlace. © X I o © ® o 1 0 X I

© © 0 - CH - C = CH

i'CHC 3 - metil - 5 hexen -1 - ino

CH 3 — C —

Ter butil

I

CH 3

Algun os rad icales insa turados : CH 2 = CH — CH s C — CH 2 = CH — CH2—

etenil o vinil etinil propenil o alil

COMPUESTO CÍCLICOS Son compuestos cuya cadena carbonada es cerrada o cíclica, dicha cadena puede estar compuesta por puros átomos de carbono o puede tener uno o más átomos de elementos diferentes al carbono en el ciclo. A licíclicos Son compuestos que se estructuran con sim ple, doble o triple enlace entre átomos de car bono, debido a esto se llaman: Cicloalcanos. Estos compuestos forman enlaces simples entre átomos de carbono y son los com puestos más representativos de los alicíclicos y por lo tanto son los más estudiados.

Q

uímica | 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. An tig ua men te se pensaba que los co m pu es tos 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 demostró que realmente para que estos compues tos sean estables los átomos de carbono no deben estar en un mismo plano, resultando así que los cidoalcanos más estables son los que tienen a los átomos de carbono en diferentes planos, es así que los que tienen 3 y 4 átomos de carbono son los más Inestables. Cíelo propano

Ciclo butano

iC k

O

O

C Mucha tensión ^ IA en el enlace es inestable

Conformación silla (más estable)

Conformación bote (poco estable) N omenclatura

Consideraremos la nomenclatura de cidoalcanos, cicloalquenos y cicloalquinos. Para la nomencla tura de estos compuestos se procede en forma similar 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: Cidoalcanos Cicloalquenos Cicloalquinos

Mucha tensión en el enlace .-. es inestable

En cambio los de 5; 6 y más átomos de carbono son más estables. Los de 5 y 6 átomos de car bono son los más importantes siendo estos más estables en determinadas conformaciones. Las siguientes conformaciones son las conocidas y las más im portantes de los cicloalifáticos:

A A A □ □ O O O

Ciclopropano

Ciclopropeno

Ciclopropino

Ciclobutano

C iclobuteno

Ciclobutin o

Ciclopentano

Ciclopenteno

Ciclopentino

Radical clcloalquino:

Para el ciclopentano

C iclo ¡lo prefijo

Forma plana (inestable)

Conformación tipo sobre (inestable)

Ciclopropilo

Para el ciclohexano

Ciclopentilo

/ \ \ /

Forma plana (inestable)

Ciclobutilo

Conformación bote retorcido (inestable)

f

Ciclohexilo

Para los cidoalcanos ramificados, se enume ra la cadena cíclica comenzando por aquel sustltuyente que dé la menor para los sustitu-

11 8 | C

olección

El Postulante

yentes y en caso de es tar en igual posición los sustituyentes se considera el orden alfabético.

1, 2, 4 Trimetilciclo hexano

1- etil - 2,2 dimetilclclo pentano

1 - Cl - clclopropeno

Para los cicloalquenos y cicloalquinos ramifi cados se comienza a enumerar por el doble o triple y se toma aquel sentido que dé menores posiciones para los sustituyentes.

Nombre

Temp. de fusión °C

Fórmula

Temp. de ebullición °C

Ciclopropano

c 3h 6

-127,7

-33,3

Ciclobutano Ciclopentano Ciclohexano Ciclononano Ciclotriacontano

c 4h 8

-90,2 -93,8 + 6,5 11 56

+ 12,9 49,3 80,7 178

c 5h 10

C6H12 C9H18 ^30^60

-

Densidad relativa 0,689 (a 40 °C) 0,703 0,745 0,779 0,850 0,854


Los ciclos pequeños se inclinan hacia las reacciones de adición produciéndose una ruptura del ácido formándose las parafinas respectivas y sus derivados. Ad ición de ha lóg enos

1etil -1,4 ciclohexadleno

3 metil -1 ciclohexeno

A □

3 metil -1 ciclopentino

En forma natural se encuentran en la destilación del petróleo y en alquitrán. El método químico 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 \ 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 temperatura de ebullición, la temperatura de fusión y la densidad son algo mayor que las parafinas con igual número de átomos de carbono. Al igual que las pa rafina s, son prác tic am en te insolubles en agua. El siguiente cuadro muestra las propiedades físi cas de algunos de los cicloalcanos:

+ H I- C H

3

- C H 2 — CH2I

Ad ición de hid róge no

A + H — í—CH 80-120 °C 2

□ 0

*

+ Br2 - BrCH 2 — CH 2 — CH 2 — CH2Br

Ad ición de los ha loge nu ros de hid róge no

A O btención de cicloalcanos

+ Br 2 - BrCH 2 — CH 2 — CH2Br

3

+ H2 ■■■-— ,

c h 3-

CH2 - CH, ch 2-

ch 2 -

CH3

180 °C

+ H2- -ü— CH3 — CH2 — CH2 — CH2 — CH 3 300 °c

Observación. Esta última reacción ilustra bien el aumento 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 temperatura cada vez más alta, lo que demuestra el aumento 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

AROM ATICOS Los compuestos aromáticos están estabilizados en gran medida por deslocalización de enlaces . La energía de resonancia de un compuesto aromático es una medida de su aumento en estabilidad. ti

Sistema localizado

Sistema aromático

0

.

l

.

.

Es 36 kcal/mol más estable que el imaginario .

uímica

| 119

La regla de Huckel. Un compue sto cíclico para ser aromático 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 puede se r aromático, pero un anillo de 8 ó 12 electrones n no puede serlo. Como esta es una regla, se debe entender que tiene excepciones. te

Ejemplos:

Es 61 kcal/mol más

I ü j estable que el Imaginario ^ 6e

Es 22 kcal/mol más jg-' estable que el Imaginario, 0

6e

máticas

6e

I

71

10

La molécula debe ser cíclica y plana, es decir, los átomos que forman 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).

e

71

n

e~ n (No es aromático) 12

Son aromáticos:

No son aromáticos:

ti

Q

C aracter ística s estructurales de las moléculas aro 

O

N 6e

8e

n

(No es aromático)

Observación: Para los iones cíclicos se analizará si uno de los átomos que forma el ciclo, puede ser el carbono u otro elemento, tenga electrones apareados con los cuales complete el número de electrones que indica la regla de Huckel para ser aromático. ti

Ejemplo: H

'J1'

Sale H+

Anión clclopropenilo tiene 4e~ n no es aromático Catión ciclopropenilo tiene 2e“ tc .\ es aromático


h

'„h ;

Sale H*

\ J

^

NH2

Catión ciclopentadienilo j j tiene 4e~ n . no es aromático

BENCENO Es el representante más simple de los hidrocarbu ros aromáticos fue descubierto por Faraday en el año 1825 en el gas de alumbrado. C aract eríst icas

éé é

Anión ciclopentadienilo tiene 6e~ n es aromático

amino benceno

CHO

benzaldehido ácido benzoico

Disustituldos. Se sustituye dos hidrógenos por dos radicales.

isr K 3 E

del benceno

La estructura que tiene el anillo del benceno fue determinada 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 sistema aromático que tiene no da reacciones características a los compuestos no saturados, no decolora el agua de bromo ni la solución alcalina de KMn04. 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:

COOH

Posición: 1, 2 orto (O- )

Posición: 1, 3 meta (r rr)

Posición: 1, 4 para (p~)

Ejemplos: ch3

OH

é

ch3

metadimetil benceno

ortodihidroxi benceno

C2H5 paradietil benceno

Observaciones: Para un compuesto su forma para es la más esta ble y su forma orto es el de mayo r T.

H,/Pt

C 6 H6

Polisustituidos

El benceno es un liquido, volátil, inflamable, su temperatura 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

Cl

HO

coi Cl

IO J HO

Cl

HO

1,3,5 tri Cl-be nceno

1,3,5 tri hidroxi benceno

Benceno C6H6 Formas resonantes Híbrido de resonancia no2

Principales derivados de l benceno

Monosustituidos. Se sustituye un hidrógeno por un radical.

2,4,6 trinitro - tolueno

a J L c , CI'^Y^CI Cl Tolueno

vinil - benceno

alcohol bencílico

1,2,3,4,5,6 hexaclorociclohexano (lindano)

Q

Anillos bencénicos fusionados

uímica

| 1 21


Por su carácter aromático teniendo con esto esta bilidad por resonancia, estos compuestos se incli nan por las reacciones de sustitución. Halogenación ci

+ cl¡- í £ £ M o j Nitración NO; h 2s o 4 p H N0 3— -— 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 homólogos superiores son sustancias sólidas. Las temperaturas de ebullición y de fusión dependen de la longitud e isomería de las ca denas laterales y también de la disposición de las cadenas laterales del ciclo. Los isómeros para poseen las temperaturas de fusión más altas. Las densidades de los árenos (aromáticos) siempre son menores que la unidad. Todos son poco solubles en agua, pero son miscibles, en todas proporciones con los di solventes orgánicos, alcohol, éter, etc. Se inflaman fácilmente y arden con llama lu minosa 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 -47 -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

-45

142,0

0,930

, s o 3h i- h 2s o 4

1

[ 0 ) +H 20

A lq ullacló n por la re acc ió n de F rie del-Cra fts CH, hCH,CI

AICI,

O j +HCI

COMPUESTOS HETEROCICLICOS Son compuestos cíclicos en cuyos anillos además de tener átomos de carbono poseen otros átomos diferentes formando parte de la estructura cíclica. En su mayoría son compuestos aromáticos como el benceno, incluso a condiciones de presión y temperatura estándar son líquidos. Las moléculas más comunes son cíclicas pentagonales o hexago nales que contienen al nitrógeno, oxígeno o azufre formando parte del anillo.

Ejemplo: Nombre los siguientes compuestos:

OOO N I

H Pirrol

O

Furano

S

Tiofeno

Observación: Estos tres compuestos son aromáticos (cada uno tiene 6 electrones n).

1 2 2 ] C olección E l Postulante

Otros ejemplos:

OH

I

c h 3- c h = ch

Enol

< C > oh Fenol

c h = c - oh

No existe

No son los alcoholes

C lasificación de alc oho les

a.

Purina

Furfural

Según posición del grupo hidroxilo en el carbono

Primario

Cuadro de reconocimiento Fórmula general

Grupo funcional

Alcohol

R-OH

—0 - H Hidroxilo

Éter

R-O-R'

-0 Oxi

R-CHO

/Q - c H Carbonilo primario

Aldehido

Cetona

R-CO-R'

OH

Ejemplo

Secundario CH3— OH O1

)c = o Carbonilo secundario

Éster

R-COOH

0

I

R-COOR'

0

H

OH

O1

I-

Terciario

I i O I

OH

I R — C — R c h 3 — c — c h 3 I R C 2 H5

X L

O O

I

b.

Por el núme ro de OH

1.

Monoles. Contiene un grupo OH.

O X

Ejemplos:

CH 3 OH CH 3 CH 2 OH

CH3 — COOH

'0 — H Carboxilo I

I OH I R —C — R I CH3 — CH — CH3

CH3 — CHO

-c

N p

I R — C — OH CH3 — CH2 — OH I H

*0 Ácido carboxílico

Ejemplos

H

FUCIONES OXIGENADAS

Función

Fórmula general

Alcoholes

2. c h 3— c o o — c h 3

Donde R, R' son radicales (iguales o diferentes) FUNCIÓN ALCOHOL (ROH) 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.

Dioles. Contienen dos grupos OH, también se les denomina glicoles. Ejemplos: c h 2 — c h 2 I I OH OH CH 3 — C HO H — c h 2o h

Nomenclatura de alcoholes A lc o h o l...............ílico Raíz del N.° de C

Sistema común:

Ejemplos: OH c h 3 — c h 2 — c h 2 Es alcohol

Sistema IUPAC:

.............

ol

Raíz del N.° de C

Q

Ejemplos: CH 3 OH

CH 3 CH2OH

c h 3 c h 2 c h 2 c h 2oh

c h 3c h c h 2c h 3 I OH

Común Alcoh ol metílico (Espíritu de madera)

IUPAC Metanol

Alcohol etílico (Espíritu de vino)

Etanol

Alcohol butílico

Butanol

Alcohol sec-butílicol

2

-butano

etanodlol (etlle ngllcol)

CH2OH — CHOH — CH2OH propanotrlol (glicerina) © I

Tftl

coholes al igual que el agua, pueden disolver com puestos iónicos, pero en menor proporción. O btención de alco hole s

El metanol se obtiene a gran es cala a pa rtir del monóxido de carbono e hidrógeno a temperaturas y presiones elevadas (300 °C y 300 atm) en presen cia de catalizadores.

CO(g) + H2(g)

ZnO -------

►CH3OH(g)

Cr 2 0 3

Otros ejemplos: CH2OH — CH2OH

uímica | 1 2 3

Es muy utilizado como solvente y en las reaccio nes químicas. Es venenoso, causa ceguera y la muerte. El etanol se puede obtener por fermentación anaeróbica de los glúcidos o carbohidratos,

CgH-j2Og

zinasa

*- C2H5OH + C 02

(Glucosa)

(Etanol)

También se obtiene etanol por hidratación de eteno. 5 - etil - 3 - octanol

CH2 =CH2 + H2Q ^

. CH3 — CH2OH

Eteno

P ropiedades físicas de los alcoho les

Los alcoholes pueden formar puentes de hidrógeno con otras moléculas de alcohol, y tienen puntos de ebullición mayores que los halogenuros de alquilo (R -X ) y éteres de peso molecular Igual. Los alco holes de bajo peso molecular son miscibles con el agua, esta solubilidad es directamente atrlbuible a los enlaces de hidrógeno entre los alcoholes y el agua. La porción hidrocarbonada de un alcohol es hldrofóblca, es decir, repele las molécu las de agua. Al crec er la porción hid roc arbo na da de la molé cula de un alcohol, la solubilidad del alcohol en agua disminuye. SI la cadena hidrocarbonada es bas tante larga, supera las propiedades hidrofílicas (de afinidad por el agua) del grupo hidroxilo. La rami ficación de la porción hidrocarbonada aumenta la solubilidad en el agua. Un incremento del número de grupos hidroxilo - O H Incrementa también 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 alco hole s

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 H+ 1 1 —c —c — c = c + I I H OH

Alcohol

I I ^

Alque no

h 2o


Ejemplo: c h 3 — c h 2 — c h 2o h - c h 3 — CH = CH 2 + 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 + h2o Eterdimetílico

Observación: Los alcoholes también originan reacciones de oxi dación como de esterificación las cuales se indica rán más adelante a medida que vamos conociendo las demás funciones oxigenadas. FUNCIÓN ÉTER (R  0  R') Son compuestos que poseen dos grupos (R y R') unidos al oxígeno, estos grupos pueden ser ¡gua les o diferentes y también alifáticos o aromáticos. El compuesto más conocido de esta familia es el éter etílico, (CH 3 CH 2 )2 0, que frecuentemente se llama éter. Nomenclatura de los éteres Sistema común:

R — R' — Éter

Los radicales se indican en orden alfabético

Sistema IUPAC:

Común: butil propil éter IUPAC: propoxibutano 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. Los éteres tienen menor punto de ebullición que los alcoholes de igual peso molecular. Un éter no pueden formar enlaces puente de hidrógeno con sigo mismo, porque no tiene hidrógenos unidos al oxígeno, sin embargo puede formar enlaces de hidrógeno con agua o un alcohol, lo cual origina cierta solubilidad en estas sustancias. Los éteres no pueden disolver compuestos iónicos. O btención de los éteres

Síntesis de W illiamson R -O N a + R 'X — R - 0 - R ' + NaX X: halógeno

Ejemplo: CH 3 - O Na + C 2 H5CI -C H 3 - O - C 2 H5 + NaCI etil - metil éter

R — OXI — R' Radical alcoxi

El radical alcoxi debe tener el menor N.° de car bonos.

Ejemplos: c h 3 — o — c 2 h 5 Común: etil metil éter IUPAC: metoxietano CH 3 — CH 2 — CH 2 — O — C H 3 Común: metil propil éter IUPAC: metoxipropano

Deshidratación de alcoholes 2R - OH A A . R - O - R’ + H20 calor Esto es útil solo para la preparación de éteres simétricos.

Ejemplo: h 2s o 4

2C H 3 OH — — t CH 3 - O - CH 3 + H20 calor dimetil - éter

Q

P ropiedades

P ropiedades

químicas de los éteres

Son compuestos muy estables (poco reacti vos), siendo esta, otra de las razones impor 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; H 2 S04) 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 compuestos orgánicos caracterizados por te ner el grupo funcional -C H O . Nomenclatura de aldehidos Sistema común:

aldehido (Raíz común del N.° de C) .....................................

al (Raíz del N.° de C) ................................

físicas de los alde hído s

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 enc uentran 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 mayor pun to de ebullición con respecto a aquellos hidrocarburos y éteres de peso molecular comparable, pero menor punto de ebullición que los alcoholes de igual peso molecu lar, ya que los aldehídos no pueden formar puen tes de hidrógeno entre sí. También tienen puntos de ebullición menores que los ácidos y alcoholes de peso molecular similar. En una pequeña pro porción, algunos compuestos iónicos pueden ser disueltos por estos compuestos orgánicos. El oxigeno del grupo carbonilo puede formar puen tes de hidrógeno con moléculas 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

Sistema IUPAC:

uímica | 1 2 5

de los alde hidos

Los aldehidos son compuestos que se obtienen por una oxidación c ontrolada de un alcohol primario.

Ejemplos: Común

IUPAC

H— C => HC HO SH

Formaldehído

Metanal

C H j — CHO

Aceta ldeh ído

Etanal

CH 3 CH2CHO

Propionaldehldo

Propanal

Metanal: Es un gas incoloro de o lor 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 alde hídos

Se oxidan con facilidad. Por lo general son reactivos.

Oxidación. Formación de ác idos carboxíllcos.

4-metil butanal

R — CHO

CH ,

KMn0 4

Aldehid o

CH 3 — CH = CH — C HO

+H20

Alcohol primario

•

Otros ejemplos: CH 3 — CH — (CH 2 ) 2 — CHO

R— c —[H! R—C | K2Cr 20 7 [otffj

R — COOH ácido carb oxillco

2 -butenal

Ejemplo: /V W CHO

CH O

2 -octadial

KMn0 4

C H 3 CH2CHO

--------

► CH 3 CH2COOH

1 2 6 I C olección E l Postulante

Reducción. Forman alcoholes primarios. R — C HO h2/N' . R — OH Ald ehid o

O btención de las cetonas

Se obtienen por la oxidación de un alcohol secun dario.

Alcohol primario H

0 II

[0]/H-

Ejemplo:

R _

■ h 2 /n¡

CH 3 — C H O

►CH3 - - OH

c - R '

1

¡o

h

R

--------------------

K2Cr20 7

- C

-

R ' + H 20

Cetona

!

Alcohol secundario

FUNCION CETONA (R  CO  R') Las cetonas son compuestos caracterizados por la presencia 0 1 del grupo carbonilo (-C -) . Nom enclatura de las cetonas

Sistema común:

R — R' — C etona

Los radicales se nombran en orden alfabético.

Sistema IUPAC:

............................... ona (Raíz del N.° de C)

P ropiedades químicas de las cetonas

Oxidación. Forman ácidos carboxílicos a condiciones más energéticas, con ruptura de la cadena carbonada. O II R — C — R' '

V

R — COOH

' CH3COOH '

Cetona

Ácido carboxílico

Ejemplo: O

Ejemplos: CH 3 — CO — CH 3 Dimetil cetona Propanona Propanona

Teóricamente se obtiene ai sustituir los dos átomos de hidrógeno de un carbono secundario por un áto mo de oxígeno.

RH 3 — C — CH 3

Sustancia líquida soluble en agua, disolvente de esmaltes y barnices.

C r° 3

,C H 3 COOH

Reducción. Forman alcoholes secundarios.

R — C — R'

CH 3 — CH 2 — C O — C H 3 Etilmetil cetona 2 -butanona

>

, Cetona

<

R — CHOH — R' H,0 ___ n_______ . _______ Alcohol secundario

Ejemplo: II o P ropiedades físicas de las cetonas

Son sustancias líquidas y sólidas a tempera tura ambiental, sus moléculas son polares y debido a esto son solubles en agua, disminu yendo tal solubilidad al aumentar el peso mo lecular. Poseen mayor temperatura de ebullición que los aldehidos correspondientes.

O

OH I LÍAIH4/H* 11 C H 3 — C — C 2 H 5 CH 3 — CH — C2 H5 h 2o

Observación: Para diferenciar experimentalmente a los aldehi dos y cetonas se utilizan: Reactivo de Tollens: nitrato de plata amo niacal. Reactivo de Fehling: iones Cu + 2 en ácido tar tárico.

Q uímica | 1 27

ACIDOS CARBOXILICOS CARBOXILICOS Se caracterizan porque poseen ei grupo fun cional -COOH, llamado carboxíllco, cuya fór mula general es R - COH. COH. O

de los ácid os carboxílicos

Se obtienen p or oxidación de alcoholes primarios. primarios. R - CH2OH CH2OH + 2 [O] [O]

KMn0 4 --------

►RCOOH + H2Q

Ejemplo:

Nomenclatura de los ácidos carboxílicos

Sistema IUPAC:

O btención

.................................

OICO

(Raíz del N.° de C)

KMn0 4

C H 3 CHzOH CHzOH + 2 [O ] -------- ►C H 3 COOH + H20 P ropiedades

químicas

Son ácidos débiles (se ionizan parcialmente). RCOOH RCOOH « RCOO" + H+

Ejemplos: HCOOH — ácido m etanoico

El ácido fórmico es el más fuerte de ellos.

C H 3 C H 2 COOH — ácido propanolco

Reaccionan con bases formando sales orgá nicas y con a lcoholes formando éster. éster.

Sistema común

Las sales que se forman generalmente son solubles en H 2 0 .

E s t ru c t u r a

N o m b re c o m ú n

HCO OH

Ac. fórmico

CH 3 COOH

Ac. acéti co

CH 3 CH2COOH

Ac. pr propanoico

CH 3 CH 2 CH2COOH

Ac. butírico

CH 3 (CH2)3COOH

Ac. velerlco

CH 3 (CH2)4COOH

Ac. caprolco

CH 3 (CH2)6COOH

Ac. caprílico caprí lico

CH 3 (CH2)8COOH

Ac. cáprico

Ejemplo:

CH 3 (CH2)10COOH

Ac. laúrico

CH 3 CH 2 CO COOH OH + NaO NaOH H - CH 3 CH 2 COONa + H20

CH 3 (CH2)12COOH

Ac. mirís tico

CH 3 (CH2)14COOH

Ac. palm ítítico

CH 3 (C H2 H2)16COOH

Ac. este ár árico

P ropiedades

físicas

Reducción a alcoholes RCOOH

C H 3 CO OH

AILiH 4

►CH 3 OH

Formación de sales R - C O O H + N aO aO H - R C OO OO N a + H 20 20

ÁCIDOS SUPERIORES 0 GRASOS Son de alto peso molecular, de aspecto grasiento son insolubles en H2 0, los más comunes son: C12, C-|4 , C-|6 , C17, C 17, C 18 tenemos. •

C, — C10: son líquidos solubles en H 2 0, los demás son sólidos de aspecto grasiento. grasiento.

Forman entre sus moléculas EPH (líquidos asociados).

1 R - OH

Ejemplo:

c

Estado físico a 25 °C.

Cu — más: los de bajo M son solub les en H 2 0 , a partir de 1 0 carbon os son grasos, aceitosos.

AILiH 4

{C „H 23COOH COOH [C H 3 - ( C H 2) 10 10- C O O H

ác. dodecanolco (ác. láurico) .

c

Í C 1 3 H27COOH } c h 3 (c h 2)12 )12c o o h

ác. tetradecanoico (ác. mlrístlco)


.

c

Í C 1 5 H3lCOOH

COMPUESTOS HETEROFUNCIONALES HETEROFUNCIONALES

[C H 3 (CH2)12COOH

Las normas para nombrar los compuestos que po seen varios grupos funcionales distintos son esen cialmente las mismas que las utilizadas para los compuestos que tienen grupos funcionales igua les. La única salvedad es que se hace necesario definir uno de ellos (que es el que determinará la cadena principal y el orden de numeración) como el grupo principal, considerándose los restantes grupos funcionales como sustituyentes.

ác. hexadecanoico (ác. palmítico) ,

q

Í C 1 6 H33COOH [C H 3 (CH2)15COOH

ác. heptadecanoico (ác. margárico) .

c

Naturalmente, un mismo grupo funcional puede actuar como principal o como sustituyente, depen diendo de cuáles sean los otros otros grupos funcionales presentes en la molécula.

f C 1 7 H35COOH }C H 3 (CH2)16COOH

ác. octadecanoico (ác. esteárico) ESTER STERES ES (R  C 00  R') Son compuestos que proceden de la reacción en tre ácidos carboxílicos y alcoholes. R eacción de esterificación

Ác ido id o org án ico + alc ohol oh ol « ás ter te r + agu a RCOOH RCOOH + R' R'OH A

HCOOR' HCOOR' + H2 H20

Hidrólisis N omenclatura

C H 3 COOH + CH 3 OH = CH 3 COOCH 3 + H20 H20 ácido acético

Metanol

Acetato de etilo Parte ácida

Parte alcohólica

El olor y el sabor característico de muchos alimen tos se debe a la presencia de ásteres. Los ásteres de bajo peso molecular tienen olores frutales, mu chos ásteres del ácido fórmico aportan un sabor a ciruela, los acetatos, un sab or 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 compuesto de terminado, se hace uso del orden de preferencia que se indica en la tabla 1 , donde ios grupos fun cionales están ordenados por prioridad 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 e fect fe ctos os de utiliz ut iliz ar la tabla ta bla 1, d eb em os sa be r que q ue 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 clusivamente. clusivamente. Algunos otros con esa m isma carac terística figuran en la tabla 2 . En ambas tablas 1 y 2 figuran figuran algunos grupos fun fun cionales. Su inclusión permitirá 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 fundamental, añadiéndole los lo calizadores, prefijos y sufijos correspondientes. Se sigue los siguientes pasos: 1.

CH3COOH + C 6 H 6 - C H 3 COOCC 6 H 5 + H20 H20 Acetat Ace tato o de benc ilo (olor a jazmín)

Saponificación. Es el proceso de fabricación de jabo ja bo ne s (re acció ac ció n inve in versa rsa a la este es terifi rifica ca ción ci ón ). Grasa + Base — Jabón + Glicerina (Éster de glicerina)

2.

Se seleccion a el grupo funcion al principal, que dará nombre al compuesto (nomencla tura por grupo funcional) o se utilizará como sufijo (nomenclatura por sustitución), e iden tifica a los sustituyentes que se citarán por sus prefijos. Definiremo s la cadena principal anillo princi pal, utilizando los criterios generales. Resumi dos de un modo breve, son los siguientes:

Q

Tabla 1 Fórmula

Anion An iones es i Cationes i Ácid os carbox car boxilico ilicoss

—COOH —(C)OO (C) OO H

i Anh ídrid os

O q

1

0 0

carboxi-

1

Sufijo

Prefijo

1

1

Ácid o ...carb oxilico oxil ico Ácid o ...oico

Anh ídrido ídri do ...carbox ...car boxilico ilico Anh ídrido ídri do ...ioico

ó o

I Esteres

-COOR -(C)OOR

(R) oxicarbonil ...carboxilato (de R) . . .oato (de R)

I Haluros de ácido

-C O - X - (C (C ) O - X

haloca halocarbo rboni niii-

Haluro Haluro de ...ca ...carbo rboni nilo lo Haluro de .. oilo

i Amidas Am idas

- c o - n h2 - ( C )O )O - n h 2

carbamoil-

-carboxamlda -amida

l Nitritos I Aldeh Ald ehido ido s

-C N -(C)N

ciano-

-carbonitrilo -nitrito -carbaldehído

formil_

i Cetonas

-CHO -(C)HO >
oxo _ oxo-

-a l -ona

i Alco holes, hol es, fenoles fenol es

-O H

h i d r o x i-

-o l

i Trioles

-S H

s u lfa n íl-

—tiol

I Hidroperóxidos

- O - OH

hidroperoxi-

-n h 2

am ino

-a m i n a

= NH = NR

imino(R)-imino-

-¡mina

-O R

(R)-oxi-

-S R

(R)-sulfanil-

- 0 - OR

(R)-peroxi

1

Aminas Amin as 1

Iminas 1

Éteres 1

Sulfuras 1

Peróxidos

| 129

Si el grupo principal está en un sistema cícli co, el anillo es la estructura fundamental. Si el grupo principal está presente en dos o más cadenas o sistemas cíclicos, la cadena principal es la que lo contiene el mayor núme ro de veces. De no poder seleccionar la ca dena de este modo, se aplicarán los primeros criterios.

En compuestos acíclicos, se utiliza los mis mos criterios que para seleccionar la cadena principal de alcoholes, cambiando simple 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 compuesto se nombra como compuesto alifático y el anillo como prefijo (radical).

Grupo funcional

uímica

1 3 0 [ C olección E l Postulante

Tabla 2 Grupo

-F -C l - B r -I 3.

Prefijo fluoroclorobromoiodo-

Grupo = n2 -n 3 -no -n o 2

4. Prefijo diazoazidonitrosonitro-

Enum era la cade na principal y asigna los lo calizadores. Recuerda que los localizadores más bajos deben corresponder a las siguien tes características estructurales consideradas sucesivamen te en el orden de m ayor a menor preferencia. Numeración propia de algunos sistemas (sis temas aromáticos, policiclos, etc.). Grupo funcional principal citado como sufijo. Insaturaciones (-e no /-ino ). Sustituyentes citados como prefijos.

4.

El nombre se forma empezand o 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.

FUNCIONES INTROGENADAS Los compuestos nitrogenados constituyen uno de los más relevantes, ya que se encuentran los grupos funcionales derivados del n itrógeno am plia mente distribuidos en todo ser viviente y tiene una extensa aplicación en la industria química y farma céutica. F unción amin a

Se reúne bajo el nombre de aminas 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. 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 - N H2

1.

2. 3.

Loca lizar en el nom bre 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 aromáticos, biciclos, etc.), se utiliza. Si es un compuesto acíclico, se numera a par tir de un extremo. Si es cíclico, el grupo principal fijará la posición 1. Se debe situar las insaturac iones utilizando sus localizadores. El sufijo identifica el grupo principal. Coloca rlo en la posición adecuada de la cadena prin cipal.

Amina primaria

H R / N - R' — R - NH - R' \

Representación de un compuesto heterofun cional a partir de su nom bre sistemático Según seguirán los siguientes pasos:

Los prefijos identifican los sustituyentes . Colo  carlos en la cadena principal ayudándose de los localizadores.

Amina secundaria

H

/ R T N -R '-»R -N -R ' \ R"

Amina terciaria

Donde: R, R', R" pueden ser un grupo alquilo o arilo. Nomenclatura. Para la nomenclatura de las ami 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

/CH, NN h

— Metilciclobutilamina (secundaria)

uímica

| 1 31

Entonces los demás son considerados como sustituyentes, pero se indica con N para espe cificar que se encuentra unido al nitrógeno. Ejemplos:

/C,H 7

c h 2- c h 3 I - c h 2 - N - C H3

N - (CH 2)2 - C H 3 —- Etilpropilfenilamina x)/ q ^ (terciaria)

c h 3- c h

Para aminas más complejas se considera al grupo -N H 2 como el grupo amino, pero se tie ne que elegir la cadena matriz que contenga dicho grupo.

CH 3 I C H 3- C H 2 - N - C H 3

2

N-metil-N-etil propilamina

N. N-dimetiletilamina

Ejemplos:

CH,

NH 2

N — CH,

I

i

C H 2- C H 2 - CH 2 - C OO H 4 3 2 1

N, N-dimetil-(3-naftilamina

Ácid o 4-am¡no butanoico

NH 2 I C H3- C H 2 - CH - CH 2 - OH 4 3 2 1 2 -amino-1

En algunos casos se colocan nombres deri vados de una amina importante. Se usa ge neralmente para aminas aromáticas como la anilina.

-butanol

NH 2 I C H3- CH - C H 2 - CH O 4 3 2 1

-

NH,

3-amino butanol n - c 2h 5

NH 2 I C H31

nh2 I C H - CH 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

nh2 4-amino-2-fenilbutano

En otros casos se escoge el radical de ma yor número de carbonos en forma continua.

Propiedades Las aminas son compuestos polares, esto les permite formar enlaces puente de hidrógeno (a excepción de las aminas terciarlas). Las aminas menores son solubles en agua, teniendo un limite para unos seis átomos de carbono. Las aminas alifáticas menores tienen olores desagradables característicos, que recuerdan al amoniaco (NH3) y al pescado poco fresco.

13 2 | C

olección

El Postulante

Ejemplos: En la descomposición del pescado se libera trimetilamina. En la descomposición de la carne se produce 1,4-diaminobutano (putrescina) y 1,5-diaminopentano (cadaverina). Las aminas aromáticas son generalmente muy tóxicas, al ser absorbidas a través de la piel producen resultados fatales. Las aminas aromáticas se oxidan fácilmente con el aire, por eso se les encuentra general mente co loreadas por productos de oxidación, son incoloros en estado puro. Las aminas tienen punto de ebullición más alto que los compuestos no polares de peso molecular semejante, pero son Inferiores a los alcoholes y ácidos carboxílicos. F unción am ida

La importancia de las amidas radica en su relación con la química de peptidos y proteínas. La función amida está formada por un grupo carbonilo y un grupo amino. Es considerado como un derivado de los ácidos carboxílicos, por sustitución del grupo - O H p or - N H 2.

0 R -C

7

-

R’ R - CO - N - R"

R'-N 1 R" Amida terciaria

Nomenclatura. De acuerdo al sistema IUPAC se cambia la terminación oico, del ácido que origina el grupo acilo, por la terminación 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-propilbenza mida

X CH 2 - C H 3

Estructura y clasificación. Al igu al qu e los ésteres, las amidas 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 eliminar el grupo oxidrilo del grupo carboxilo. R-C

, 0 — R-C \ Í O H ) grupo acilo

* 0

\

Tipos de amidas O // R - CO — R - CO - NH2 nh2 Amid a prima ria

0 // R -C

— R - CO - NH 2

NH 1 R' Amid a secu ndaria

Propiedades: A ex ce pc ión del m etan am ida (H - CO - N H 2) las amidas sencillas son todas sólidas. Las amidas tienen un elevado punto de ebu llición, superior a los ácidos respectivos, esto se debe a la formación de fuertes enlaces puente de hidrógeno. La más importante es la urea o carbodiamida (N H 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 permite 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 tremenda facilidad para dar reacciones de po limerización. (RCN) Estructura y clasificación. Los nitritos o cianuros orgánicos se consideran como derivados de los F unción

nitrilo

Q

ácidos carboxilicos, esto se debe a que su hidróli sis conduce en último término a dichos ácidos. Su fórmula general es: R-CsN

R: grupo alquilo o arilo

Nomenclatura. Para su nomenclatura, el sistema IUPAC utiliza el nombre del ácido del que derivan cambiando la terminación ico por nitrilo, en otros casos se considera como cianuros de alquilo o ari lo (-C N : cianuro), o también como ciano aléanos o árenos (-C N : ciano).

ISOMERIA Los isómeros son aquellos com puestos que tienen la misma fórmula global pero diferente fórmula de sarrollada (del griego: isos: igual y meros: parte). Los isómeros tienen propiedades físicas y quími cas diferentes, pero contienen igual número de la misma clase de átomos, pero estos están unidos entre sí de manera diferente. Tipos de isómeros. De acuerdo a la estructura mole cular y a la distribución e spacial de los átomos en la molécula, tenemos:

Ejemplos: CH 3 - C H 2 - C h Ñ

Propanonitrilo (IUPAC)Cianuro de etilo Cianoetano

Isomería .

CH, C H, - C H 2 - C s N

Br ~ < O ^ C = N

2-metilbutanonitrilo (IUPAC) Cianuro de isobutilo 2 -cianobutano

Clases de ¡somería estructural 1.

Propiedades: Los nitrilos hasta 14 carbonos aproximada mente son líquidos, y los superiores son só lidos, todos ellos insolubles en agua. El más importante de los nitrilos es el acrilonitrilo, se utiliza en polimerización.

N.° isómeros = 2n

H+

C H 3 COOH + NH 3

+ 1 ; 4
(n -

6

) ; 7 < n < 10

n: N.° de átomos de carbonos

Propenotrilo acrilonitrilo

C H3- C = N + 2H 20 -

Isomería de cadena. Son aquellos isómeros que poseen distintas cadenas carbonadas tie nen propiedades químicas parecidas. Este tipo de isomería se presenta en aléanos y para calcular el número de isómeros de ca dena se calcula con la siguiente relación. N.° isómeros = 2n

CH 2 = C H - C s N

Sus puntos de ebullición son menores que los ácidos correspondientes que se obtienen por su hidrólisis.

Isomería f Isomería de cadena estructural j Isomería de posición [ Isomería funcional Isomería | Isomería geométrica espacial (estereoisomería)

Isomería estructural

P-bromobenzonitrilo (IUPAC) Cianuro de p-bromofenilo P-cianobromobenceno

Los de bajo peso molecular son solubles en agua, tienen olores agradables o tipo etéreo. El más conocido es el metanonitrilo o ácido cianhídrico, se encuentran en m uchos vegeta les como en las almendras amargas, es muy venenoso se usa como fungicida e insecticida y en metalurgia. HC = N

uímica | 1 3 3

a-

Ejemplos: C5 H12 N.° de isómeros = 2 5 _ 4 + 1 = 2 + 1 = 3 isómeros

•

Los isómeros son: CH 3 - CH 2 - CH 2 — CH 2 — CH 3 — Pentano

•

CH 3 I CH 3 - C H — C H 2 — CH 3 — Metilbutano CH 3 I CH 3 - C — C H 3 — Dimetilpropano l CH ,


b.

C 8 H -|4 N.° de isómeros = 2 6 " 4 + 1 = 2 2 + 1 = 5 isómeros

no2

N 02

é r NOí o - dinitrobenceno

no2

éi

ú

m - dinitrobenceno

p - dinitrobenceno

Los isómeros son: •

C H 3 — ( C H 2 )2 — C H 3 — H exano

3.

CH 3 I •

C H 3 — C H — ( C H 2)2 — C H 3 —♦ 2-m etilp entano

Isomería funcional o de com pensación . Son aquellos que pertenecen a funciones di ferentes, tienen propiedades físicas y quími cas diferentes. Alcoho l y éte r

ch3 ch3 I I •

C H 3 — C H — C H — C H 3 — 2 , 3-dimetilbutano

•

CH3 i C H 3 — C H — C H — C H 3 — 2, 2-dim etilbutano

ch3

y * C H 3 — C H 2 — C H 2O H

1-Propanol

V » C H 3 — O — C H 2C H 3

M e til -o xi -e ti l

c 3 h 8o

Ald eh ido y cetona y> C H 3 — C H 2 — CH O

Prop anal

Y »C H 3 — C O — C H 3

Prop anona

c 3 h 8o

ch3 C H 3 - C H 2 - C H - C H 2 - C H 3 — 3-metilpentano

2.

no2

Isom ería de po sic ión . Estos isómeros tienen la misma cadena carbonada, pero se diferen cian en la posición que ocupa su grupo sustltuyente.

Ác ido y éster y » C H 3 - C H 2 - C O O H Á c id o p ro pa no ic o C 3H 60 2 Y» C H 3 — CO O —C H 3

Metanoato de metilo

Estereoisomería

•

c 3 h 8o

Pertenecen a esta clase de ¡somería los isómeros que difieren en la distribución espacial de los áto mos, poseen propiedades químicas semejantes pero diferentes propiedades físicas.

— 1-propanol

C H 3 — C H 2 — C H 2O H

C H 3 — C H — C H 3 — 2 -propanol

l OH

C 4 H9CI C H 3 — C H 2 — C H 2 — C H 2C I — 1-d oro bu tan o C H 3 — C H 2 — C H - C H 3 — 2 -c lo ro bu ta no

Cl Es natural que puedan presentarse simultá neamente Isómeros de cadena y de posición. Dentro de los isómeros de posición tenemos a los derivados dlsustltuldos del benceno, con sus respectivas posiciones: orto, meta y para. c h

3

c h

3

c h

Clases de estereoisomería Isomería geometría. Son aquellos isómeros que se generan debido a la rigidez del doble enlace y existen dos clases. Para que exista isomería geométrica es necesario que se cumplan ciertas relaciones entre los ligandos de los carbonos doblemen te enlazados. Existe isomería:

3

Existe isomería:

é

r CH

o - xlleno

é v cH_

(o )

m - xlleno p - xlleno

c

a

d

Q

No existe isomería: \

c=c

/

\ /u c= c o/ \

Isómero cis. Cuando los átomos o radicales, se encuentran a un mismo lado (cis: de este lado).

uímica | 1 3 5

nerales de carbono, de donde se forma el CO, este reaccionaria con el hidrógeno proveniente de com puestos inorgánicos con la presencia de calor y de una fuerte presión que al comb inarse dan origen a variadas formas de hidrocarburos que asociados constituyen al petróleo. nCO + (2n + 1)H 2 — Cn 4 2 n - 2 ^ nhÔ

\

Z

c=c

Isómero trans. Cuando los átomos o radicales se encuentran en lados opuestos (trans: al otro lado).

\ Ejemplos: H3C x

/C H 3

h 3c x

c=c -i/ hr NH

Cis -2 - buteno

Trans -2 - buteno

HOO^ c=c h'

/I

c=c NX H 3 Hu / '

HOOC

E stado h

C=Q x h

Cis -2 - butenodioico (Ácido maleico)

Teoría orgánica. También llamada teoría animalvegetal o moderna, sostiene que el carbón y el hidrógeno que constituyen el petróleo provienen de restos de la vida animal-vegetal preexistente, el agua y la capa de sedimentos protegieron a las sustancias orgánicas de una rápida destrucción por oxidación, mientras tanto la acción del calor y de las bacterias causaron la formación de los hi drocarburos presentes en el petróleo. natural

El petróleo es un líquido que se encuentra en de pósitos subterráneos, retenidos en capas imper meables mezclado con gas natural y agua.

Trans -2 - butenodioico (Ácido fumárico)

PETRÓLEO La palabra petróleo etimológicamente proviene de dos voces latinas: pe tru m: piedra

oleum: aceite

Es decir aceite de piedra por lo que también se le llama aceite mineral.

¿Q ué es el petróleo? El petróleo es una mezcla completa constituida principalmente de hidrocarburos parafínicos, ciclo parafínicos o nafténicos y aromáticos; predom inan do los aléanos desde los más livianos a los más pesados, un petróleo se distingue de otro por el tipo de hidrocarburo qu e posee. Los aléanos o paraflnas gaseosas inferiores (gas natural) acompañan 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 d ensidad 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-azu lada, o también lo es espeso y negro, lo que explica por su varia da y comp leja constitución.


Composición. 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.

Separación del agua por el método de grave dad (el agua es más densa que el petróleo). Separación de algunas partículas por filtración. Endulzamiento, que consiste en la eliminación de sales como NaCI, CaCI2, MgCI2.

La mayor parte de los hidrocarburos del petróleo son líquidos; sin embargo existen también hidro carburos sólidos (asfaltos y paraflnas) disueltos en hidrocarburos líquidos.

Es necesario la eliminación de sales porque al po nerse en contacto con el agua forma HCI siendo esto totalmente corrosivo.

O btención del petróleo

Exploración. En la cual se trata de ubicar la zona petrolífera, a través de pruebas sísmicas, gravimétrlcas, geológicas, etc. Perforación. Una vez ubicada la zona, se perfora el subsuelo, en la industria p etrolífera etrolífera se distinguen dos sistemas de perforación: el de percusión y de rotación. Al perforar y alcanzar la capa petrolífera, generalmente la presión del gas hace surgir es pontáneamente al petróleo, lo que ocurre a veces en forma violenta, alcanzando el líquido grandes alturas; por ello es útil la armadura en la boca del pozo, mediante la cual regulando la presión se le hace surgir en forma 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 eliminar la mayor parte del agua y la arcilla que a veces arrastra; luego se transvasa mediante bombas a los tanques de almacenamiento, para después ser enviado a las destilerías o puestos de expedición, por cañerías especiales; oleoductos de gran longitud. longitud. R efinación del crudo

Consiste en la separación de impurezas del petró leo y obtener las fraccion fraccion es útiles, útiles, tiene las siguien  tes fases: Tratamientos previos. El petróleo en su conjunto como mezcla lleva sedimentos como arcilla, agua emulsionada y sales, su eliminación está sujeta a los tratamientos previos como:

Destilación fraccionada. También se denomina topping o destilación primaria, consiste en la se paración del petróleo crudo en sus componentes, lo cual se basa en las diferentes temperaturas de ebullición que tienen los componentes de la mez cla petrolífera, obteniéndose gas combustible, keroseno, aceites lubricantes y residual, toda refine ría hace uso de este proceso. En el Perú tenemos 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 temperatura de 420 °C a 450 °C proveniente del horno. En la columna de destilación los componentes se sepa ran según la diferencia de temperaturas de ebu llición de cada componente. Por la parte superior se desprende la fracción de menor temperatura de ebullición y por el fondo se obtiene la fracción de mayor tem peratura de ebullición. ebullición. torre de destilación

o

topping Petróleo crudo

Residuos de destilación. Alqu Al qu itrán itr án de cru do (as  falto, fuel, oil, coque de petróleo), parafinas sólidas y otros productos betuminosos. P rincipales derivados

Mencionar los derivados del petróleo, es enumerar 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, Combustibles , el el C3H8 C3H8 principalmente principalm ente

Éter de petróleo o ligroina

40 °C - 70 °C °C

C5 a Cg

Disolvente - Quitamanchas Lavado en seco

Gasolina aviación

70 ° C -100 °C

Gasolina de automóviles

100 100 °C - 120 120 °C °C

Cg a C10

Combustible de motores

Otras gasolinas

120 °C- 180 °C

Keroseno

180°C - 270°C

Cu a C15

Combustible doméstico, motores diesel

Gas oil (aceite diesel)

270 °C - 360 °C

p

Aceites lubricantes

O

3 0

Obtención de aceites lubricantes; combustible diesel

Por sobre sobre 360 °C C2oen adela adelante nte

Lubricación

Vaselinas o petrolatos

Por sobre 360 °C

C12a C 15

Pomadas - lubricación

Parafinas

Por sobre 360 °C

C20 a C30

Velas (ceras) e impermeables impermeables

Alquitrán o brea

Por sobre 360 °C

Asfalto - impermeabilización impermeabilización

Coqu Coque e de petr petról óleo eo

Por Por sobr sobre e 36 360 °C °C

Combustible - electrodos

Derivados del pe tróleo tróleo

uímica

| 1 37

1 3 8 | C o l e c c i ó n E l P o s t u la n t e

G as n a t u r a l Contiene los aléanos más volátiles, siendo su composición: Componente CH 4 C 2 H6 C 3 H8 C4 H 1 0 Nitrógeno

— — — —* —•

Porcentaje 8 0% 13% 3% 1% 3%

Se obtiene del petróleo, al momento de la ex tracción o por destilación fraccionada a bajas temperaturas (m enos de 30 °C). °C). Se usa como combustible, en calefacción, como materia prima en la síntesis de muchos productos (petroquímica). Combustiona completamente sin producir hollín, los gases propano (C 3 H8) y butano (C 4 H10) se comprimen y se venden como gas licuado, comúnmente se le conoce como gas propano.

Í ndice de octano o poder antidetonante

La calidad de una gasolina se expresa por su octanaje. Para determinar el octanaje de una gasolina, se prueba en un motor de ensayo y se miden sus propiedades detonantes, esta prueba se funda menta en la comparación con una mezcla patrón formada 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)

H id ro c a rb u ro

Fórm ula

Octanaje

n-heptano

CH3 - (CH2 (CH2)5)5- c h 3

0

ch3

Isoctano

ch 3- c

ch3

- ch 2- c h - ch 3

Donde el porcentaje de isoctano determina el oc tanaje, para lo cual ilustramos con dos ejemplos: Gasolina de 84 octanos. Tiene el mismo rendimiento en un motor 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 rendimiento en un motor de prueba, que una mezcla formada por 95% de isoctano y 5% en volumen de n-heptano. n-heptano.

Variación de octanaje. En el siguiente cuadro se tiene los octanajes de algunos hidrocarburos:

E s tr uc tu ra m o le c u la r

Tipo de e s truc tu ra

Octanaje

n-heptano

ch3-

(CH2)5 (CH2)5 - c h 3

Lineal

0

n-hexano

ch3 -

(CH2) (CH2)4 - c h 3

Lineal

25

Ramificada

42

Ramificada

93

2-metílhexano 2-metílbutano

ch3

I CH3 - CH - (CH2 (CH2)3)3- CH3 ch3

I

c h 3 - c h c h 2c h 3 ch3 ch3

2, 2, 4-tr¡metilpentano

I I CH3 - c - c h 2 - c - c h 3 I I ch3 h

Ramificada

100

Benceno

©

Aromático

106 106

Aromático

120

Tolueno

100 100

ch3

GASOLINA Es una mezcla de hidrocarburos líquidos de 5 carbonos hasta 10 carbonos, siendo los constituyentes más importantes importantes los de 6 ; 7 y 8 carbonos. Es la fracción más importante del petróleo, se obtiene entre 70 °C y 180 °C. Se usa como combustible en los motores de combustión interna.

C om ponente

Q

2.

Del cuadro, se concluye que: 1.

En caden as lineales A men or M => M ayor oc tan aje

2.

En cadenas ramificadas A mayor número de ramificacion es =* M ayor octanaje

3.

A nivel de hidrocarburos Arom áticos Hidrocarburos insaturados Ciclo alcanos Alca no s ramificado s Alcan os linea les

a.

Observaciones: El plomo tetraetilo produce contaminación ambiental por emitir partículas de Pb (metal pesado). La gasolina ecológica de 90 octanos no tiene plomo y es menos contam inante que la gaso lina de 84 octanos que usa plomo tetraetilo.

40 0 °C

C 1 8 H3 8

--------

►C 8 H i 8 + Ck)H 26

n-octadec ano

Isoctano 2 metil-2 noneno

Observación: Con el cracking catalítico se produce gasolina de mayo r octanaje. c.

Alquilación. En este proceso una cadena li neal o ramificada de bajo peso molecular, se une con otra que puede ser aromática o no aromática, obteniéndose gasolina de buena calidad.

Adición de sustan cias antidetona ntes. La adición de ciertas sustancias mejoran la cali dad de la gasolina tales como: Plomo tetraetilo: Pb(C 2 H5 ) 4 Gasohol (90% gasolina + 10% alcohol) Éter terbutllmefílico Benceno

ch3-

ch3 ch3 ch3 ch3 i i i i c - c h 3 + c h 3 - c = c h2 - c h 3- c - ch 2 - ch - c h 3

I H Isobutano

d.

1.

Cracking. Llamado craqueo o pirólisis, con siste en romper la cadena de moléculas pesa das de los hidrocarburos, generándose molé culas pequeñas que sirven en la obtención de la gasolina. El cracking puede ser: Cracking térmico También llamado pirolítico, se realiza a altas temperaturas entre 470 °C y 510 °C y elevada presión entre 20 a 50 atmósferas. Se obtiene e tileno y alcanos ligeros.

Isoctano

Isomerización. Los hidrocarburos normales se transforman en sus isómeros ramificados mediante una acción catalítica, mejorándose el octanaje. U8 H-|8

e.

I CH3

Isobutileno

a i 2o 3

n-octano

b.

| 1 39

Cracking catalítico Se realiza a temperaturas entre los 430 °C y 400 “C y a una presión de 1,4 a 3,4 atmósfe ras de presión. La ruptura de la cadena, es por la presencia de catalizadores como: S¡02, Al 2 0 3, arcilla na tural, Cr 2 0 3, MgO. El objetivo es bajar la temperatura de ope ración para obtener una mejor gasolina, no afectar la superficie del reactor que está for mada por metales sensibles: Fe, Cr, Ni y por , último reducir el costo de operación.

Aumenta el octanaje

T écnicas para mejorar la calidad de la gasolina

uímica

* c 8 h 13 Isoctano

Gasolina aromática. Permite la transforma ción de cualquier gasolina pesada en una de mayor octanaje por uso de catalizadores como Pt/Al 2 0 3 o Pt/Si 3 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 l e c c i ó 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 materia prima para la obtención de productos sintéticos que comparándolos con los naturales resultan más económicos y muchas veces de m ejor calidad. Ejemplos: Fertilizantes, plásticos, etc. Se obtienen combustibles con un poder calo rífico superior al carbón (hulla). Da lugar a la aparición de una nueva industria, la Petroquímica 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 determinante en su evolu ción industrial y económica. P etroquímica en el P erú

El término Petroquímica etimológicamente quiere decir química 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 amonia co que se lleva a cabo en Fertisa del Callao, hasta que Petroperú se dedicó a convertir a Talara en primer polo de desarrollo petroquímlco de nuestra patria. Teniendo en consideración la demanda de fertilizantes para el desarrollo de nuestra agricultura, se ha construido una planta que produce amoniaco, una unidad de craqueo catalítico que permite obtener además de gasolina de alto octanaje, negro de humo y solventes. La enorme importancia para el desarrollo industrial de un país significa la implanta ción de la industria petroquímica, por estar

basada en la transformación química del pe tróleo, gracias a estas industrias, obtenemos productos primarios como: etileno, butileno, metano, hidrógeno, compuestos aromáticos 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 farmacéuticos, fertilizantes, etc. C ontaminación que causa el petróleo

Una de las causas de la contaminación am biental es la presencia de sustancias extra ñas en el medio ambiente por el uso masivo del petróleo y sus derivados, que caracteriza nuestra época. La contaminación 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 mamíferos acuáticos y la desaparición de la vegetación en varios sectores. El petróleo, como agente contaminante de los medios acuáticos, ejerce su acción sobre los seres vivos en tres formas: impide la oxigena ción del agua al flotar en la superficie, consu me el oxígeno disuelto en el agua al descom ponerse en sus elementos y ejerce una acción tóxica sobre los organismos al ser ingerido con los alimentos. Otra manera de contaminación 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 contaminan el aire. ECOLOGÍA La ecología es una parte de la biología, que estu dia las relaciones existentes entre los organismos y el medio en que viven. La población de cualquier especie animal depende de la disponibilidad de alimentos y del número de depredaciones naturales. Cuando estos dos facto res permanecen 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 medio en que se desenvuelve. De aquí que sea necesario mantener su medio ambiente: el suelo, el aire, el agua, los alimentos y los elemen tos externos que usa, debidamente protegidos de contaminación. 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 mismas a los requerimientos del ser humano a la adición de cantidades definidas de ellas. Además, en cuanto a la identificación y cuantificación de los organismos vivos, la aplica ción de la química es necesaria, por cuanto estos se identifican por los cambios q uímicos que produ cen en el medio en el cual viven o por los cambios producidos por el uso de determinadas sustancias quimicas. Todo lo descrito anteriormente requiere la realización de análisis químicos de acuerdo a normas especiales. La presión creciente sobre las extensiones cul tivables disponibles, el aumento del uso de pro ductos químicos, la expansión de los desiertos y la deforestación, están disminuyendo la producti vidad del suelo en muchas partes del mundo. El talado de bosques, el uso poco cuidadoso de pro ductos químicos y fertilizantes y la erosión están destruyendo el suelo y el potencial agrícola de la tierra, por lo cual en los últimos años se ha hecho hincapié en la necesidad de enc ontrar medios con los cuales se pueda detener e invertir estos pro cesos de deterioro ecológico. C ontaminación química

Cuando hablamos de contaminación o polución nos referimos a cua lquier tipo de impureza p resen te en el aire, el suelo o el agua que altera o daña los ecosistemas afectando a los seres humanos, plantas y animales. Por extensión también aplicamos el término a otros casos, como la contaminación de los alimentos, de nuestros vestidos, materiales diversos, etc. Mu chas sustancias dañinas o venenosas se encuen tran en forma natural, sin que sean consecuencia de la actividad humana, pero cuando hablamos de contaminación nos referimos específicamente a la presencia de sustancias tóxicas que se encuentran

uímica

| 14 1

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 toleramos porque nos hemos adaptado a ellas. Nuestro propio cuerpo, en forma natural, contie ne sustancias tóxicas, como arsénico, mercurio y otros metales pesados sin que afecten nuestra sa lud. M uchas veces contiene también nuestro orga nismo productos químicos com o el insecticida DDT en cantidades que toleramos. Históricamente, la contaminación 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 combustibles sólidos (carbón) cuyos residuos afectan a la bios fera. A esto hay que añadir la emigración de los habitantes del campo a la ciudad, tal como viene ocurriendo en nuestro país en las últimas décadas, formándose grandes centros urbanos e industria les donde los hombres se aglomeran rompiendo la armonía con la naturaleza; luego con el aumento de producción de bienes y el consumo, aumentan también los desechos industriales que contribuyen a aumentar la contaminación. Este último fenóm e no se agrava con el desarrollo alcanzado en el úl timo medio siglo por las industrias químicas, cuyos residuos son altamente contaminantes. Ac tualm en te el prob lema de la co ntam inac ión ha alcanzado niveles alarmantes 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 camino de envenenar toda la Tierra, autodestruyéndose. C ontaminación del aire

Entre los contaminantes primarios del aire, es decir que causan la mayor parte de la contaminación, en una proporción mayor del 90% se señalan cinco tipos de sustancias: monóxido de carbono, óxido de nitrógeno, óxidos de azufre, macropartículas 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

1 4 2 | C o l e c c ió n E l P o s t u l a n t e

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: monóx ido (NO) y dióxido ( N 0 2) son tam bién contaminantes del aire por ser tóxicos. Otros óxidos de nitrógeno ex istentes también en el aire no son tóxicos. La toxicidad del NO es relativamente baja, pero su peligro radica en que puede oxidarse con el oxígeno del aire, conv irtiéndose en N 0 2 cuya toxicida d es cuatro vece s mayor. El N 0 2 produce irritaciones en nariz, garganta y ojos, y causa congestión y enfermedades pulmona res que, en caso de contaminación extrema 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 N 2 del aire produzca NO que luego se con vierte en el aire en N 0 2. De allí la importancia 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 atmós fera es el dióxido (S02), el cual se oxida en el aire con virtiéndose en trióxido (S 0 3) y este

rápidamente reacciona con la humedad am biental para convertirse en H2 S 0 4. Este último cambio se favorece en lugares de alta hume dad atmosférica, como es el caso de la costa central del Perú. Ad em ás de los efectos tóx ico s so bre los seres humanos y las plantas, la presencia de S 0 2 y S 0 3 en la atmósfera causa un problema de contaminación ambiental que se conoce como el fenómeno de la lluvia ácida, un Indi cador es la determinación del pH del agua de lluvia, que con la sola presen cia 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 mayor aún cuando las personas respiran por la boca, por lo que afecta más a las per sonas que tienen males respiratorios (asmá 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 combus tibles más comunes: carbón, petróleo y gas natural provienen de los organismos vivos entonces contienen algo de azufre y al arder se formarán el S0 2 y el S 0 3. Es por eso que los principales contaminantes del aire con óxidos de azufre son los combustibles fósiles ya mencionados que se queman en grandes cantidades en las plantas térmicas 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 eliminar parte del azufre) si se quiere evitar la contaminación del aire. Muchas industrias, así como los automóviles 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 muchos lugares de alta humedad atmosférica, se produce una espe sa niebla llamada smog (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 í m ic a | 1 4 3

smog formado sobre Londres en diciembre de 1952 causó más de 4000 muertos.

d.

Freones. Con el nombre de freones se cono ce a un tipo de sustancias químicas que con tienen cloro, flúor y carbono las cuales son uti lizadas por la industria en muchos productos de uso doméstico. Estas sustancias se utilizan como ¡mpelentes en las latas de aerosoles lo que hace que continuamente se pulvericen en la atmósfera, los freones son compuestos estables a temperaturas bajas, por lo que no causan ningún daño inmediato, pero una vez en la atmósfera 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 temperatura ambiente. Se forma al hacer pasa r una desca rga eléctrica por 0 2(g). El ozono tiene mayor densidad que el 0 2 (g), y es un agente oxidante muy fuerte. El ozono se descomp one con facilidad en el ambiente; 2 0 3 — 2 (0 2 + O*) — 3 0 2 Las radicales de oxígeno (O*) que son átomos intermedios en esta reacción y con gran capa cidad para captar electrones, actúan así como fuertes oxidantes, siendo empleados en la des trucción de bacterias en el proceso de purifica ción del agua.

Destrucción de la capa de ozono de la atmósfera. La Tierra y su entorno pueden ser divididos en las siguientes regiones: 1.

Litosfera. Los suelos (continentes).

2.

Hidrosfera. El agua (mares, lagos, etc.)

3.

Atmósfera. Envoltura gaseosa que rodea a la Tierra. Esta contiene a su vez las siguientes subcapas: Troposfera. Subcapa Inferior (unos 15 km de espesor). Vivimos inmersos en ella. Hay aquí

•

una concentración de C 0 2 y de vap or de agua mayo r que en las otras subcapas. Estratosfera. Subcapa intermedia (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 formada por ozono que actúa como filtro de la mayor parte de radia ciones ultravioletas del Sol. Ionosfera. Subcapa superior (de 40 km a 4000 km de altura). Contiene gases Ioni zados.

El ozono se forma en la atmósfera superior (es tratosfera) cuando las moléculas de 0 2 absorben radiación electromagnética ultravioleta (UV) pro veniente del Sol, formando 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 cá nce r a la piel se eleva en forma directamente proporcional a la disminu ción de la concentración de ozono en dicha capa. Los compuestos orgánicos clorofluorocarbonados existen en la sociedad de consumo en la forma co mún de rociadores (spray) para diversos usos. Los compuestos gaseosos freones (CFCI3; C 2 F4 CI2; etc.), al ser liberados de sus recipientes, se difun den lentamente hacia la estratosfera. Ah ora bien, la radia ció n UV que lleg a a la Tierra provoca diversas reacciones fotoquímicas en la estratosfera, como la formación natural de ozono, según las reacciones: 0 2 0 2

+ luz — 2 + O* - o

0

*

3

Al Incid ir la radia ció n UV so bre los freon es , se li bera el cloro atómico altamente reactivo el cual ataca al ozono generando el siguiente ciclo de reacciones: CFCI 3 + luz — CFCI 2 + Cl* CI* + 0 3 - C I O * + 0 2 CIO* + Q * - C I * + 0 2

1 4 4 | C o l e c c i ó n El P o s t u la n t e

El gas de clorofluorcarbono destruye la capa de ozono, permitiendo que la radiación UV llegue con toda su intensidad (no filtrada) a la superficie de la Tierra. Así au nq ue el oz on o pu ed e renov ar se en form a natural en la atmósfera (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 compuestos orgánicos clorofluorocarbonados generados por el hombre es demasiado elevada, por lo que hay partes en la capa de ozono que presentan agujeros, y cuya reparación será muy lenta.

Exceso de ozono. Si bien el 0 3 es necesario en la estratosfera, el ozono formado por las reaccio nes entre diversos compuestos orgánicos e Inor gánicos producidos y también producto de reac ciones en cam pos eléctricos, represe nta en el aire que respiramos un tipo de contaminación, pues, contribuye a la formación de smog urbano (una mezcla contaminante de niebla y humo). Cuando la concentración de ozono en el aire aumenta, se produce irritación en todo el tracto respiratorio. El efecto invernadero En nuestros estudios de Química no hem os consi derado venenoso s 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 atmósfera 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 temperatura en el interior de este con referencia al medio ambiente. En igual forma, el C 0 2 transmi te la luz visible pero no los rayos infrarrojos. Por esto se dice que m ayores concentraciones de CQ 2

en el aire podrían producir un efecto invernadero. Los científicos especulan que una elevación en la temperatura 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, aumentando el nivel de los océanos que inundarían sectores continentales. C ontaminación del agu a

Las aguas naturales no son puras sino que con tienen una serie de sustancias disueltas, princi palmente sales, y ademá s suelen tener sólidos en suspensión, muchos de ellos de origen orgánico (residuos vegetales o animales). Tal como se ha dicho antes para el caso del aire, cuando hablamos de la contaminación del agua, nos referimos 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, mares u océanos, la conta minación afecta o impide también el desarrollo de plantas o animales acuáticos. Debemos anotar que algunos contaminantes se descomponen gracias a procesos químicos o bio lógicos que ocurren en el agua, pasando a formas más simples que pueden perder su efecto perjudi cial. A estos contaminantes se les denomina degradables o biodegradables. La biodegradaclón de la materia orgánica en el agua se produce en es pecial por acción de bacterias y otros organismos presentes en ella. 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 , ag rava nd o la co ntam inac ión y e mitien do malos olores.

Este libro se terminó de imprimir en los talleres gráficos de Editorial San Marcos, situados en av. Las Lomas 1600, Urb. Mangomarca, S. J. L.; Lima, Perú. RUO 10090984344

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