Química Libro 01 2016 Piloto

Prefacio Estimado alumno, en este tomo del material PSU de química encontrarás los contenidos correspondientes a los cursos de 1º y 2º Medio, que son obligatorios para todos los alumnos que rinden la PSU de Ciencias. Es importante que no consideres la materia de este libro como un tema aparte, sino que intentes relacionarla con lo que aprendas en Física y también en Biología, de forma que puedas establecer conexiones que te permitan facilitar tu proceso de aprendizaje. La distribución de este libro es simple, en un primer nivel estarán las unidades, las que a su vez se desglosan en diferentes capítulos en los que se encuentran, además de la información que debes manejar, una serie de ejercicios, los cuales tienen el propósito de sellar el aprendizaje en las unidades que así lo requieran. Además, al final de cada unidad habrán ejercicios tipo PSU relacionadas con el tema visto, que te servirán como ayuda para rendir una buena prueba. Te recomendamos utilizar este libro al máximo, resolver los ejercicios, subrayar lo importante, anotar tus dudas y consultarlas con tu profesor. Solamente el uso a conciencia de este material lo volverá útil y te dará las herramientas para poder afrontar de una mejor manera este complejo pero fortalecedor proceso de ingreso a la Universidad. Ánimo y buena suerte …

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Prefacio Estimado alumno, en este tomo del material PSU de química encontrarás los contenidos correspondientes a los cursos de 1º y 2º Medio, que son obligatorios para todos los alumnos que rinden la PSU de Ciencias. Es importante que no consideres la materia de este libro como un tema aparte, sino que intentes relacionarla con lo que aprendas en Física y también en Biología, de forma que puedas establecer conexiones que te permitan facilitar tu proceso de aprendizaje. La distribución de este libro es simple, en un primer nivel estarán las unidades, las que a su vez se desglosan en diferentes capítulos en los que se encuentran, además de la información que debes manejar, una serie de ejercicios, los cuales tienen el propósito de sellar el aprendizaje en las unidades que así lo requieran. Además, al final de cada unidad habrán ejercicios tipo PSU relacionadas con el tema visto, que te servirán como ayuda para rendir una buena prueba. Te recomendamos utilizar este libro al máximo, resolver los ejercicios, subrayar lo importante, anotar tus dudas y consultarlas con tu profesor. Solamente el uso a conciencia de este material lo volverá útil y te dará las herramientas para poder afrontar de una mejor manera este complejo pero fortalecedor proceso de ingreso a la Universidad. Ánimo y buena suerte …


Índice Unidad 1: El átomo Capítulo 1: Nociones básicas del átomo La teoría atómica

8

El electrón (e—) El protón (p+) El neutrón neutrón (n ) Numero atómico y numero de masa Isótopos Isóbaros e isótonos Iones Capítulo 2: Cronología del estudio del átomo El tubo de rayos catódicos

11

Los rayos canales El modelo del budín de pasas La lámina de oro y el modelo planetario Descubrimiento del neutrón Problemas con el modelo planetario El modelo de Böhr Capítulo 3: Ver anexo n°1

Capítulo 4: Configuración electrónica Principios que rigen la configuración electrónica

15

Configuración electrónica de átomos y iones Relación con los números cuánticos Electrones de valencia Configuración electrónica y números cuánticos Ejercicios Unidad 1

20


Unidad 2: Relaciones periódicas entre los elementos Capítulo 1: Historia del sistema periódico Las triadas de Döbereiner

28

Octavas de Newlands La primera tabla periódica: Dmitri Mendeleev Capítulo 2: Sistema periódico actual Funcionamiento del sistema periódico actual

29

Tipos de elementos en la tabla periódica Distribución de los elementos en el sistema periódico Determinación de grupos y periodos Características principales de los grupos de la tabla periódica Capítulo 3: Propiedades periódicas Z efectivo y efecto pantalla

33

Radio atómico (RA) Radio iónico (RI) Potencial o energía de ionización (PI o EI) Electroafinidad (EA) Electronegatividad (EN) Ejercicios Unidad 2

37

Unidad 3: El enlace químico Capítulo 1: Nociones de la formación de enlaces ¿Qué es y cómo funciona un enlace químico?

42

Rol de la EN en el tipo de enlace Tipos de enlace Estructuras de Lewis Determinación de las estructuras de Lewis de moléculas covalentes Capítulo 2: Geometría molecular, hibridación y fuerzas intermoleculares Geometría molecular

46

Hibridación Fuerzas intermoleculares Ejercicios Unidad 3

50


Unidad 4: Relaciones de masa en las reacciones químicas Capítulo 1: Principios de la estequiometría Leyes de la estequiometría

54

Fórmula molecular y empírica Capítulo 2: Masas atómicas y el mol El mol

56

Relación entre masas atómicas y el mol Capítulo 3: Estequiometría de las reacciones químicas Ecuaciones químicas

57

Relaciones estequiométricas Reactivo limitante y en exceso Ejercicios Unidad 4

61

Unidad 5: Gases Capítulo 1: Nociones básicas del estado gaseoso Teoría cinético-molecular de los gases

66

Presión de un gas Capítulo 2: Leyes de los gases Ley de Boyle (Presión —volumen)

68

Ley de Charles (Temperatura —volumen) Ley de Gay-Lussac (Temperatura —presión) Ley de Avogadro (Cantidad —volumen) Ley de los gases ideales Ejercicios Unidad 5

73

Unidad 6: Disoluciones Capítulo 1: Conceptos básicos de las soluciones Mezclas

78

Aspectos microscópicos de las soluciones Solubilidad Clasificación de las soluciones Técnicas de separación de mezclas


Capítulo 2: Estequiometría de las soluciones

82

Densidad (ρ)

Unidades de concentración físicas Unidades de concentración químicas Dilución y mezcla de soluciones Capítulo 3: Propiedades coligativas de la soluciones ¿Qué son las propiedades coligativas de las soluciones?

87

Descenso crioscópico y aumento ebulloscópico Disminución de la presión de vapor Presión osmótica Ejercicios Unidad 6

90

Unidad 7: Química orgánica Capítulo 1: Introducción a la química orgánica El carbono

98

Clasificación de los átomos de carbono Capítulo 2: Hidrocarburos Alcanos y cicloalcanos

101

Alquenos y cicloalquenos Alquinos y cicloalquinos El benceno y los hidrocarburos aromáticos Radicales alquílicos Nomenclatura orgánica Capítulo 3: Grupos funcionales Halogenuros de alquilo (R —X)

106

Éteres (R—O—R’) Aminas (R—NH2) Alcoholes (R—OH) Cetonas (R—CO—R’) Aldehídos (R—CHO) Amidas (R-CO-NH2) Ésteres (R1—COO—R2)


Ácidos carboxílicos (R—COOH) Capítulo 4: Ver anexo n°2 Capítulo 5: Estereoisomería ¿Qué es la isomería geométrica? Isomería cis-trans y Z-E

112

Enantiómeros y nomenclatura R-S Capitulo 6: Reactividad Orgánica Tipos de reactivos

115

Tipos de reacciones orgánicas Reacciones de óxido-reducción Reacciones ácido-base Ejercicios Unidad 7

119

Unidad 8: Química en la naturaleza Capítulo 1: El petróleo Origen y composición del petróleo

126

Destilación fraccionada Procesos productivos Gasolina y octanaje Industria petroquímica Capítulo 2: El agua Naturaleza química del agua

128

Densidad del agua Distribución del agua en la tierra Dureza del agua Potabilización del agua Capítulo 3: Química en la atmósfera Composición del aire

131

Fenómenos climáticos Contaminación atmosférica


Capítulo 4: Química del cobre Metalurgia del cobre

133

Capítulo 5: Materiales Los materiales y sus propiedades

134

Clasificación de los materiales Ejercicios Unidad 8

135

Respuestas a los ejercicios propuestos

142

Respuestas a los ejercicios PSU

144

Tabla Periódica

146


Unidad 1: El átomo Capítulo 1: Nociones básicas del átomo Para comprender cada aspecto de la química se hace necesario entender su mínima expresión: el átomo. Sin ese fundamento básico, muchos de los fenómenos físicos y químicos que ocurren a cada momento no tendrían explicación. Para comenzar estudiando esta partícula tan fundamental, necesitamos dar a conocer algunos aspectos básicos.

La teoría atómica La idea del átomo nació en Grecia, con Leucipo y Demócrito, cuyas ideas filosóficas no fueron consideradas hasta 1808, año en que John Dalton planteó su teoría atómica. En ella rescataba y completaba los aportes de los griegos para explicar los descubrimientos que se estaban realizando en el campo de la química. Los postulados de la teoría atómica de Dalton son los siguientes: 1. Toda la materia está constituida por unas partículas muy pequeñas y neutras llamadas átomos, los cuales son además indivisibles. 2. Todos los átomos de un mismo elemento químico son idénticos, tienen igual tamaño, masa y propiedades químicas. A su vez, los átomos de elementos distintos son diferentes. 3. Los compuestos están formados por átomos de más de un elemento. Los átomos que forman un compuesto se encuentran en razón de números enteros. 4. Las reacciones químicas son transformaciones en donde los átomos se separan, combinan o reordenan, pero en ningún caso estas implican la creación o destrucción de los mismos. A pesar de que en la época la teoría atómica de Dalton era más que suficiente para enmarcar los hallazgos respecto a los átomos y las moléculas, a poco andar fue incapaz de explicar los nuevos fenómenos. Uno de los primeros postulados en caer fue el que planteaba la indivisibilidad de los átomos, ya que a finales del siglo XIX se comenzaron a descubrir las partículas subatómicas. ( ¿Qué otros postulados crees que estaban equivocados?)

El electrón (e—) El electrón fue el primero en descubrirse, gracias al científico J. J. Thomson. Los electrones son partículas muy pequeñas y cargadas negativamente que rodean al núcleo del átomo, moviéndose continuamente. A pesar de que los valores de carga y masa para el electrón se encuentran medidos por el SI, a nosotros nos interesa saber que, en valores relativos, al electrón se le asigna una masa de 0 (¿qué implica esto?) y una carga de -1.

El protón (p+) El protón fue descubierto por Ernest Rutherford mientras estudiaba los efectos de la radiactividad en el átomo. A diferencia de los electrones, los protones son partículas mucho más grandes y también se encuentran cargados, pero de forma positiva. En valores relativos, al protón se le asigna una masa de 1 uma (unidad de masa atómica) y una carga de +1.

El neutrón (n 0) Aunque la existencia del neutrón fue predicha por Rutherford, quien determinó realmente su existencia fue James Chadwick, cuando realizaba experimentos con reacciones nucleares. Los neutrones son (como lo dice su nombre) neutros, pero en términos de masa son ligeramente más pesados que los protones. Aún así, al neutrón se le asigna una masa de 1 uma al igual que al protón y, por supuesto, una carga de 0.


Número Atómico y Número Másico Ya descritas las partículas que componen al átomo, es necesario comentar la representación de un átomo en el papel, para que podamos entendernos. Como ya sabemos, todos los elementos de la tabla periódica tienen un símbolo especial que permite identificarlos, pero además de esto será necesario utilizar dos valores que nos permitan diferenciar los átomos: Número Atómico (Z): Este valor representa el número de protones que posee un átomo y nos permite determinar a qué elemento pertenece. Por ejemplo, un átomo de 7 protones (Z = 7) siempre será Nitrógeno (mirar la tabla periódica) y no oxígeno, sodio u otro elemento. Número Másico (A): Por su parte, el número másico nos entrega la masa total (en uma, unidades de masa atómica) del átomo. Como dijimos anteriormente, los únicos que son significativos en su masa son los protones y los neutrones. Tomando esto en consideración, el número másico nos entrega la cantidad (suma) de protones y neutrones que posee un átomo. Por ejemplo, un átomo de Sodio (Z = 11) que tenga A = 23 uma tendrá por lo tanto un total de 11 protones (dado por el Z) y 12 neutrones (de forma que la suma sea 23) (¿qué pasa con los electrones?) Teniendo en cuenta lo anterior, la notación normal para un átomo es como sigue: Número másico Símbolo del elemento

Número atómico

A partir de esta notación es posible determinar inmediatamente cuantos electrones, protones y neutrones tiene un átomo, tal como se muestra en el siguiente ejemplo: Como sabemos que Z = 17, entonces este átomo posee 17 protones. Dado que el átomo es una especie neutra, necesitamos 17 electrones para neutralizar eléctricamente a los 17 protones Dado que A = 36, entonces este átomo posee 19 neutrones, de forma que: 19 + 17 = 36 Ejercicio propuesto 1.1.- ¿Cuántos protones, electrones y neutrones tiene este átomo?

p+ = e— = n0 =

Isótopos Una de las fallas de la teoría atómica de Dalton fue asumir que todos los átomos de un mismo elemento son iguales. Hoy se sabe que átomos del mismo elemento pueden tener distinta masa, lo que les otorga un comportamiento físico diferente. Esta diferencia debe producirse necesariamente por el número de neutrones (¿por qué?) y por consecuencia tenemos átomos con el mismo número atómico pero distinto número másico, los que denominamos isótopos. Para entender el concepto de isótopo, se hace sencillo analizando el caso del hidrógeno:

Protio

Deuterio

Tritio


Como podemos ver, el elemento hidrógeno posee 3 isótopos y cada uno posee una cantidad diferente de neutrones (¿cuántos?) . Al respecto es importante destacar que los isótopos no se presentan en iguales cantidades en la naturaleza, de hecho el Protio es el preponderante, con una abundancia del 99,98% del total de átomos del elemento hidrógeno. Por su parte el Deuterio comprende entre el 0,0026% y el 0,0184% y el Tritio, el menos abundante, se encuentra solo en trazas (¿por qué?).

Isóbaros e isótonos Otras particularidades similares a los isótopos pueden encontrarse en la naturaleza: los isóbaros y los isótonos. Para entender el primero de ellos consideremos el caso siguiente:

Como podemos apreciar, la única similitud entre estos dos átomos son sus masas, ya que la cantidad de protones, neutrones y electrones es diferente. Cuando nos encontramos ante esta situación decimos que los átomos son isóbaros. Los isótonos, por otro lado, son átomos cuya única semejanza es el número de neutrones, como se observa en el siguiente ejemplo:

En este caso, tanto el número atómico como el número másico son diferentes. Sin embargo, si calculamos el número de cada partícula subatómica nos daremos cuenta que ambos poseen 20 neutrones. Ejercicio propuesto 1.2.- Determine si las siguientes parejas de átomos son isótopos, isóbaros o isótonos.

Iones Hasta ahora hemos hablado que el átomo es completamente neutro, sin embargo es posible encontrar partículas similares a los átomos, pero que poseen cierta carga eléctrica, ya sea positiva o negativa. Dado que el concepto de átomo se utiliza exclusivamente cuando estamos hablando de la especie neutra, hablaremos de ión para referirnos a cualquier “átomo cargado eléctricamente”. Específicamente llamaremos catión a los iones positivos y anión a los negativos. No debemos olvidar que la formación de iones se produce exclusivamente por la ganancia o pérdida de electrones, en ningún caso por la ganancia o pérdida de protones. La carga de un ión la expresamos, según la notación estudiada, en la esquina superior derecha del símbolo químico, indicando con un signo la carga y con un número la cantidad de cargas del ión. Veamos un ejemplo: - Como ya sabemos, esta especie posee 13 protones y 13 neutrones (¿por qué?). Para calcular el número de electrones debemos considerar que la diferencia de cargas se produce exclusivamente por la ganancia o pérdida de electrones. En este caso, la carga +3 del catión nos dice que hay un exceso de 3 cargas positivas sobre las negativas, es decir, que la cantidad de protones supera en 3 a los electrones. Por consiguiente este ion posee 10 electrones. Ejercicio propuesto 1.3.- ¿Cuántos protones, electrones y neutrones tiene este ion?

p+ =


e— = n0 = Dado que los iones son partículas con carga, estos pueden ser atraídos o repelidos por una placa con carga eléctrica. Distinguimos dos placas eléctricas: el cátodo y el ánodo y el esquema de la derecha nos ayudará a entender cómo se relacionan los cationes y los aniones con ellas.

Catión (+)

Anión (—)

Cátodo (—)

Ánodo (+)

Capítulo 2: Cronología del estudio del átomo Como ya lo mencionamos, el primer acercamiento al estudio del átomo fue el aporte de John Dalton con su teoría atómica. Con el paso del tiempo muchos descubrimientos se realizaron para llegar al modelo de átomo que conocemos hoy y a continuación veremos algunos de ellos.

El tubo de rayos catódicos En 1879 William Crookes diseño un sistema similar al de la imagen: Objeto Cátodo Sombra

Rayos catódicos

De acuerdo a la teoría, la corriente circularía desde una fuente hasta alcanzar el cátodo unido al tubo, en ese momento descargas eléctricas similares a rayos se proyectaban desde el cátodo al ánodo, por lo que se les llamó rayos catódicos. El estudio de Crookes con estos rayos lo llevo a postular las siguientes conclusiones: - Los rayos viajan en línea recta, ya que proyectan una sombra cuando se les pone un obstáculo - Los rayos catódicos tienen masa y poseen energía cinética, ya que al chocar con un objeto lo calentaban y cuando chocaban con un molinete lo hacían girar. Complementando la investigación de Crookes, en 1897 J. J. Thomson experimentó con los rayos catódicos aplicándoles un campo eléctrico y descubrió que estos se desviaban, acercándose al polo positivo y alejándose del polo negativo, tal como se muestra en la figura: Placa cargada eléctricamente (+)

(—)

(+) (—)

Cátodo

Placa cargada eléctricamente

Ánodo


Con las evidencias obtenidas hasta el momento, Thomson concluyó que los rayos catódicos estaban formados por partículas llamadas electrones, de los cuales también determinó el cociente entre su masa y su carga. Unos años más tarde, entre 1908 y 1917, Robert Millikan logró determinar la carga exacta del electrón (—1,6×10-19 C) y, utilizando el cociente carga/masa, obtuvo también su masa exacta (9,1×10 -28 g).

El modelo del budín de pasas Incorporando sus descubrimientos, J. J. Thomson en 1904 postula su modelo atómico (el primero en la historia de la química), el cual fue definido como “el budín de pasas”, ya que postulaba que el átomo era una gran masa de carga positiva en la cual se insertaban los electrones “como pasas en un budín”. Este modelo era un gran paso en el entendimiento del átomo, ya que consideraba su naturaleza eléctrica y permitía entender algunos de los fenómenos que a través de la teoría atómica de Dalton no eran explicados.

Los rayos canales En 1886, el científico Eugene Goldstein experimentó con un tubo de rayos catódicos modificado. El diseño del experimento, en forma simplificada fue similar a este:

Goldstein pudo apreciar que la parte posterior del cátodo presentaba cierta luminiscencia y que, al contrario de los rayos catódicos, se dirigía desde el ánodo hacia el cátodo y los denominó rayos canales. Estos rayos mostraron tener una carga opuesta y una masa mayor que los rayos catódicos, lo que corrobora la existencia de una carga positiva que contrarreste a los electrones. A pesar de que Goldstein pensaba que había descubierto una nueva partícula, hoy sabemos que lo que realmente observó en su experimento fueron los iones de los gases que se encontraban en el tubo de descargas. Sin embargo, sus estudios contribuyeron a futuros avances en el estudio del átomo.

La lámina de oro y el modelo planetario En 1911, Ernest Rutherford publicó los resultados de un experimento que cambio la forma en la cual se entendía el átomo. El experimento tenía un diseño muy similar a este:

De acuerdo al modelo de Thomson, la carga positiva del átomo era demasiado difusa como para interferir y/o desviar el paso de las partículas radiactivas. Los resultados del experimento, sin embargo, no fueron los esperados, pues la pantalla de detección mostraba que, aunque muchas de las partículas no


fueron desviadas, había algunas que mostraban desviaciones extremas, incluso llegando a retornar a la fuente radiactiva. Para explicar estos resultados, Rutherford propuso un nuevo modelo atómico, en el cual recogía los resultados de su experimento con la lámina de oro y los resultados del experimento de Goldstein y sus rayos canales. En este modelo se planteaba lo siguiente: - La masa del átomo se concentra en un espacio minúsculo (en comparación con el total del volumen del átomo) llamado núcleo. - El núcleo es positivo y en él se encuentran los protones. - El resto del átomo es vacío y dentro de este vacío se encuentran los electrones en continuo movimiento Un esquema del modelo de Rutherford se puede apreciar en la imagen de más abajo. Como se puede ver, el modelo guarda una gran similitud con el sistema solar, razón por la cual se le denominó modelo planetario.

Descubrimiento del neutrón Al momento de postular su modelo, Rutherford planteó la existencia de una tercera partícula subatómica ubicada en el núcleo. Esta deducción fue basada en que sus experimentos mostraban que la cantidad de protones no correspondía al total de la masa del átomo, sino que era aproximadamente la mitad. A pesar de que predijo correctamente la existencia de estas partículas, no tenía evidencia empírica de ello, y por lo tanto no se le puede atribuir su descubrimiento. En 1932, James Chadwick se encontraba experimentando con ciertas reacciones nucleares cuando detectó partículas similares a un protón pero con carga neutra. Ellas poseían todas las características que Rutherford había propuesto, por lo que se decretó experimentalmente su descubrimiento y dada su neutralidad de carga se le denominó neutrón.

Problemas con el modelo planetario Ya a comienzos del siglo XX, los avances en física moderna eran demasiados y comenzaban a peligrar la veracidad del modelo del átomo. La teoría de la relatividad de Einstein nos mostró que la física clásica se quedaba corta al momento de explicar fenómenos de grandes masas y a grandes velocidades. El modelo de Rutherford poco a poco fue mostrando sus falencias. En primer lugar no explicaba por qué el electrón no caía atraído hacia el núcleo por la atracción de los protones. Tampoco fue posible explicar los espectros de emisión discontinua de energía, puesto que la física clásica pensaba que la energía se emitía de forma continua.

El modelo de Böhr Con todo lo anterior en consideración, Niels Böhr planteó en 1913 un modelo que intentaba consensuar tanto la física clásica como la física cuántica. El modelo de Böhr es a simple vista muy similar al anterior, sin embargo tenía algunos postulados novedosos: - Cada órbita del átomo tiene un valor de energía determinado y por lo tanto se les denominó niveles de energía, enumerándose desde el 1 al infinito.


- Cada nivel de energía puede albergar una cantidad definida de electrones. De esta forma, si n es el número del nivel de energía, la máxima cantidad de electrones que puede albergar un nivel es 2n2. - Los electrones giran alrededor del núcleo en regiones bien definidas donde no pierden ni ganan energía, lo que se denomina estado basal o estado estacionario. - Si un electrón absorbe energía suficiente puede pasar a un nivel de energía superior, pasando a un estado excitado. Cuando el electrón deja de recibir energía, este comienza a emitirla hasta volver a su estado basal. El movimiento de electrones entre niveles no es al azar, ya que cada electrón solo puede subir o bajar un nivel a la vez, absorbiendo o emitiendo la energía necesaria para ello. A pesar de que el modelo de Böhr significaba un gran avance hacia un átomo moderno, este tuvo una gran falencia: los cálculos energéticos sólo eran válidos para el átomo de hidrógeno y para todos aquellos iones que presentaran 1 electrón (átomos hidrogenoides). Fueron necesarios varios avances en física cuántica para que finalmente se pudiera plantear el actual modelo del átomo, el cual incorpora completamente a la física cuántica y deja muchas menos incógnitas en el estudio de esta partícula fundamental.

Capítulo 3: El átomo moderno NOTA: Este capítulo fue completamente suprimido y reemplazado por el anexo n°1 del presente tomo.


Capítulo 4: Configuración electrónica Dado el conocimiento que tenemos del modelo mecánico-cuántico y los orbitales, es posible predecir la distribución de los electrones dentro del átomo, lo que denominamos configuración electrónica. Los números cuánticos y la configuración electrónica son conceptos totalmente interdependientes, de forma que podemos llegar de uno al otro y viceversa. Antes de llegar a eso tenemos que repasar ciertos conceptos.

Principios que rigen la configuración electrónica El ordenamiento de los electrones en el átomo, como sabemos, no es al azar. Por eso resumimos nuestro conocimiento en 3 principios simples, que nos ayudan a reglamentar la configuración electrónica: - Principio de Mínima Energía (Regla del serrucho o de las diagonales): El principio de mínima energía plantea que los electrones se distribuyen en el átomo (o ión) ocupando los orbitales de menor energía. Como la energía de cada orbital en cada nivel está determinada, se puede establecer un orden de llenado para los electrones, que se resume en el siguiente esquema:

- Principio de Exclusión de Pauli: Este principio postula que en un mismo átomo no pueden existir dos electrones con los mismos números cuánticos. Esto implica que en un orbital determinado solo se pueden almacenar hasta dos electrones, ya que un tercero obligadamente haría que se repitieran. Entendamos esto con el siguiente ejemplo. Para un orbital cuyos números cuánticos son: n = 2, l = 1, m = 0; sus valores posibles para s son +1/2 y —1/2, lo que implicaría la presencia de dos electrones distintos. Si añadiéramos un tercero, no tendríamos valores de s disponibles sin que necesariamente se repitiera uno. Ejercicio propuesto 4.1.- Según el principio de exclusión de Pauli ¿cuántos electrones acepta cada tipo de orbital? Escríbalos en la tabla de abajo.

Tipo de orbital

Máxima cantidad de electrones

s p d f


- Principio de máxima multiplicidad de Hund (Regla del autobús): Este último principio nos dice que los electrones van llenando los orbitales primero desapareados con el mismo spin, para luego completar el orbital con spin opuesto. Esta regla se ilustra en el siguiente ejemplo. Si pensamos un orbital de tipo d, cuyo valor de l es 2, sabemos que este tiene 5 valores posibles para m (¿cuáles?) . La regla de Hund nos plantea que los electrones que ingresen a este orbital lo harán ocupando de uno en uno las distintas orientaciones hasta que todas tengan un solo electrón con el mismo spin) y recién después de eso se comenzará a completarlas con spin opuesto.

Configuración electrónica de átomos y iones Ya entendidos los principios que rigen la configuración electrónica, recordemos los pasos para realizarla: Determine el número de electrones que tiene la especie (átomo o ión). 1. 2. Utilice el principio de mínima energía para determinar el orden de llenado y comience la configuración, teniendo en cuenta la cantidad máxima de electrones que soporta cada tipo de orbital, utilizando el principio de exclusión de Pauli. Recuerde que para escribir un orbital utilizamos la siguiente notación: Nivel de energía y tipo de orbital

Cantidad de electrones

3. Deténgase cuando la cantidad de electrones que se encuentran en su configuración sea igual a la que determino en el paso 1. Repasemos estos pasos determinando la configuración electrónica del ión calcio -Como podemos ver, el ión calcio tiene 20 protones (¿por qué?). Como su carga es +2, quiere decir que tiene dos cargas positivas más que negativas, por lo que su número de electrones es 18. -Con esa cantidad de electrones, la configuración queda: 1s 2 2s2 2p6 3s2 3p6 -Como podemos ver en el paso anterior, tenemos un total de 18 electrones (2 + 2 + 6 + 2 + 6 = 18), por lo que la configuración electrónica de este ión está completa. Ejercicio propuesto 4.2.- Realice la configuración electrónica de los siguientes átomos y iones.

Como pudo apreciar en el ejercicio anterior, realizar la configuración electrónica del Hierro (Fe) resultó bastante tediosa y larga, aunque no es el átomo con mayor número atómico en la tabla periódica. Para superar este problema, se utilizan “abreviaciones” en las configuraciones electrónicas. Estos atajos se valen de los llamados gases nobles. Si realizáramos todas las configuraciones electrónicas de gases nobles, podríamos que ver que todas terminan en np6 (a excepción del Helio (He), cuya configuración electrónica termina en 2s 2). En efecto, usted mismo lo notó cuando realizó la configuración del Argón (Ar). De esta forma, podemos resumir todas las configuraciones utilizando un gas noble que represente gran parte de la configuración y escribir finalmente lo que sobra.


A continuación se presentan las configuraciones electrónicas de los gases nobles, para que puedas utilizarlos al momento de realizar configuraciones electrónicas:

Veamos un ejemplo acerca de cómo se utiliza esta técnica con el siguiente átomo: 49 In 1. Determinamos el número de electrones de esta especie, que en este caso es 49 (¿por qué?). 2. Como podemos ver, el gas noble que viene inmediatamente antes es el Kriptón (Kr) con 36 electrones, por lo que lo utilizaremos para resumir toda la configuración hasta el 4p 6. De esta forma, la configuración del Indio (In) queda como sigue:

3.

Finalmente, contamos los electrones para saber si está correcto: 36 + 2 + 10 + 1 = 49

Ejercicio propuesto 4.3.- Realice la configuración electrónica resumida del catión cobre +2:

Una ventaja interesante acerca de este método es que deja al descubierto inmediatamente los electrones de valencia (electrones que participan en las reacciones químicas) y por lo tanto son extremadamente importantes. Se define como electrón de valencia a cada electrón del último nivel de energía, además de los electrones de niveles inferiores que estén incompletos. Trabajo con el profesor: Determine el número de electrones de valencia del Indio (In) y del ión Cobre II (Cu ) cuyas configuraciones se realizaron más arriba y anótelas debajo. Pregúntele a su profesor si está correcto. +2

Relación con los números cuánticos Como dijimos anteriormente, tanto la configuración electrónica como los números cuánticos son dos temas inseparables, gracias a uno podemos determinar el otro y viceversa. Un concepto importante en este ámbito es el de electrón diferencial. Se le denomina así al último electrón del átomo, hecho que lo diferencia de su predecesor. Veamos los pasos para conocer la configuración electrónica a partir de los números cuánticos para el electrón diferencial de un átomo: 1. Escriba en la notación que hemos aprendido, el orbital al que corresponde los números cuánticos n y l.


2. Determine todos los valores posibles de m para el tipo de orbital determinado en el paso 1. Escriba líneas que representen a cada uno de estos valores, escribiéndolos debajo de ellas en orden creciente. 3. Comience a llenar con flechas hacia arriba o hacia abajo (que representarán al electrón con su spin correspondiente) las líneas dibujadas en el paso 2, según la regla del autobús, y hasta que m y s correspondan con los números cuánticos presentados. Por convención comenzaremos con flechas hacia arriba, indicando el spin +1/2 y luego flechas hacia abajo que indican spin —1/2. 4. Cuente los electrones y añádalos a la notación. Luego reconstruya la configuración electrónica hacia atrás, basándose en la regla del serrucho y utilizando gases nobles si así lo desea. Nuevamente, comprobemos este método con un ejemplo. Consideremos un átomo (neutro), cuyo electrón diferencial presenta los siguientes números cuánticos: - Como los valores de n y l son 3 y 2 respectivamente, tenemos que el orbital en cuestión es 3d (¿por qué?). - En el caso del orbital d, los valores de m son 5 (¿por qué?), por lo que dibujaremos 5 líneas, con los 5 valores bajo ellas en orden: —2

—1

0

+1

+2

- Para llenar estas líneas tenemos que tener en cuenta que debemos llegar hasta la que marca el valor de m = 0, pero si nos fijamos en el valor de s, veremos que es —1/2, por lo que debemos primero llenar todas las líneas con flechas hacia arriba indicando que son electrones con spin +1/2 (según lo que indica la Regla de Hund). Después de eso podemos llenar con flechas hacia abajo (spin —1/2) hasta el valor de m = 0. De esta forma, después del llenado, las líneas quedan así:

—2

—1

0

+1

+2

- Como lo muestra el diagrama de arriba, la cantidad de electrones en el orbital 3d es 8. Por lo tanto, escribimos esto junto a toda la configuración electrónica que le precede utilizando la regla del serrucho. Además, como es un átomo podemos determinar su número atómico directamente, ya que la cantidad total de electrones corresponde al total de protones, por su neutralidad:

Trabajo con el profesor: Piense como calcular el Z en el caso de que los números cuánticos pertenezcan al electrón diferencial de un anión o un catión y anótelo en el recuadro de abajo. Revise su trabajo con su profesor(a).

Catión:

Anión:


Ejercicio propuesto 4.4.- Según los números cuánticos del electrón diferencial del siguiente catión de , realice la configuración electrónica del áto m o q u e le d io orig en : carga +1

n=4 l = 2 m = +1 s = +1/2

Si deseamos calcular los números cuánticos a partir de la configuración electrónica simplemente encontramos el electrón diferencial, utilizando el diagrama de orbitales que utilizamos en la actividad anterior. Veámoslo con un ejemplo, a partir de la siguiente configuración electrónica para cierto átomo: - Mirando esta configuración sabemos que el electrón diferencial se encuentra en 3p, por lo que sus valores de n y l son, respectivamente, 3 y 1 (¿por qué?). - Realizamos ahora el diagrama del orbital 3p, para determinar los valores de m y de s. Para esto dibujamos las 3 líneas del orbital en cuestión, con sus valores de m debajo y llenamos los 4 electrones del orbital según la regla del autobús:

—1

0

+1

- Inmediatamente apreciamos que el electrón diferencial se encuentra en m = —1 y con spin —1/2. - De esta forma, los números cuánticos para el electrón diferencial de este átomo son: n = 3; l = 1; m = —1; s = —1/2 Una nota importante: el valor de los números cuánticos m y s para un electrón diferencial de un átomo en estado basal sólo se vasa en una convención. Recuerde que los orbitales que posean el mismo valor de n y l, pero distinto valor de m son degenerados (idénticos en energía), y un electrón puede describirlos o "llenarlos" sin un orden en particular. Por lo tanto, si usted asigna el siguiente conjunto de números cuánticos al electrón diferencial del ejemplo anterior, a saber; n= 3, l=1, m= 0 y s= +1/2, no estaría equivocado. La convención dada en este texto es, por lo general, la que se usa más comúnmente, por lo que todo problema relacionado con este tópico, debe ceñirse a todo lo anterior dicho. Ejercicio propuesto 4.5.- Determine los números cuánticos para el electrón diferencial del átomo que originó la configuración electrónica del siguiente ion con carga — 2.


Ejercicios Unidad 1 1.

¿Cuál(es) de los siguientes NO corresponde(n) a un postulado de la teoría atómica de Dalton? I. II. III. IV.

Los átomos de un mismo elemento son de la misma clase Los átomos tienen protones Los átomos se reordenan para formar compuestos Los átomos poseen un núcleo

A) B) C) D) E)

I y IV I y III II y IV III y IV I, III y IV.

2.

Los rayos catódicos, se diferencian de los rayos canales en: I. II. III.

Su masa Su carga El sentido del flujo

A) B) C) D) E)

solo I solo II solo III I y II I, II y III.

3.

Los rayos canales son un flujo de

A) B) C) D) E)

Aniones Cationes Energía Protones Neutrones

4.

¿Cuál de estas asociaciones es INCORRECTA? I. II. III. IV.

A) B) C) D) E)

Rayos catódicos – electrones Dalton – protones. Rutherford — budín de pasas. Isótopos — mismo número atómico

solo I solo III I y II II y III II y IV

Este material fue descargado para uso exclusivo de David S, [email protected]. Se prohibe su reproducci—n. Si quieres acceder gratuitamente a este contenido 20 visita www.psuparatodos.com

5.

Si se comparan los protones con los electrones, podemos afirmar que:

A) B) C) D) E)

Ambos poseen la misma carga. El electrón es mucho más pesado que el protón. Ambos poseen masas similares Si se sumaran las cargas de ambos, el resultado sería cero. La masa del protón es despreciable con respecto a la del electrón.

6.

¿Cuáles son las asociaciones correctas entre ambas columnas? 1) Thomson 2) Rutherford 3) Bohr

A) B) C) D) E)

1-a 1-b 1-b 1-a 1-c

2-b 2-a 2-c 2-c 2-a

a) Modelo Planetario b) Modelo de budín de pasas c) Niveles de energía 3-c 3-c 3-a 3-b 3-b

7. Un tubo de vidrio contiene en su interior encerrado un gas. Al ser conectado a una fuente de energía, se observó un rayo que tenía las siguientes características: - Se desviaba por un campo eléctrico, alejándose de la carga negativa. - Se desviaba frente a un campo magnético - Se orientaba hacia el ánodo. Estos fenómenos observados pueden deberse a la presencia de A) B) C) D) E)

neutrones protones electrones aniones positrones


8. ¿Cuál de las siguientes alternativas pertenece a los postulados que propone el modelo atómico de Bohr? I. La máxima cantidad de electrones que puede albergar un nivel de energía es 2n 2. II. La energía de un electrón esta cuantizada, es decir, sólo puede tener valores enteros, los que se denominan niveles de energía III. Los electrones giran alrededor del núcleo en regiones bien definidas donde no pierden ni ganan energía IV. Cuando un electrón absorbe energía pasa a un nivel superior, mientras que si baja de nivel emitirá energía A) B) C) D) E)

I y II II y III I, II y IV I, III y IV I, II, III y IV

9.

Según el modelo atómico de Bohr, un electrón al bajar de nivel energético:

I. II. III.

Libera energía. Absorbe energía. Se acerca al núcleo atómico.

A) B) C) D) E)

solo I solo II solo III I y III II y III

10. ¿Cuál(es) de los siguientes resultados o conclusiones llevó (llevaron) a Rutherford a desestimar el modelo de Thomson? A) B) C) D) E)

Los rayos catódicos poseen masa y carga negativa. Las partículas atravesaban la lámina de oro. Las partículas a veces son desviadas bruscamente por los átomos de la lámina de oro. A y C son correctas B y C son correctas

11. ¿Cuál de los siguientes científicos planteó un modelo que funciona sólo para el átomos hidrogenoides? A) B) C) D) E)

Thomson Rutherford Dalton Böhr Ninguno de las anteriores


12. Si el número cuántico principal es 3 ¿Cuál(es) es (son) el (los) valor(es) permitido(s) para el número cuántico secundario o azimutal? A) B) C) D) E)

3 2 1 0 0, 1, 2.

13. 2?

¿Qué valor(es) del número cuántico principal permite(n) que el número cuántico secundario sea

A) B) C) D) E)

3 2 1 0 0, 1, 2.

14.

¿Cuántos subniveles existen cuando n = 3?

A) B) C) D) E)

Infinitos 40 4 3 1

15.

¿Qué información proporciona el número cuántico principal (n)?

A) B) C) D) E)

El sentido del giro del electrón La distancia entre el núcleo y el último electrón El nivel energético del electrón La forma de la nube electrónica La orientación de la nube electrónica

16. Los números cuánticos principal y secundario que corresponden al electrón del átomo de hidrógeno neutro en estado basal son: A) B) C) D) E)

n=1yl=0 n=0yl=1 n=2yl=1 n=1yl=2 n=2yl=2


17.

Según el modelo atómico actual, es correcto decir que: I. II. III.

A) B) C) D) E) 18.

solo I solo II solo III I y II I, II y III ¿Qué información aporta directamente el número cuántico magnético? I. II. III.

A) B) C) D) E)

Un electrón al alejarse del núcleo absorbe energía El electrón ubicado en el primer nivel es menos energético Si un electrón permanece en un nivel pierde lentamente su energía.

La orientación de la nube electrónica El sentido del giro del electrón. El nivel energético de ese electrón. solo I solo II solo III I y II I y III

19. ¿Cuál de las siguientes configuraciones electrónicas corresponde a un elemento que tiene A=15 y 7 neutrones en su núcleo? A) B) C) D) E)

1s2 2s2 2d4 1s2 2s2 2p4 1s2 2s2 2p2 3s2 1s2 2s2 2p3 1s2 2s2 2p6

20. Se muestra abajo un determinado átomo. Respecto a este elemento. ¿Cuál de las siguientes afirmaciones es VERDADERA?

A) B) C) D) E)

Tiene 9 electrones Su configuración electrónica es 1s 2 2s2 2p5 Si gana un electrón, adquiere la configuración del gas noble más cercano Un conjunto posible (permitido) de números cuánticos para el electrón diferencial del átomo es n = 2, l = 1, m = +1, s = —1/2 (suponga cualquier convención) Todas las anteriores son falsas


21. A) B) C) D) E)

La configuración electrónica 1s 2 2s2 2p6 3s1 corresponde a: 11Na 8O 9F

7N 5B

22. La siguiente figura representa un átomo neutro. Al respecto, el número atómico (Z) y el número másico (A) son

A) B) C) D) E)

Z = 15; A = 16 Z = 15; A = 31 Z = 16; A = 31 Z = 31; A = 15 Z = 31; A = 16

23.

La siguiente configuración electrónica corresponde al estado fundamental de un átomo de:

A) B) C) D) E) 24.

Helio Berilio Carbono Oxígeno Neón Dados los siguientes átomos

es correcto afirmar que A) B) C) D) E)

F y Ne tienen el mismo número de protones y neutrones O y F tienen el mismo número de protones y electrones O, F y Ne tienen el mismo número de protones O, F y Ne tienen el mismo número de neutrones O, F y Ne tienen el mismo número de electrones


25. “El tubo de rayos catódicos, diseñado por ______ permitió descubrir la existencia de ______ en el átomo.”, las palabras que completan la oración son, respectivamente: A) B) C) D) E) 26.

Rutherford — protones Thomson — neutrones Dalton — electrones Chadwick — neutrones Crookes — electrones Todos los átomos del elemento Nitrógeno tienen igual I. Número Atómico II. Número Másico III. Configuración Electrónica

A) B) C) D) E)

solo I solo II solo III I y II I y III

27. El modelo atómico conocido como el budín de pasas y el modelo planetario se le atribuyen, respectivamente a A) B) C) D) E) 28.

Dalton y Thomson Rutherford y Böhr Thomson y Böhr Thomson y Rutherford Schrödinger y Dalton Un ion con carga —2 tiene la siguiente configuración electrónica:

[36 Kr] 5s2 4d10 Al respecto, podemos decir que su Z es: A) B) C) D) E)

50 48 46 36 38


29. Considerando la forma en que los electrones describen los orbitales atómicos ¿Cuál de las siguientes configuraciones electrónicas par aun átomo en estado basal NO es correcta? 1s1 1s2 2s2 2p6 1s2 2s2 1s2 2s2 2p6 3s2 4s2 1s2 2s2 2p6 3s2 3p2

A) B) C) D) E) 30.

La especie posee

  

Número de protones

Número de neutrones Número de electrones

A)

20

20

18

B)

22

20

40

C)

38

20

20

D)

20

40

38

E)

2

18

38


Unidad 2: Relaciones periódicas entre los elementos Capítulo 1: Historia del sistema periódico A través de la historia, muchos científicos han intentado buscar algún tipo de patrón que permita ordenar a los elementos químicos conocidos. A continuación nombraremos algunos de los más notables.

Las triadas de Döbereiner Aproximadamente en 1829, el científico Johann Wolfgang Döbereiner postuló una manera de ordenar los elementos químicos por su peso atómico en triadas. El ordenamiento de Döbereiner consistía en agrupar los elementos en triadas de tal forma que el promedio de las masas de los dos elementos de los extremos era muy similar al del elemento del centro y, por consiguiente, tendrían propiedades químicas similares. Con la poca cantidad de elementos conocidos, las triadas funcionaban muy bien, pero la comunidad científica tuvo que encontrar Elemento Cloro Bromo Yodo mejores formas para organizar los elementos. Masa 35,5 79,9 126,9 Un ejemplo de una triada es la que se da entre Cloro, Bromo y Yodo y que se aprecia en la tabla de la derecha. Si calculamos el promedio de las masas atómicas entre Cloro y Yodo obtendremos 81,2, un valor muy cercano al del Bromo (79,9). La experiencia científica indica que las propiedades químicas de estos tres elementos son muy similares, lo que podría conducir erróneamente a pensar que esto ocurre siempre. Sin embargo, otras triadas como la de Carbono, Nitrógeno y Oxígeno, mostraban algunas propiedades similares en algunos casos pero en otros no, lo que desechó esta teoría.

Octavas de Newlands John Newlands planteó en 1865 una nueva forma de organizar los elementos que consistía en reunirlos en grupos de 8, según su masa atómica. Newlands descubrió que las masas atómicas de elementos similares diferían por un múltiplo de 8. De esta forma, como un piano, se tenía que c ada 8 elementos había una repetición de sus propiedades , de la misma manera que después de 8 teclas se repite una nota. Lo interesante de la presentación de Newlands es que asignó a cada elemento un número, como una especie de número atómico para determinar su posición en sus octavas y simplificar su modelo. A pesar de que Newlands había hecho un descubrimiento importante (ya veremos por qué), su trabajo fue desacreditado y tomado como burla. No fue sino hasta el siguiente modelo de tabla periódica que se le otorgó el crédito por su descubrimiento.

La primera tabla periódica: Dmitri Mendeleev En 1869, Dmitri Mendeleev presenta formalmente su trabajo acerca de la periodicidad en las propiedades de los elementos. Este nuevo arreglo también se basaba en la masa atómica, pero tuvo algunas genialidades que lo hacen muy importante: - Es el primero en ordenar a los elementos en una tabla y por grupos, lo que se mantiene hasta el día de hoy - A pesar de que el ordenamiento era según masa atómica creciente, Mendeleev hizo algunas excepciones, de forma que los datos empíricos que se tenían hasta el momento coincidieran. - El ruso también fue capaz de predecir la existencia y la masa de ciertos elementos que aún eran desconocidos y dejó los espacios correspondientes en su tabla y sus predicciones resultaron ser bastante acertadas A pesar de que hoy sabemos que no es la masa atómica lo que determina la periodicidad de las propiedades de los elementos, Mendeleev realizó un gran avance en lo que a relaciones periódicas se refiere y es por esta razón que a se le conoce como el padre de la tabla periódica. En paralelo, cabe


destacar que Lothar Meyer fue otro científico que llegó a conclusiones similares a las del ruso, sin embargo, al no poder predecir la existencia de otros elementos, su trabajo no se lleva tanto crédito.

Capítulo 2: Sistema periódico actual Los avances en el modelo atómico y el entendimiento de la configuración electrónica no solo afectaron al átomo mismo sino que también al sistema periódico.

Funcionamiento del sistema periódico actual El sistema periódico actual fue propuesto por Henry Moseley en 1914. Utilizando estudios de rayos X con los elementos planteó que el orden de ellos no debería ser en base a su masa atómica, sino que a su número atómico (Z). Esto provocó algunos cambios respecto al modelo de Mendeleev, ya que ciertos elementos debieron ser reorganizados. También podemos considerar que los elementos están ordenados según su configuración electrónica (que, como sabemos está en estrecha relación con el Z). De hecho, si usted realiza las configuraciones electrónicas resumidas de todos los elementos en una columna podrá notar que todas son similares y solamente cambia el nivel de energía.

Tipos de elementos en la tabla periódica De acuerdo a este orden mediante la configuración electrónica, podemos determinar 3 tipos de elementos en la tabla periódica: - Elementos representativos: Son todos aquellos elementos cuyas configuraciones terminan con un orbital s o un p . Según la tabla de la derecha, podemos ubicarlos en los números 1, 3 y 4. - Elementos de transición: Son todos aquellos cuya configuración termina en un orbital de tipo d . En la tabla de la derecha se ubican en el número 2. - Elementos de transición interna: Son los elementos cuyas configuraciones terminan en orbitales de tipo f . En el diagrama se encuentran en el número 5.

Distribución de los elementos en el sistema periódico La tabla periódica actual está compuesta de 7 filas, llamadas períodos y 18 columnas denominadas grupos. Cada periodo consiste en un nivel de energía en la configuración electrónica, por ejemplo, en la configuración electrónica de un elemento del período 3, el nivel de energía más grande que se encontraría es 3. Los grupos representan elementos que poseen propiedades químicas y físicas similares, y que además poseen la misma configuración electrónica externa, es decir, la distribución de los electrones después del último gas noble es la misma. Esto implica además que cada grupo posee la misma cantidad de electrones de valencia y por lo tanto se deduce inmediatamente que las propiedades químicas de un elemento están en directa relación con ellos. En cuanto a su numeración, existen dos maneras, las cuales procederemos a describir: Método clásico: Esta notación utiliza números romanos para los grupos de elementos representativos y de transición, diferenciando a los primeros con una letra A y a los últimos con una letra B. De esta forma, por ejemplo, un elemento representativo como el oxígeno se encuentra en el grupo VI —A y un elemento de transición como la plata se encuentra en el I —B. Este es el método que utilizaremos a lo largo de todo el libro.


Método moderno (IUPAC): Para evitar dobles lecturas, la IUPAC postuló una nueva forma de enumerar los grupos, utilizando los números del 1 al 18, sin distinguir entre elementos representativos o de transición. Aunque esta notación no se encuentra muy arraigada en el mundo de la química, en la PSU también es utilizada, en conjunto con el método clásico. Aparte de ambos métodos, los elementos de transición interna se separan en dos grupos: Lantánidos: Si hablamos de los elementos de transición interna del periodo 6. Actínidos: Si hablamos de los elementos de transición interna del periodo 7.

Determinación de grupos y periodos de elementos Como ya lo dijimos, la ubicación de un elemento en el sistema periódico se encuentra en estrecha conexión con su configuración electrónica. Por lo tanto, para determinar el grupo y el periodo de un elemento es necesario realizar la configuración electrónica correspondiente. Describiremos ahora la forma de determinar cada uno: - Periodo: Al realizar la configuración electrónica resumida, el periodo es igual al nivel de energía más alto que encuentres en dicha configuración. - Grupo: Para determinar el grupo según el método clásico, debes calcular la cantidad de electrones de valencia. Recuerda que dijimos que estos electrones son t odos los electrones del último nivel de energía más los de niveles anteriores que estén incompletos. El número de electrones de valencia corresponde al número del grupo, que debes escribir en números romanos. La letra del grupo será A o B según el elemento sea representativo o de transición, respectivamente. En el caso de ser un elemento de transición interna, este será Lantánido si es del periodo 6 o Actínido si es del periodo 7. Un caso especial en la determinación del número de grupo se da entre los elementos de transición (grupos B) producto de la capacidad del orbital d para aceptar hasta 10 electrones. Resumiremos estos casos a continuación: - Cuando los electrones de valencia sumen 8, 9 ó 10, se considera en los tres casos grupo VIII-B. - Si la suma es 11, se considera grupo I—B y si la suma es 12 se considera grupo II-B Veamos lo anterior determinando el grupo y el periodo del Paladio, según la configuración electrónica resumida que podemos ver abajo:

- Período: El nivel de energía más alto es el 5, por lo que el período es 5. - Grupo: Al ver la configuración electrónica, veremos que el Paladio posee 10 electrones de valencia: 2 del orbital s y 8 del orbital p (Recuerde que los del orbital d deben considerarse, ya que pertenecen a un nivel anterior que no está lleno). Por la excepción que vimos antes, pertenece al grupo VIII. Como el elemento es de transición (su configuración termina en un orbital de tipo d ), el grupo es B. En conclusión, el grupo al que pertenece el Paladio es el VIII—B. Ejercicio propuesto 2.1.- Determine el grupo y el periodo del Estaño, siguiendo el ejemplo anterior:


Características principales de los grupos de la tabla periódica A pesar de que no es necesario aprender las reacciones típicas de cada grupo, si podemos comentarlas un poco para que el estudio posterior sea productivo. Tenga en consideración que los nombres de los grupos deben ser aprendidos ya que muchas veces en la PSU se les llama por su nombre y no por su número. Por motivos de complejidad, solo incluiremos los grupos de elementos representativos, que son los que importan estudiar. A continuación, entonces, procedemos a describir cada uno de los grupos representativos: - Metales alcalinos (Grupo I—A): Estos elementos tienden a formar cationes monopositivos (carga +1) y, por su alta reactividad, tienden a reaccionar con los elementos del grupo VI y VII formando sales. También son buenos conductores del calor y de la electricidad. En general, los compuestos de metales alcalinos son altamente solubles en agua. Algunos metales alcalinos son altamente conocidos, como el Sodio que forma la sal que utilizamos en casa y el Litio que encontramos en las baterías de nuestros dispositivos portátiles. - Metales alcalinotérreos (Grupo II—A): Por su configuración electrónica estos elementos tienden a formar cationes bipositivos (carga +2) y al igual que los del grupo I —A, conducen bien el calor y la electricidad y reaccionan con los elementos del grupo VI y VII para formar sales. A diferencia de los metales alcalinos, los compuestos de metales alcalinotérreos son poco solubles en agua, lo que genera problemas prácticos como el sarro que se deposita en las cañerías y hervidores. Los exponentes más conocidos de este grupo son el Magnesio y el Calcio. - Familia del boro (Grupo III—A): Los metales de este grupo forman cationes de carga +3 y en general se les considera poco reactivos. Son buenos conductores del calor y la electricidad, por su condición de metales. El elemento más conocido de este grupo es el Aluminio, el cual tiene diversas aplicaciones en la vida cotidiana, desde instrumentos de construcción a utensilios de cocina. - Familia del carbono (Grupo IV —A): Este grupo es muy diverso y contiene tanto a metales (como Estaño y Plomo), Metaloides (como Silicio y Germanio) y un no metal, que es el carbono. Su exponente más importante sin duda es el carbono, elemento base para la vida y constituyente de todas las moléculas orgánicas que permiten la generación de vida en nuestro planeta. - Familia del Nitrógeno (Grupo V—A): Los elementos de este grupo son principalmente no metálicos y metaloides, siendo el Nitrógeno además el único gaseoso de su familia. Los primeros tres elementos son altamente conocidos: el Nitrógeno que se encuentra como principal componente del aire, el Fósforo, que forma parte de muchas moléculas esenciales para la vida, y el Arsénico, un elemento muy tóxico que se utiliza como veneno. - Anfígenos (Grupo VI—A): Este grupo se encuentra encabezado por el Oxígeno, otro de los elementos primordiales para nuestra existencia. Los cuatro primeros integrantes de este grupo (Oxígeno, Azufre, Selenio y Telurio) tienen propiedades muy similares y tienden a formar aniones con carga —2. - Halógenos (Grupo VII —A): Este grupo contiene elementos altamente reactivos y que tienden a formar aniones de carga —1. Como dijimos anteriormente, tienden a formar sales con los elementos del grupo I y II, y sus elementos principales son bastante conocidos (Flúor, Cloro, Bromo y Yodo). - Gases nobles (Grupo VIII —A ó Grupo 0): Este grupo presenta 8 electrones en su capa de valencia (a excepción del Helio que tiene solo 2) y son químicamente inertes y estables. La razón de esta poca reactividad se encuentra precisamente en la cantidad de electrones de valencia, los que generan una capa externa completa. Tanta es su estabilidad que el resto de los elementos intenta siempre asemejarse a ellos, ya sea formando iones o compuestos. Es importante tener esto en cuenta para las unidades que vienen.


Capítulo 3: Propiedades periódicas La idea de organizar a los elementos en una tabla periódica es que las propiedades químicas más importantes cumplan cierto patrón o tendencia para así analizarlas más fácilmente. Antes de comenzar con el estudio de las propiedades periódicas, veremos dos conceptos que nos ayudarán a analizar de forma más simple cada una de ellas. Luego, analizaremos que significa cada una y la forma en la que ellas varían dentro del sistema periódico.

Z efectivo y efecto pantalla Como ya hemos mencionado, el Z es la cantidad de protones y por lo tanto puede evaluarse como una medida de la atracción que tiene el núcleo sobre los electrones, puesto que entre más cargas positivas existan, mayor atracción hay sobre las negativas. Sin embargo esto no es tan preciso, ya que no se está considerando la fuerza de repulsión que existe entre los electrones, lo que denominamos como efecto pantalla (S , ó también denominado σ). Este efecto puede calcularse matemáticamente, siguiendo una serie de reglas llamadas “Reglas de Slater”, que dependen de la cantidad de electrones y su configuración dentro del átomo. De acuerdo a lo anterior, si tenemos en cuenta que los electrones se repelen entre ellos, entonces la atracción efectiva sobre éstos, ejercida por el núcleo, no es la que pensaríamos solo analizando el Z. Por lo tanto, necesitamos definir una nueva variable que nos entregue mejor información sobre la atracción real del núcleo, la que denominamos Z efectivo (Z*), y que se calcula de la siguiente manera:

Aunque nuestro estudio del Z efectivo no sea de forma matemática, debemos tener en cuenta dos regularidades que ocurren con él y que serán necesarias para analizar las propiedades que veremos más adelante: - En un período, el Z efectivo aumenta: el núcleo contiene más protones (mayor fuerza de atracción). - En un grupo, el Z efectivo es constante: la fuerza de atracción es la misma. Recuerde estos conceptos al momento de revisar las propiedades periódicas y de esta forma la regularidad de estas se podrá apreciar fácilmente.

Radio atómico (RA) Tal como dice su nombre, esta propiedad se refiere al radio del átomo, que es la distancia entre el núcleo y el electrón más externo. Usualmente el radio se calcula cuando el átomo forma parte de un compuesto, donde se considera que la longitud del enlace es la suma de los radios de los dos átomos. El radio depende directamente de la capacidad del núcleo para atraer los electrones, y al complementarlo con el concepto de Z efectivo, tenemos que: - En un período, el radio atómico disminuye, ya que la fuerza de atracción (Z efectivo) va en aumento y el número de niveles de energía se mantiene constante. Por ende, el núcleo tiene más fuerza para atraer la misma frontera (que está dada por el nivel de energía) haciendo el átomo más pequeño. - En un grupo, el radio atómico aumenta, ya que el núcleo posee la misma fuerza de atracción pero la cantidad de niveles de energía va en aumento. Esto implica que el átomo se agrande puesto que tiene la misma fuerza de atracción, pero su frontera se va expandiendo. —

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Radio iónico (RI) Nuevamente, el nombre de esta propiedad periódica nos indica claramente su significado: el radio de un ión positivo (catión) o negativo (anión). Es importante destacar que la forma de analizar esta propiedad es distinta a las demás, y por lo tanto no utilizaremos el esquema anterior para resumir su variación. Revisemos primero que sucede con el radio de un átomo cuando se convierte en un ión: -Cationes: Si un átomo pierde electrones y se convierte en un catión, reduciendo su efecto pantalla, ya que hay menos electrones que se repelen entre ellos. De esta forma el Z efectivo aumenta y, como ya lo vimos en el caso del radio atómico, el radio del catión será menor que del átomo neutro. A medida que el átomo pierde más electrones (se hace más positivo), su Z efectivo aumenta aún más y, por ende, su radio disminuye en mayor medida. En consecuencia, tenemos por ejemplo que el ion Fe +3 es más pequeño que el Fe +2, y este a su vez más pequeño que un átomo de Fe. - Aniones: De forma inversa, si un átomo gana electrones, convirtiéndose en un anión, su efecto pantalla aumenta, ya que hay más electrones que provocan repulsión. De acuerdo con esto, el Z efectivo del ión disminuye y junto con eso, su radio aumenta. Opuesto a los cationes, donde más carga significaba una disminución más exagerada, en los aniones una carga más negativa produce un átomo mucho más grande. De esta forma, el anión O—2 es más grande que el ión O —. , el cual a su vez es más grande que el átomo de O. Teniendo el análisis anterior en cuenta, podemos comparar en primer lugar iones isoelectrónicos. Como su nombre lo indica, estos iones poseen la misma cantidad de electrones, número que coincide generalmente con el de un gas noble. Por esta razón a todos los iones que tengan la misma cantidad de electrones se les considera parte de una serie isoelectrónica, que lleva el nombre del gas noble al cual imitan. Por ejemplo, analicemos la serie isoelectrónica del neón:

Como se puede apreciar, todos estos iones tienen 10 electrones y, por lo tanto su efecto pantalla es el mismo. De esta forma, el que tenga el mayor número atómico (Z) será el que posea un Z efectivo mayor (¿por qué?). Como el radio es directamente dependiente del Z efectivo (¿por qué?), es importante saber como este se comporta en la serie. Si miramos atentamente, veremos que el ión de mayor Z es el catión más positivo, lo que finalmente implica que sea el ión más pequeño. Por el contrario, el que tiene el menor Z es el anión más negativo y, en consecuencia, es el ión más grande. De acuerdo con el planteamiento anterior, tenemos necesariamente que: En una serie isoelectrónica, los iones son más pequeños mientras más positivos sean y son más grandes mientras más negativos sean

Ejercicio propuesto 3.1.- Ordene de mayor a menor tamaño los siguientes iones isoelectrónicos, pertenecientes a la serie isoelectrónica del Argón:

__________________________________________________


Una segunda forma de realizar una comparación del radio iónico es por grupos, ya que la variación del radio iónico en un grupo es igual a la del radio atómico. Esto quiere decir que entre más bajemos en una columna, mayor es el radio iónico. Además recuerda que puedes combinar esta comparación con la de iones isoelectrónicos para problemas más complejos. Ejercicio propuesto 3.2.- Ordene de menor a mayor tamaño los siguientes iones, utilizando la tabla periódica como herramienta de ayuda. Si requieres ayuda adicional, consulta con tu profesor:

___________________________________________

Potencial o Energía de ionización (PI o EI) El potencial (o energía) de ionización se define como la energía necesaria para remover un electrón de un átomo en estado gaseoso y transformarlo en un catión. Se representa de la siguiente manera:

Como se puede apreciar, esta ionización se puede realizar varias veces, necesitándose cada vez más energía (¿por qué?). De esta forma se cumple que:

Para entender el comportamiento del PI en la tabla periódica recordemos que para retirar un electrón es necesario “quitárselo” al átomo. Si el átomo atrae fuertemente a sus electrones, será más difícil sacárselo (necesitamos más energía) y, por el contrario, si los atrae de forma más débil los dejará ir con menos esfuerzo (necesitamos menos energía). Nuevamente esto tiene que ver directamente con el Z efectivo y los niveles de energía, según lo comentamos a continuación: - En un período, el potencial de ionización aumenta. Esto ocurre porque el Z efectivo aumenta, mientras que el número de niveles de energía se mantiene constante, esto implica que el núcleo tiene más fuerza de atracción total y por lo tanto quitarle un electrón se hace más difícil ( requiere más energía) - En un grupo, el potencial de ionización disminuye, ya que el núcleo posee el mismo Z efectivo, pero los niveles de energía aumentan. Esto significa que el átomo tiene menos “agarre” sobre sus electrones puesto que están a una mayor distancia y por lo tanto, quitarle uno es más fácil (se requiere menos energía). +

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Los gases nobles presentan los mayores valores de PI en la tabla periódica. Esto ocurre por la estabilidad que su configuración electrónica les otorga.

Electroafinidad (EA) La electroafinidad (o afinidad electrónica) es una propiedad un poco contrapuesta al PI y se define como la energía liberada por un átomo en estado gaseoso cuando capta un electrón y se convierte en un anión. Al igual que la EI podemos representarla en una ecuación de la siguiente manera:

Nuevamente podemos apreciar que la captación de un electrón puede ocurrir de manera sucesiva, aunque cada vez la energía que se libera es menor, cumpliéndose que:

Para entender la relación necesitamos tener en consideración que la liberación de energía por un átomo guarda relación con alcanzar un estado más estable . A medida que van ingresando electrones en un átomo, este tiene menos capacidad para atraerlos de forma efectiva (como lo mencionamos en el caso del radio atómico), y por lo tanto el ingreso de un nuevo electrón no será tan favorable. En consecuencia, la energía liberada es menor. Ahora bien, para analizar las variaciones de la EA en la tabla periódica podemos utilizar el mismo razonamiento anterior. Un átomo que atrae fuertemente a sus electrones, aún es capaz de aceptar nuevos electrones, por lo que su liberación de energía será mayor (mayor EA). Por el contrario, si el átomo en cuestión no atrae bien a sus electrones, agregarle uno más no les será para nada favorable y por lo tanto la energía liberada será menor. De acuerdo a este raciocinio, tenemos que: - En un período, la afinidad electrónica aumenta, ya que los elementos más a la derecha en la tabla atraen mejor a sus electrones y uno nuevo les resultará favorable ( mayor liberación de energía). De hecho, para un elemento ubicado más a la derecha en la tabla, le es más “cómodo” ganar electrones que perderlos para alcanzar la configuración de un gas noble. - En un grupo la afinidad electrónica disminuye, ya que, como hemos dicho anteriormente, a medida que bajamos en un grupo, los elementos tienen menos atracción sobre sus electrones y por lo tanto no les es favorable recibir uno nuevo (menor liberación de energía) . +

—

Un caso especial ocurre con los gases nobles. Por definición no se tienen valores de EA para ellos, ya que les es altamente desfavorable recibir electrones.


Electronegatividad (EN) La electronegatividad no es una propiedad atómica propiamente tal, ya que solo se manifiesta cuando los átomos están formando enlaces químicos con otros átomos (compuestos químicos). Se define como la capacidad de un átomo para atraer los electrones de un enlace químico y es altamente importante cuando estudiamos la formación de éstos. Debemos considerar que no es lo mismo un enlace que se forma por dos átomos que atraen de la misma manera los electrones, como uno que está formado por dos que los atraen de distinta manera. Existen distintas escalas que entregan valores de EN definidos para cada átomo. La más utilizada es la de Pauling, en la cual el Francio es el átomo menos electronegativo (EN = 0,7) y el Flúor el más electronegativo (EN = 4,0). Nuevamente, la variación de esta propiedad periódica guarda relación con la capacidad del átomo para atraer electrones, de forma que en un período la electronegatividad aumenta y en un grupo la electronegatividad disminuye. +

—

Los gases nobles en general no presentan valores de EN, ya que su poca reactividad impide que formen enlaces. Las únicas excepciones son el Kriptón y el Xenón.



Un ion con carga 3+ presenta la siguiente configuración electrónica en su estado basal

[18 Ar] 4s2 3d3 Al respecto, el Z, el periodo y el grupo del elemento neutro son, respectivamente: Z

2.

Grupo

A)

23

3

V—B

B)

20

4

II—A

C)

26

3

VIII—B

D)

26

4

VIII—B

E)

24

4

VI—B

Un elemento neutro que presenta la siguiente configuración electrónica , 1s 2 2s2 2p5: I. II. III.

A) B) C) D) E) 3.

Periodo

Pertenecerá al periodo 2 Tendrá bajos valores de PI comparado con los demás elementos de su mismo periodo Tenderá a ceder un electrón y transformarse en un catión. solo I solo II solo III I y II I y III

Los elementos químicos que pertenecen a un mismo grupo en la tabla periódica poseen, en general, I. II. III. A) B) C) D) E)

misma electronegatividad propiedades químicas similares misma cantidad de electrones de valencia solo I solo II I y II II y III I, II y III


4. Según su distribución electrónica, un elemento con Z = 24 se clasifica como A) B) C) D) E)

representativo de transición interna de transición gas noble Ninguno de los anteriores

5. Dentro de la tabla periódica se encuentra el grupo de los gases nobles, que se caracterizan por A) B) C) D) E)

ser los elementos más electronegativos de la tabla periódica poseer un electrón en la capa de valencia ser los elementos no metálicos más reactivos. terminar su configuración electrónica en ns 2 np6 Ninguna de las anteriores

6. ¿En qué orbitales se pueden "ubicar" los electrones de valencia de los elementos representativos? I. II. III. IV. A) B) C) D) E)

s p d f

solo I solo II solo IV I y II I y III

7. Los elementos de un mismo periodo poseen: A) B) C) D) E)

Igual cantidad de electrones de valencia Igual radio Propiedades químicas similares La misma densidad El mismo nivel de energía

8. Respecto a la capacidad de un átomo para atraer los electrones de un enlace, es FALSO afirmar que: A) B) C) D) E)

Se le denomina electronegatividad. Aumenta en un período hacia la derecha. Disminuye si bajamos en un grupo. Se mide con la Escala de Pauling comúnmente El flúor no es bueno atrayendo los electrones de enlace


9. ¿Cuál de las siguientes afirmaciones es verdadera? A) B) C) D) E)

El elemento menos electronegativo es el Cloro El grupo de mayores potenciales de ionización es el de los gases nobles El elemento más electronegativo es el Francio El Hidrógeno tiene mayor radio atómico que el Rubidio El Fluor tiene menor afinidad electrónica que el Oxígeno

10. ‘‘Aumenta desde abajo hacia arriba en un grupo y de izquierda a derecha en un período ’’. Estas características podrían corresponden a: I. II. III. IV. A) B) C) D) E)

La electronegatividad. El potencial de ionización. El radio atómico. Afinidad electrónica.

solo I y II solo I y III solo II y III solo I, II y IV solo III y IV

11. ¿Cuál de los siguientes elementos es más electronegativo? A) B) C) D) E)

Na Mg P S Cl

12. ¿Cuál de los siguientes elementos tiene mayor radio atómico? A) B) C) D) E)

Kr Cs Ar Ne He

13. El potencial de ionización, por definición, se relaciona directamente con la formación de: A) B) C) D) E)

Puentes de hidrógeno. Moléculas. Cationes. Aniones. Electrones de valencia.


14. Se tienen tres metales alcalinos, representados por los círculos de la figura:

II

I

III

De acuerdo a su tamaño relativo, estos pueden ser: A) B) C) D) E)

I — Litio I — Sodio I — Francio I — Rubidio I — Rubidio

II — Sodio II — Potasio II — Litio II — Potasio II — Francio

III — Potasio III — Rubidio III — Sodio III — Sodio III — Cesio

15. La energía necesaria para retirar un electrón de un átomo de sodio en estado gaseoso, y la energía liberada cuando el cloro gaseoso capta un electrón son, respectivamente: A) B) C) D) E)

Electropositividad y electronegatividad Afinidad electrónica y energía de ionización Energía de ionización y afinidad electrónica Electronegatividad y afinidad electrónica Ninguna de las anteriores

16. Respecto al enunciado de la pregunta N°15, si comparamos el tamaño de los iones formados con sus respectivos átomos neutros, encontraremos que: A) Son del mismo tamaño B) El catión Sodio es más pequeño que el átomo y el anión Cloro más grande que el átomo. C) Ambos son más pequeños que los originales D) El catión es más grande que el átomo original y el anión más pequeño E) Ambos son más grandes que los originales 17. El radio atómico disminuye de izquierda a derecha porque: A) El núcleo de los átomos a la izquierda es de mayor tamaño B) Los elementos de la derecha tienen una mayor atracción del núcleo hacia los electrones C) El Flúor es el elemento menos electronegativo D) La nube electrónica de los átomos a la izquierda es de menor tamaño E) Ninguna de las anteriores.


18. El siguiente esquema representa mediante flechas las variaciones que experimentan algunas propiedades de los elementos en el sistema periódico

Al respecto, ¿en cuál opción el sentido de la flecha indica la variación correcta de la propiedad considerada? A) B) C) D) E)

Disminución del radio atómico Aumento del carácter metálico Aumento de la electronegatividad Disminución de la energía de ionización Aumento del volumen atómico

19. El aumento de la electroafinidad en la tabla periódica está representada por:

20. ¿En cuál opción se muestra correctamente la relación de tamaños? A) B) C) D) E)

N Ca Al Cl— Fe+2

< < < < <

N—3 Ca+2 Al+3 Cl Fe+3


Unidad 3: Enlace químico Capítulo 1: Nociones de la formación de enlaces En general el conocimiento de que los átomos forman enlaces entre ellos para dar lugar a moléculas nuevas es algo que sabemos a priori, independiente que no sepamos como ocurren en realidad estos fenómenos En este capítulo, intentaremos ahondar en algunos conceptos básicos acerca de estas uniones, importantes para todo lo que concierne en nuestra vida.

¿Qué es y cómo funciona un enlace químico? Se le denomina enlace químico a la unión de dos átomos mediante una fuerza de atracción entre ellos que impide que se separen. Esta unión puede ocurrir por atracción de cargas (consecuencia de la formación de iones) o bien por la superposición o solapamiento de los orbitales de cada átomo, producto de una atracción que ejerce cada núcleo sobre el orbital vecino. En este último caso, los electrones de los orbitales solapados pueden viajar libremente entre ambas nubes electrónicas, lo que nos dice que estos se encuentran compartidos por los átomos. Cabe destacar que para que se forme un enlace, ambos átomos deben “colaborar” con sus electrones, por lo que el mínimo de electrones que se necesitan es de 2, lo que origina un enlace simple. Además es posible compartir 4 ó 6 electrones con el mismo átomo, dando lugar a un enlace doble o triple, respectivamente. Un enlace químico se forma por la necesidad de los átomos de alcanzar un estado energético estable, el que se asocia a una configuración electrónica similar a la de un gas noble. Como todos los gases nobles (a excepción del Helio) tienen 8 electrones de valencia, se plantea que los átomos que forman compuestos lo hacen de forma tal que si sumamos sus electrones con los que el otro átomo entrega para el enlace, obtenemos 8 electrones en total, lo que se denomina la regla del octeto. Para la excepción que nombramos del helio existe también una regla del dueto, que se cumple para todos los átomos que intentan igualar su configuración electrónica a la de este gas noble, como por ejemplo el hidrógeno y el litio.

Rol de la EN en el tipo de enlace Como dijimos anteriormente, la EN se define como la capacidad de un átomo para atraer los electrones de un enlace. Dependiendo de cómo sean las electronegatividades de los átomos que forman un enlace, es la polaridad que dicho enlace tendrá. Por ejemplo, si se juntan dos átomos con EN similares, entonces ambos atraerán de la misma forma los electrones y por lo tanto no habrá un desbalance de cargas para ninguno de los dos lados de la molécula, lo que origina una molécula apolar (sin polos eléctricos). En el caso contrario, donde los átomos que se unen tienen electronegatividades diferentes, la atracción mayoritaria de los electrones por parte de un átomo puede llegar incluso a que éste se los quite al otro, formando iones. El rol de la EN entonces es importantísimo para la determinación del tipo de enlace y para eso se han postulado diferentes modelos que ayuden a simplificar esa distinción. Un método bastante confiable es el cálculo de la diferencia de EN (∆EN) entre los átomos que se unen, lo que indicará mayor o menor polaridad si esa diferencia es más grande o más pequeña, respectivamente. Esta metodología, en conjunto con algunos criterios específicos que dependen de cada tipo de enlace, nos ayudará a que sin mayor dificultad podamos diferenciarlos. La fórmula es la siguiente

donde el átomo 1 siempre corresponde al más electronegativo (ΔEN siempre debe ser una valor positivo).


Tipos de enlace En nuestro estudio del enlace químico, diferenciaremos 3 tipos de enlace, los cuales dependen tanto de la EN como de las características químicas de los átomos en cuestión. Procedamos a describir cada uno de ellos: - Enlace metálico: Este tipo de enlace es consecuencia de la unión de átomos de carácter metálico. La particularidad de esta unión es que cuando los átomos se unen entre ellos, forman una gran nube electrónica, por la cual todos los electrones pueden correr libremente. Este modelo de unión de metales explica las características propias de ellos: la buena conducción del calor y la electricidad. Este tipo de enlace no se encuentra determinado por la EN de los átomos ya que, al ser del mismo elemento, esta diferencia es 0. - Enlace iónico: En este tipo de enlace ocurre que uno de los dos átomos literalmente se lleva los electrones, convirtiéndose en un anión y dejando al otro como un catión. Así, la unión de los átomos se produce por la atracción eléctrica de los iones en cuestión. Este tipo de enlace es producto de la unión de un átomo metálico con un átomo no metálico, y ocurre cuando la diferencia de EN es mayor a 1,7. Un compuesto iónico presenta altos puntos de fusión y ebullición y, aunque en estado sólido no conducen la corriente eléctrica, en solución y en estado líquido son excelentes conductores. Un ejemplo clásico de un compuesto iónico es la sal de mesa (NaCl). - Enlace covalente: Se le denomina así al tipo de enlace donde los átomos comparten electrones, producto del solapamiento de sus nubes electrónicas. Se forman por la unión de dos elementos no metálicos y su polaridad depende de la diferencia de EN, dando lugar a dos subtipos de enlace: el enlace covalente apolar (∆EN = 0) y el enlace covalente polar (0 < ∆EN < 1,7). El primero implica que no existen diferencias de cargas en la molécula, mientras que en el segundo si las hay, pero nunca como para formar iones. Generalmente, en un enlace covalente son los dos átomos los que “prestan” los electrones, sin embargo hay algunas ocasiones donde un solo átomo es el que lo hace y en ese caso hablamos de un enlace covalente coordinado o dativo (el cual puede ser polar o apolar, según corresponda). Los compuestos que tienen enlaces covalentes presentan bajos puntos de fusión y ebullición y no conducen de forma importante la corriente eléctrica. Un ejemplo de un compuesto covalente es el agua (H 2O). En resumen, la clasificación de los enlaces en función de ΔEN es:


Ejercicio propuesto 1.1.- Determine el tipo de enlace de las siguientes moléculas utilizando los siguientes valores de EN: K = 0,82 ; Cl = 3,16 ; O = 3,44 ; H = 2,2 ; N = 2,04.

Estructuras de Lewis Para escribir de forma simple átomos o moléculas con sus electrones y enlaces existe un sistema que utiliza puntos para simbolizar los electrones de valencia, mientras que los elementos se encuentran representados por sus símbolos químicos: la estructura de Lewis. Este método busca poder plasmar de forma simple en el papel algo que, sabemos, es más complejo. De esta forma, gracias a esta notación podemos determinar la forma de una molécula, su carga y muchas cosas más. Para escribir la estructura de Lewis de un átomo, determina la cantidad de electrones de valencia y luego distribúyelos uno por uno a los lados del símbolo del elemento, en el sentido de las agujas del reloj. Por ejemplo, la estructura de Lewis del elemento Oxígeno, que posee 6 electrones de valencia se puede ver a continuación:

Ejercicio propuesto 1.2.- Escriba la estructura de Lewis para el átomo de Fósforo (P):

Determinación de las estructuras de Lewis de moléculas covalentes Para escribir moléculas en el papel seguiremos una serie de pasos: Suma los electrones de valencia de todos los átomos de la molécula 1) Escribe un bosquejo de la estructura del compuesto, para ver que átomos estarán unidos 2) entre ellos. En este paso debes dejar un átomo ubicado al centro, al que llamaremos átomo central. En general ni el Hidrógeno ni el Oxígeno tienden a ser átomos centrales. Además, el Hidrógeno, al cumplir la regla del dueto, solo se puede unir a un solo átomo (¿por qué?). Ten esto en cuenta cuando realices este paso. 3) Dibuja enlaces simples entre los átomos y resta al total de electrones los que hayas utilizado para crear estos enlaces (recuerda que cada unión representa 2 electrones) Comienza a rellenar de electrones los átomos que no sean centrales, para que cumplan la 4) regla del octeto y resta al total de electrones los que hayas utilizado.


5) Si aún te quedan electrones, utilízalos para completar el octeto en el átomo central. SI no te quedan forma enlaces múltiples con los átomos vecinos, esto se realiza tomando un par de electrones libres del átomo no central y formando con ellos un nuevo enlace. Nuevamente debemos cuidar que el átomo central cumpla el octeto. Repasemos estos pasos dibujando la estructura para el metano (CH 4): 1) El Hidrógeno posee 1 electrón de valencia y el Carbono 4. En total tenemos: 4 + 1 x 4 = 8 electrones. x 4 átomos 2) Recordemos que en general ni el Hidrógeno ni el Oxígeno son átomos centrales, por lo que nuestra única opción es que el carbono se encuentre al centro. Los Hidrógenos los uniremos al Carbono por cada uno de sus lados:

3)

Formaremos ahora los 4 enlaces que unen a los átomos en cuestión. Esta formación nos “costará” 4 x 2 = 8 electrones, por lo que no nos sobrarán electrones y la estructura de la molécula estará terminada (recordar que cada enlace corresponde a dos electrones):

Cabe mencionar que dependiendo de la cantidad de electrones de valencia que tengan los átomos de una molécula, es posible la generación de enlaces dobles o triples en la estructura de Lewis, siempre teniendo en consideración que todos los átomos en cuestión deben cumplir con la regla del octeto y/o dueto. Ejercicio propuesto 1.3.- Realiza todos los pasos anteriores para determinar la estructura de Lewis de la molécula de CS 2 :


Capítulo 2: Geometría molecular, hibridación y fuerzas intermoleculares. Aspectos más avanzados de la formación de compuestos entran ahora a nuestro estudio. Las preguntas ¿qué forma tienen las moléculas?, ¿por qué tienen esa forma?, ¿por qué las moléculas se mantienen cercanas cuando se encuentran en estado sólido o líquido? y ¿por qué las moléculas en estado gaseoso no se juntan? serán respondidas en este capítulo.

Geometría molecular Sabemos de cursos anteriores que las moléculas no son planas. Utilizando estructuras de Lewis no podemos ver claramente que forma tridimensional tendrá la molécula, ya que podríamos darle cualquiera que queramos sin que necesariamente esa sea la correcta. Para determinar la distribución espacial de una molécula, utilizando su estructura de Lewis, los científicos determinaron un método muy fiable que se basa en la repulsión de los electrones en la molécula: la teoría de repulsión de los pares electrónicos de la capa de valencia (TRPECV). Esta teoría permite predecir la geometría de cualquier molécula gracias a su(s) átomo(s) central(es) y a un modelo, el cual plantea que la distribución espacial de los átomos busca reducir al máximo la repulsión de los electrones. En una molécula cada átomo central tiene asociada cierta geometría y por lo tanto, si la molécula tiene más de un átomo central, tendremos que combinarlas para obtener la geometría de toda la molécula. Para utilizar esta teoría seguiremos la siguiente notación:

donde A representa al átomo central, X (o B en algunas variantes de la teoría) representa a la cantidad de átomos unidos al central y E es la cantidad de pares electrónicos libres que tiene el átomo central. En la tabla de abajo encontraremos la transformación entre la notación de la TRPECV y la geometría molecular correspondiente. A pesar de que existen otros tipos de geometría de moléculas, solamente necesitamos saber estas para la PSU.


Ejercicio propuesto 1.4.- A partir de la estructura de Lewis del CS 2 , realizada en el ejercicio 1.3, determine la geometría de la molécula utilizando la teoría TRPECV. AXnEm

Geometría:

n= m=

Hibridación

Como lo dijimos en el capítulo anterior, cuando los átomos comparten electrones, los orbitales de cada átomo se solapan y de esta forma los electrones tienen libertad para moverse entre ambas nubes electrónicas. Aunque esto no deja de ser verdad, hoy se sabe que en general los electrones de los átomos que forman un compuesto no se encuentran en los mismos orbitales que conocemos. Esto llevó a los científicos a postular una teoría en la cual los orbitales de los átomos que forman un compuesto se mezclan, formándose nuevos tipos llamados orbitales híbridos. Un orbital híbrido se forma por el solapamiento o unión de dos o más orbitales comunes, y su nombre depende de cuáles de ellos se combinan. Además, se cumple siempre que se forman tantos orbitales híbridos como orbitales comunes se mezclaron. Entendamos esto con los siguientes ejemplos: si juntamos un orbital de tipo s con un orbital de tipo p, tendremos 2 orbitales híbridos sp; en otro caso, si juntamos un orbital de tipo s con 3 de tipo p entonces tendremos 4 orbitales híbridos sp 3. La creación de los orbitales híbridos responde a la necesidad del átomo de distribuir sus electrones de la forma más favorable. Según la TRPECV, la cantidad de orbitales híbridos que se necesitan formar es igual a la suma entre n y m. Por ejemplo, en una molécula de tipo piramidal, cuya notación TRPECV es AX3E, la suma de n y m, como dice la tabla es 4 y por lo tanto el átomo central de esta molécula formó 4 orbitales híbridos al unirse con los demás. De esos 4 orbitales, 3 son enlazantes y uno se encuentra libre. Por definición, a cada enlace formado por un orbital híbrido lo llamamos enlace s i g m a (σ) y a uno formado por un orbital no híbrido se le denomina enlace p i (π). Según la teoría de la hibridación, es posible incorporar a esta mezcla, orbitales de todo tipo. Sin embargo, para nuestro estudio, solamente nos interesan los que juntan orbitales s y p. De acuerdo a esto último, describiremos 3 tipos de hibridación con orbitales s y p: - Hibridación sp3: En este tipo de hibridación se unen un orbital de tipo s con 3 de tipo 3 p , dando lugar a 4 orbitales híbridos s p , los que se distribuyen como un tetraedro alrededor del átomo. Ejemplos de geometrías con esta hibridación son las AX 4, AX3E y AX2E2, es decir, en las que la suma de n y m sea 4. - Hibridación sp2: Este tipo de hibridación se da cuando un orbital s y dos p se juntan para dar 3 orbitales híbridos s p 2 , los cuales se distribuyen alrededor de un átomo de forma triangular (trigonal) plana, aunque también puede cambiar dependiendo de cómo sea la molécula que van a formar. Cabe destacar que uno de los orbitales de tipo p que posee el átomo queda libre. Esto permite al átomo formar enlaces múltiples con otro que también posea estos orbitales sin hibridar. Cada orbital p libre le permite al átomo formar un enlace adicional con otro átomo, por lo que esta hibridación es capaz de formar solo un enlace doble. Las geometrías que presentan esta hibridación son las AX 3 y AX2E, las que tienen una suma de n y m igual a 3 . - Hibridación sp: Esta hibridación se produce con la mezcla entre un orbital s y un p , dando lugar a 2 orbitales híbridos s p . La distribución de los electrones es lineal y deja dos orbitales p libres. Esto último permite que un átomo que con esta hibridación pueda


formar dos enlaces adicionales, ya sea para formar dos enlaces dobles o un enlace triple. Ejemplos de geometrías que la presentan son las que tienen una suma de n y m igual a 2: AX2. Ejercicio propuesto 1.5.- Completa la tabla de la TRPECV con la hibridación correspondiente a cada geometría. Ejercicio propuesto 1.6.- Determine la estructura de Lewis, geometría e hibridación del átomo central de la molécula de ácido cianhídrico (HCN). Comente además cuantos enlaces sigma y cuantos enlaces pi posee esta molécula.

Fuerzas intermoleculares Las fuerzas intermoleculares o fuerzas de van der Waals (nombradas así en honor al científico que las estudió) son fuerzas (de atracción) entre moléculas (del mismo tipo o diferentes). Ellas explican la existencia de estados de agregación (sólido, líquido y gaseoso) y también son responsables de la temperatura a la que los distintos compuestos cambian de estado (¿por qué?). Cabe destacar que n inguna molécula carece por completo de fuerzas intermoleculares, aunque algunas puede presentarlas en muy bajas cantidades. A continuación comentaremos algunas de las fuerzas intermoleculares más importantes: Fuerzas dipolo—dipolo: Estas fuerzas se dan entre dos moléculas polares o entre una molécula polar y una neutra a la que se le induce un dipolo. Producto de su atracción, las moléculas tienden a ordenarse, ya que cada una orienta su polo positivo hacia el polo negativo de la otra. Todas las moléculas polares las presentan, en menor o mayor cantidad, dependiendo de lo polar que sea la molécula. Un caso especial de fuerza dipolo —dipolo muy fuerte es la que se da entre el Hidrógeno y los átomos de Nitrógeno, Oxígeno o Fluor: hablamos del puente de hidrógeno, el cual es más fuerte que una fuerza dipolo—dipolo normal y es altamente importante para nuestra vida. Afecta tanto a nuestra estructura interna, manteniendo la forma de las proteínas o de los ácidos nucleicos, como a la naturaleza, dándole propiedades específicas al agua que hacen posible la vida. Fuerzas ion—dipolo: Este tipo de fuerzas se da entre un ion y una molécula polar o entre un ion y una molécula neutra. Es común encontrarlas en las soluciones (ya veremos más adelante por que). En general son las más fuertes de todas, ya que es la única que se da en presencia de un carga eléctrica mayor o igual a 1 , ya que las moléculas polares no tienen carga, sino un ligero desbalance en sus cargas, pero en cambio los iones sí poseen carga. Un ejemplo muy típico se da en el cuerpo humano, donde los iones dentro y fuera de la célula arrastran a


moléculas polares en su movimiento, como lo hace el ion sodio con la molécula de agua. Fuerzas de dispersión (de London): Este tipo de fuerzas se da entre moléculas neutras, sobre todo en las que tienen átomos pesados. Aparecen cuando, por una milésima de segundo, los electrones de una molécula se orientan preferentemente a un lado, creando un dipolo instantáneo. Este dipolo induce la creación de otros dipolos en las moléculas vecinas, las cuales inducen otros nuevos y así sucesivamente. Esto provoca que en ese instante de tiempo las moléculas se alinean y luego, cuando el dipolo deja de existir, todas vuelven a la normalidad.



Podemos afirmar que la molécula de dióxido de azufre (SO 2) es polar porque I. II. III.

A) B) C) D) E) 2.

El enlace S—O es covalente polar Porque tiene geometría angular Porque es un enlace iónico

solo I solo II solo III I y II I, II y III De acuerdo con la siguiente representación de Lewis

se puede afirmar que el elemento X I. II. III. A) B) C) D) E) 3.

pertenece al grupo II—A puede formar una molécula X 2 tiene 4 electrones de valencia

solo I solo II solo III I y II II y III Considere 4 elementos hipotéticos con las siguientes características: • • • •

Elemento A: Tiene Z = 19 Elemento B: Pertenece al periodo 2, grupo VII. Elemento C: Pertenece al tercer periodo y tiene un electrón de valencia. Elemento D: Posee una configuración electrónica de valencia ns 2 np5

En base a lo anterior, podemos predecir que se formarán enlaces iónicos entre: I. II. III. IV. A) B) C) D) E)

AyB ByC ByD AyC

solo I I y II II y III III y IV I, II y III


4. La unión entre un átomo con carácter metálico y otro átomo con carácter no metálico se denomina: A) B) C) D) E) 5.

A) B) C) D) E) 6.

A) B) C) D) E) 7. A) B) C) D) E) 8. A) B) C) D) E)

enlace covalente enlace metálico enlace iónico enlace dativo enlace apolar Por lo general, los átomos que se combinan mediante enlaces covalentes: I. Presentan electronegatividad similar II. Se ubican en los extremos de la tabla periódica III. Son elementos metálicos solo I solo II I y II II y III I, II y III Un compuesto iónico tiene por fórmula X 2Y ¿Cuáles son los iones que podría formar este compuesto? I. X+ e Y—2 II. X+2 e Y—4 +2 III. X e Y—2 solo I solo II solo III I y II I y III ¿Cuál de las siguientes sustancias NO puede formar puentes de hidrógeno entre sus moléculas? CH3OH CH4 H2 O HF NH3 ¿Cuál de las siguientes moléculas presenta el mayor número de pares electrónicos de valencia NO compartidos? N2 H2 O F2 O2 HCl


9.

A) B) C) D) E)

Los elementos electronegativos como el Flúor y el Cloro forman enlaces con metales alcalinos como el Sodio y el Potasio. Con respecto a esta interacción es correcto decir que: I. Los metales alcalinos ceden el último electrón de valencia a los halógenos II. Forman enlaces iónicos III. Los halógenos captan un electrón de los elementos metales alcalinos solo I solo II solo III I y III I, II y III

10.

La hibridación del átomo de nitrógeno en el N 2 es:

A) B) C) D) E)

sp sp2 sp3 sp y sp2 ninguna de las anteriores

11.

Según la estructura de Lewis del amoniaco, la geometría molecular correspondiente es

A) B) C) D) E)

tetraédrica angular triangular plana piramidal lineal

12.

En la molécula de ácido fórmico, la hibridación del carbono es

A) B) C) D) E)

sp sp2 sp3 sp2 y sp3 ninguna de las anteriores

13.

La molécula de N 2 presentará la(s) siguiente(s) fuerza intermolecular: I. fuerzas dipolo—dipolo II. fuerzas ion—dipolo III. fuerzas de dispersión solo I solo III

A) B)


C) D) E)

I y III II y III I, II y III

14.

A) B) C) D) E)

La molécula de agua es polar porque el oxígeno I. es más electronegativo que el hidrógeno II. forma uniones iónicas con el hidrógeno III. es menos electronegativo que el hidrógeno solo I solo II solo III I y II II y III

15.

La estructura de Lewis correcta para el átomo de Carbono es


Unidad 4: Relaciones de masa en las reacciones químicas Capítulo 1: Principios de la estequiometría Una reacción química es un proceso en el cual una o más sustancias ( reactantes), por efecto de un factor energético, se transforman en otras ( productos). Bajo este concepto, la estequiometría es la rama de la química que estudia los aspectos matemáticos de las reacciones químicas. Esta disciplina es extremadamente importante ya que para realizar los experimentos es necesario saber las cantidades de elementos a utilizar para obtener los resultados deseados. A lo largo de este capítulo estudiaremos los conocimientos básicos para introducirnos en este tema.

Leyes de la estequiometría Diversos científicos han ayudado a entender el funcionamiento matemático de la formación de compuestos. Algunos de ellos postularon algunas leyes que nos permiten formar una base sólida para fundar nuestro conocimiento, como las siguientes: Ley de conservación de la masa (Ley de Lavoisier): Sin duda esta es una de las leyes más importantes de la ciencia. La ley de conservación, tanto de la energía como de la masa, es uno de los aportes científicos que más nos guían en nuestro estudio. Esta ley plantea que la masa al comienzo de una reacción química es la misma que al final del proceso. Ley de Proust de las proporciones definidas: Uno de los primeros acercamientos para entender la forma en que se combinan los elementos fue gracias a esta ley. Básicamente Proust planteó que en un compuesto químico, los elementos se combinan en cantidades asociadas a números enteros. De esta forma, el Oxígeno y el Litio se combinarán siempre en razón de 2:1 para formar el óxido de litio (Li 2O), o el sodio con el cloro siempre estarán en una razón 1:1 (NaCl).. Ley de Dalton de las proporciones múltiples: Cuando Dalton planteó la teoría atómica se dio cuenta que la Ley de Proust era correcta, pero se quedaba corta. Pongamos el ejemplo del Carbono y el Oxígeno: sabemos que existe el monóxido de carbono (CO), donde los elementos se combinan en la razón 1:1, y el dióxido de carbono (CO 2), donde ambos elementos se combinan en razón 1:2. Claramente la Ley de Proust no consideró estos casos y en ese contexto Dalton planteó su Ley de las proporciones múltiples, donde plantea que los átomos se combinan en cantidades enteras para formar compuestos y dos elementos pueden combinarse en razones diferentes para formar distintos compuestos.

Fórmula Molecular y Empírica Todos los compuestos se escriben indicando la cantidad y tipos de átomos que lo conforman en lo que llamamos su fórmula molecular, como H2SO4 (ácido sulfúrico) o C6H12O6 (glucosa). Además de informarnos acerca de la composición de un compuesto, la fórmula molecular también nos entrega la masa del mismo. El concepto es muy simple: como tenemos la cantidad de átomos de la molécula y la masa de cada elemento está determinada en la Tabla Periódica, simplemente necesitamos sumar las masas de todos los atomos que componen aquella molécula. Ilustremos lo anterior calculando la masa de la molécula de ácido fosfórico (H 3PO4): - Mirando la fórmula molecular, observamos que la molécula se compone de 3 átomos de Hidrógeno, 1 de Fósforo y 4 de Oxígeno. - Si miramos la tabla periódica, veremos que la masa del Hidrógeno es 1 uma, la del Fósforo 31 uma y la del Oxígeno 16 uma. Gracias al punto anterior, tenemos que la masa total de cada elemento es: H: 1 x 3 =3 uma P: 31 x 1 = 31 uma O: 16 x 4 = 64 uma H3PO4 : 3 + 31 + 64 = 98 uma Y finalmente, la masa de la molécula es:


Ejercicio propuesto 1.1.- Determine la masa de la molécula de sulfato de calcio (CaSO 4 ). Utilice la tabla periódica para buscar las masas de los elementos que necesite.

Además de la fórmula molecular existe otro tipo de fórmula llamada fórmula empírica, la cual entrega la relación mínima entre los átomos que forman un compuesto. ( fórmula molecular simplificada). Por ejemplo: sabemos que la formula molecular de la glucosa es C 6H12O6. Como existe un denominador común para estos números (en este caso sería 6), la formula empirica de la glucosa seria C 6H12O6 / 6 = CH2O. Se denomina empírica, ya que es la que se obtiene de los análisis experimentales y a partir de la cual se obtiene luego la fórmula molecular. En algunas moléculas, la fórmula molecular es igual a la empírica, ya que no existen números enteros por los cuales se pueda simplificar. En cualquier caso, la fórmula empírica es igual o menor a la fórmula molecular, lo que también se ve reflejado en la masa de cada fórmula, donde la masa de la fórmula molecular es un múltiplo de la masa de la empírica (¿por qué?) Ejercicio propuesto 1.2.- Determine la fórmula empírica del agua oxigenada (H 2 O 2 ) y compare la masa de ambas fórmulas ¿Qué puede apreciar?


Capítulo 2: Masas atómicas y el mol Para continuar nuestro estudio de la estequiometría, necesitamos conocer una de las variables más importantes en química: el mol. En este capítulo veremos a que corresponde y qué relación tiene esta variable con el átomo.

El mol Así como para los zapatos hablamos de pares o para los huevos docenas, para los átomos hablamos de los moles. Esta variable indica cantidad y no masa ni volumen, como se puede pensar erróneamente. A diferencia de los pares o las docenas, donde las cantidades representadas son bastante bajas, el mol representa una cantidad enormemente grande, ya que un mol de cualquier cosa corresponde a 6,02 · 1023 elementos, es decir, si hablamos de un mol de estrellas estamos diciendo que hay 6,02 · 10 23 estrellas. Esta cantidad se conoce como Número de Avogadro. Como es un número tan excesivamente grande, prácticamente es utilizable solo para partículas como átomos y moléculas.

Relación entre masas atómicas y el mol (Masa Molar) Como hemos nombrado en capítulos anteriores, todas las masas de las partículas subatómicas, como protones y neutrones, están medidas en una unidad llamada uma (unidad de masa atómica) que nos da una idea relativa de sus masas. Sin embargo, esta unidad de medición no es muy práctica para efectos macroscópicos. La aparición del mol vino a solucionar ese problema. La determinación de la cantidad de elementos que contiene un mol estuvo pensada desde el principio para encontrar un factor de conversión directo entre la masa en uma y la masa en gramos. De esta forma, si tenemos un mol de átomos de un elemento cuya masa es de 3 uma (por ejemplo), entonces la masa en gramos de ese mol de átomos será de 3 gramos. Gracias a esta ventaja, se definió una nueva unidad equivalente a las uma: los g/mol (gramos por cada mol) y es la que determina la Masa Molar de átomos o moléculas. Para manejarnos mejor en el concepto de los g/mol es necesario que entendamos bien como se lee esta unidad. Por ejemplo, si tenemos una molécula cuya masa es de 98 g/mol, nosotros debemos rápidamente pensar que un mol de esas moléculas masa 98 gramos. De esta forma, no nos será difícil hacer ningún cálculo con esta unidad. Veamos un ejemplo de este razonamiento determinando la cantidad de gramos que hay en 3 moles de una molécula de ácido clorhídrico (HCl): 1) Sabemos que, utilizando el procedimiento aprendido en el capítulo anterior y extrayendo las masas atómicas del Hidrógeno y el Cloro, la masa molar de la molécula de HCl es de 36,5 g/mol, es decir, que cada mol de ella masa 36,5 gramos. 2) De acuerdo al problema, nosotros tenemos 3 moles, por lo que planteamos la siguiente regla de 3 simple y calculamos:

Ejercicio propuesto 2.1.- Utilizando el razonamiento anterior, determine cuantos gramos hay en una muestra de 2,5 moles de moléculas de hidróxido de aluminio, Al(OH) 3.

¡No te confundas! La masa atómica o molecular es lauso masa de un átomo molécula se expresa en g/mol Este material fue descargado para exclusivo deo David S,[email protected]. 56 La masa molar es la masaSi dequieres un mol deacceder átomos o gratuitamente moléculas y se expresa en gramos Se prohibe su reproducci—n. a este contenido visita

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Capítulo 3: Estequiometría en las reacciones químicas. Ya comprendidas las bases que rigen la estequiometría y las unidades que utilizaremos en nuestros cálculos, es momento de entrar a la última parte de esta unidad, donde veremos cómo funcionan matemáticamente las reacciones químicas y como se aborda su estudio.

Ecuaciones químicas Cada reacción química conocida tiene una “receta” que nos muestra que compuestos son los que reaccionan y que es lo que se obtiene cuando este proceso termina. Esta “receta” es lo que llamamos la ecuación química, y su mayor contribución es que nos señala cuáles son los “ingredientes” de aquella “receta” y, lo más importante, en que cantidades estos se deben agregar. Una ecuación química cualquiera se ve similar a esto:

Como podemos apreciar a simple vista, una ecuación química se encuentra dividida en dos partes por una flecha, la cual indica el sentido de la reacción. A la izquierda de la flecha vemos los reactantes o reactivos (A y B), los cuales son los que darán lugar a los productos (C y D), que se encuentran en este caso al lado derecho. Adicionalmente, las letras a , b , c y d representan la cantidad de moléculas o moles que reaccionan de A, B, C y D respectivamente, y se denominan coeficientes estequiométricos. Recuerde que los coeficientes indican cantidad y no masa, por lo que debes tener mucho cuidado con los cálculos. Teniendo esto en cuenta, veamos un ejemplo concreto de una ecuación química:

En este ejemplo, que muestra la formación de agua a partir de sus elementos, se nos presentan dos aspectos adicionales que son dignos de mención: - En la esquina inferior derecha de un compuesto podemos ver entre paréntesis su estado físico. Tenemos que “g” corresponde a gaseoso , “l” a líquido, “s” a sólido y “ac”, a una especie que se encuentra en solución acuosa. - Si contamos la cantidad de átomos en los reactantes y la comparamos con la de los productos, veremos que en ambos la cantidad y tipo de átomos es la misma. Esto último es una extensión lógica de la ley de conservación de la materia, y cuando se cumple podemos decir que la ecuación se encuentra equilibrada. Para realizar cualquier cálculo matemático de estequiometria sólo podemos trabajar con ecuaciones químicas equilibradas, puesto que estaríamos utilizando y obteniendo información errónea. Algunas veces nos encontraremos en presencia de ecuaciones químicas sin balancear y debemos saber cómo hacerlo. Para esto, existen dos métodos de equilibrio de ecuaciones: del tanteo y algebraico. El método del tanteo, tal y como su nombre lo indica, se basa en ir probando con diferentes coeficientes estequiométricos hasta que la ecuación este balanceada. Para que este método te sea más fácil de utilizar, siempre es mejor comenzar equilibrando los átomos de elementos metálicos, luego los no metales, luego el hidrógeno y finalmente el oxígeno. Si sigues estos pasos y practicas, este método será el más fácil y rápido para seguir. Veamos cómo se equilibra una ecuación por tanteo analizando el siguiente ejemplo:


- Como dijimos anteriormente, es conveniente comenzar equilibrando los átomos de elementos metálicos, en este caso el Aluminio. Como en los reactivos hay 2 átomos y en los productos solamente 1, ponemos un 2 delante del Al(OH) 3:

- El siguiente paso es equilibrar los átomos de Hidrógeno. Como hay 2 átomos la izquierda y 6 a la derecha (ahora que agregamos el 2 junto al Al(OH) 3), ponemos un 3 en el H 2O: -Revisamos ahora los átomos de Oxígeno y vemos que hay 6 en los reactivos (3 del Al 2O3 y 3 del H2O) y 6 en los productos, por lo que la ecuación se encuentra totalmente equilibrada. Ejercicio propuesto 3.1.- Utilizando el método del tanteo, equilibre la siguiente ecuación química:

Por otro lado, el método algebraico utiliza ecuaciones y lógica para equilibrar. En esta metodología, reemplazamos los coeficientes estequiométricos por letras, luego definimos las igualdades para cada elemento, y finalmente reemplazar una de las letras por algún valor, para que una a una las igualdades antes planteadas nos entreguen finalmente los coeficientes que hay que escribir en la ecuación. Esto puede resultar un poco complejo pero quedará totalmente claro cuando equilibremos la ecuación anterior mediante este método: - Comenzaremos reemplazando cada coeficiente por una letra, por lo que la ecuación queda así:

- Ahora, utilizando el álgebra y los datos de la ecuación determinamos las igualdades que se dan para cada elemento: Al H O 2a = c 2b = 3c 3a + b = 3c - Ya realizadas las igualdades, vamos a reemplazar una de las letras por un valor. En este caso vamos a reemplazar la a por un 1. De esta forma, utilizando las igualdades, tenemos: a = 1 b = 3 c = 2 - Y por lo tanto la ecuación queda:

Muchas veces, en alguno de los dos métodos, puede que alguno de los coeficientes estequiométricos quede fraccionario. A pesar de que esto no está incorrecto, en estequiometría se suele utilizar solamente coeficientes enteros. Por lo tanto, en esos casos, debes amplificar todos los coeficientes para eliminar las fracciones (multiplicar por un valor entero). Ejercicio propuesto 3.2.- Utilizando el método algebraico, equilibra la ecuación del ejercicio 3.1:


Relaciones estequiométricas La necesidad de que una ecuación este balanceada no es caprichosa, ya que como hemos señalado, la ecuación química es similar a una “receta” y si no tenemos bien las cantidades de los ingredientes entonces la receta no funciona. Así también, la analogía planteada nos dice que si queremos realizar el doble de porciones entonces necesitamos el doble de ingredientes y por lo tanto entendemos inmediatamente que las ecuaciones químicas funcionan de manera proporcional. De esta forma, si queremos saber alguna cantidad dentro de una ecuación química simplemente podemos realizar una regla de 3. Para entender lo anterior consideremos la siguiente ecuación química (¿está balanceada?) :

Imaginemos que tenemos 7 moles de P 2O3 y queremos calcular cantidad de H 3PO3 que se puede formar. Si nos fijamos en la ecuación química, la razón entre el número de moles de reactivo y de producto es de 1:2. Entonces, para realizar el cálculo anterior, planteamos la siguiente regla de 3: 1 mol P2O3 7 mol P2O3

2 mol H3PO3 X

X = 14 mol H3PO3

Ejercicio propuesto 3.3.- Calcule la cantidad de productos formados y la cantidad de reactivos utilizados en la combustión de 3 moles de glucosa:

Reactivo limitante y en exceso Las reacciones químicas no ocurren en un 100%, aunque los reactivos se encuentren en las cantidades correctas. Por esto, si quisiéramos que uno de ellos se consuma completamente, debemos utilizar al otro en una cantidad mayor de la necesaria. En este caso llamamos reactivo limitante al que se consume en forma total, “limitando” que la reacción continúe, y reactivo en exceso al que se encuentra en mayor cantidad que la necesaria. Necesitamos tener en consideración que al momento de hacer cálculos estos se llevan a cabo utilizando la cantidad de reactivo limitante, ya que como dijimos, este es el que determina el término de la reacción. Si en un problema de estequiometría queremos determinar cuál de los dos reactivos es el limitante, debemos dividir la cantidad (número de moles) de cada


compuesto por su coeficiente estequiométrico). Luego, el que presente el menor valor, es el reactivo limitante. Ilustremos esto con la siguiente reacción:

Si tuviéramos 2 moles de Zn y 8 moles de HCl, ¿Cuál sería el reactivo limitante? Para saber eso recordemos lo que dijimos anteriormente acerca de dividir la cantidad por el coeficiente estequiométrico:

Zn: 2 = 2

1

HCl: 8 = 4 2

De acuerdo a esto, el que obtuvo el menor valor es el Zn, por lo tanto este es el limitante. Con esto en consideración podemos calcular las cantidades de HCl que realmente se utilizan y las cantidades de ZnCl2 y H2 que se forman: 1 mol Zn 2 mol HCl 2 mol Zn X X = 4 mol HCl

1 mol Zn 1 mol ZnCl2 2 mol Zn X X = 2 mol ZnCl2

1 mol Zn 1 mol H2 2 mol Zn X X = 2 mol H2

Ejercicio propuesto 3.4.- Determine el reactivo limitante y calcule las cantidades utilizadas o formadas de cada especia cuando reaccionan 7 moles de NaOH y 4 moles de H 2 SO4 según la siguiente reacción:

Ejercicio propuesto 3.5.- Integrando todo lo aprendido en esta unidad calcula cantidad de K 2 CO3 formado por la reacción entre 252 gramos de KOH y 176 gramos de CO 2 , según la reacción que se encuentra más abajo. Determine cuál es el reactivo limitante y calcule la cantidad real que se utiliza del otro reactivo. Utilice la tabla periódica para obtener los pesos atómicos y una calculadora si lo desea.



Para la siguiente ecuación: A C3H5N6O9

B CO2

+ C N2 + D H2O + E O2

Los valores de A, B y D para que la ecuación esté balanceada pueden ser: A) B) C) D) E)

4, 12 y 10. 10, 12 y 1 4, 12 y 12 12, 12 y 10 12, 10 y 1

2.

De acuerdo a la siguiente reacción:

NH3 + CuO

Cu + N2 + H2O

El coeficiente estequiométrico del amoniaco (NH 3) para que la ecuación se equilibre es: A) B) C) D) E) 3.

1 2 3 ½ ¼ En la reacción siguiente:

CH4 + Cl2

CCl4 + HCl

Para el cloro molecular (Cl 2) el subíndice y el coeficiente estequiométrico en la ecuación balanceada son, respectivamente: A) B) C) D) E)

1y2 2y1 2y4 1y4 2y2


4. Al entrar en disolución acuosa, los compuestos iónicos se separan en sus respectivos iones. Para la sal común la reacción es:

NaCl

Na+ + Cl-

Considerando que esta ecuación no indica los estados de cada materia, estos deberían ser indicados respectivamente en cada sustancia como: A) B) C) D) E) 5. A) B) C) D) E) 6. A) B) C) D) E) 7.

(s), (l) y (l) (l), (ac), (ac) (s), (g), (a) (s), (ac), (ac) (s), (s), (s) De las siguientes muestras, la que posee mayor masa es: 4 moles de O 2 1 mol de Cl2 5 moles de H2 0,5 mol de NaCl 0,2 mol de CH4 De las muestras del ejercicio anterior, la que posee mayor número de átomos es: 4 moles de O 2 1 mol de Cl2 5 moles de H2 0,5 mol de NaCl 0,2 mol de CH4 Una ecuación química balanceada y bien escrita permite directamente: I. Conocer la cantidad, en mol, de cada sustancia que reacciona, de acuerdo a los subíndices II. Conocer los estados físicos de las sustancias. III. Conocer los neutrones de los átomos que reaccionan.

A) B) C) D) E) 8. A) B) C) D) E)

solo II solo III I y II I y III I, II y III La masa en miligramos (mg) de Na presentes en 0,585 gramos de NaCl puro es: 0,01 mg de Na 10 mg de Na 230 mg de Na 0,23 mg de Na 0,00023 mg de Na


9. A) B) C) D) E)

10.

La cantidad de moléculas presentes en los 0,585 gramos de NaCl puro es: 23

6,02∙10 21 6,02∙10 25 6,02∙10 23 12,04∙10 21 12,04∙10

La siguiente reacción, sin equilibrar, representa la combustión incompleta del gas metano:

El número de moles de monóxido de carbono generados cuando reaccionan 9 moles de metano es A) B) C) D) E)

3 mol 6 mol 9 mol 12 mol 15 mol

11. ¿Cuántos gramos de carburo de calcio (CaC 2) se necesitan para obtener 37 g de hidróxido cálcico, según la siguiente reacción?

A) B) C) D) E) 12.

32 g 3,2 g 320 g 64 g 128 g Para la siguiente reacción no balanceada:

C3H5N6O9

CO2 + N2 + H2O + O2

Determine los moles de reactivo necesarios para obtener 336 gramos de N 2. A) B) C) D) E)

2 mol 3 mol 4 mol 5 mol 6 mol


13. ¿Cuántos gramos de TiO 2 se obtienen a partir de 2 moles de O 2 según la siguiente reacción? A) B) C) D) E) 14.

10,2 gramos 16,0 gramos 112 gramos 160 gramos 1,12 kilogramos

A) B) C) D) E)

En la siguiente ecuación balanceada, la fórmula de la sustancia X Cu + 4HNO3 Cu(NO3)2 + 2H2O + 2X NO NO2 N2 O N2O3 HNO2

15.

La cantidad de HCl necesaria para formar 8 moles de MnCl 2 según la siguiente reacción es

MnO2 + HCl A) B) C) D) E) 16.

A) B) C) D) E)

MnCl2 + Cl2 + H2O

16 mol 8 mol 32 mol 2 mol 1 mol ¿Qué tienen en común las fórmulas de las siguientes hormonas?

La masa molar El número de átomos de carbono La fórmula molecular El número de átomos de oxígeno La fórmula empírica


17.

Si se hacen reaccionar 2 mol de HCl con 4 mol de NaOH, se obtienen, según la ecuación:

NaOH + HCl A) B) C) D) E) F) 18.

NaCl + H2O

4 mol de NaCl y 4 mol de H 2O 2 mol de NaCl y 2 mol de H 2O 1 mol de NaCl y 2 mol de H 2O 1 mol de NaCl y 1 mol de H 2O 0,5 mol de NaCl y 0,5 mol de H 2O

A) B) C) D) E)

En 5 mol de CO 2 y 10 mol de CO es correcto que existe el mismo número de I. moléculas II. átomos totales III. átomos de oxígeno solo I solo II solo III I y II I y III

19.

El agua oxigenada se descompone según la siguiente ecuación:

¿Cuál es la cantidad máxima de O 2 que se puede formar a partr de 5 mol de H 2O2? A) B) C) D) E) 20.

2,5 mol 2 mol 1,5 mol 1 mol 0,5 mol La siguiente ecuación representa la formación del ácido nítrico:

N2O5 + H2O

HNO3

¿Qué cantidad de cada reactivo se debe emplear para obtener 4 mol de ácido nítrico?

A) B) C) D) E)

Cantidad de N 2O5 (moles) 1 2 3 4 4

Cantidad de H2O (moles) 3 2 1 2 4


Unidad 5: Gases Capítulo 1: Nociones básicas del estado gaseoso En el día a día estamos rodeados de ejemplos en la naturaleza del estado gaseoso. Desde el aire que respiramos hasta el gas que contiene la bebida que tomamos. Muchas veces, por lo cotidiano que son estos ejemplos, olvidamos los fenómenos físicos que se producen a nuestro alrededor. En este capítulo intentaremos adentrarnos un poco en lo que son las características básicas de este estado que resulta tan importante para nuestra supervivencia.

Teoría cinético-molecular de los gases Para poder estudiar desde un punto de vista físico-químico el estado gaseoso, se necesita un marco teórico que nos diga cómo funcionan y que debemos esperar de su comportamiento. La teoría cinéticomolecular de los gases plantea una serie de características que nos permiten entender a escala microscópica este estado de la materia. Algunos de los postulados de esta teoría son: - Las moléculas de un gas están muy separadas unas de otras, tanto que las distancias que las separan son más grandes que ellas mismas, - Las moléculas de un gas no se atraen entre sí . De suceder esto, las moléculas se agregarían y formarían el estado líquido. - Todas las moléculas de un gas son iguales y la energía cinética que ellas poseen es equivalente. - Las moléculas de un gas se encuentran en constante movimiento rectilíneo, aunque no todas necesariamente viajan en la misma dirección y sentido. - Las moléculas de un gas sufren choques entre ellas y con el recipiente que las contiene. Estos choques son perfectamente elásticos. Cuando un gas se comporta exactamente según la teoría cinético-molecular lo llamamos gas ideal. El comportamiento de los gases en rangos normales de presión y temperatura es bastante cercano a como lo predice la teoría, pero cuando las temperaturas empiezan a bajar o la presión empieza a subir, el comportamiento del gas se desvía de la norma y hablamos de un gas real. Matemáticamente es posible corregir los errores de la teoría cuando nos encontramos en presencia de un gas real. A pesar de estos casos especiales, los planteamientos de la teoría nos permiten entender fácilmente las características más comunes del estado gaseoso: - Forma indefinida: Como las partículas del gas no se atraen entre ellas, no pueden tomar una forma determinada, como si lo hacen los sólidos y en algunos casos los líquidos. De hecho un gas toma la forma del recipiente que lo contiene. Responsables de este comportamiento también es la gran separación entre las moléculas y la casi nula atracción que existe entre ellas. - Alta compresibilidad: Esta característica muy propia del estado gaseoso se da gracias a que las moléculas se encuentran muy separadas y por lo tanto, con la aplicación de una fuerza de compresión podemos disminuir su volumen. - Difusión y Efusión rápida: El continuo movimiento de las moléculas de un gas a grandes velocidades permite que estos viajen a través del espacio más rápidamente que cualquier otro estado. - Baja densidad: Dado que las moléculas de un gas se encuentran muy separadas unas de otras, el espacio que ocupan es mucho más grande. Como la densidad es inversamente proporcional al volumen, si ocupan más cantidad de espacio implica una menor densidad. Queda claro entonces que las propiedades macroscópicas de un gas dependen necesariamente de nuestro entendimiento de su comportamiento microscópico. De ahora en adelante, cuando analicemos propiedades de los gases ten en cuenta estos postulados e intenta predecir los resultados a partir de ellos.


Presión de un gas Una característica muy importante, y que se ilustra también en la teoría cinético-molecular, es que los gases ejercen presión. Para que entendamos por qué los gases ejercen presión recordemos que esta magnitud se define como la fuerza que se ejerce en una determinada unidad de área. Como los gases se mueven continuamente chocando con las paredes del recipiente, ejercen una fuerza neta sobre él, que finalmente se conoce como la presión de un gas. De lo anterior debemos extraer necesariamente la idea de que la presión de un gas se ejerce en todas direcciones, ya que es el resultado del movimiento de sus moléculas, que se mueven de esa forma. Respecto a las unidades en las que se mide la presión, a pesar de que la unidad del SI que se utiliza más frecuentemente es el Pascal (Pa), en química se utiliza otra llamada Atmósferas (atm), donde una atmósfera es equivalente a 1,05 · 10 5 Pa y rara vez se utilizan los milímetros de Mercurio (mmHg), para los cuales se cumple que 760 mmHg = 1 atm. Debes tener ambas unidades en cuenta al momento de trabajar con gases. Además de conocer la idea general de lo que es la presión, otro concepto relacionado y que nos interesa mucho es el de presión atmosférica. Esta se define como la presión ejercida por la columna de aire de 1 m2 que se encuentra por encima de nosotros. De la definición anterior, debemos inferir necesariamente que la presión atmosférica depende de la altura. Evidentemente, cuanto mayor es la altura a la que nos encontremos, menor será la altura de la columna de aire y por lo tanto, la presión atmosférica es menor. En el caso inverso, si nos encontramos a una altura menor, la columna es más larga y la presión es mayor.


Capítulo 2: Leyes de los gases Ahora que los gases no nos son tan ajenos, podemos adentrarnos en el estudio de las leyes que rigen el comportamiento macroscópico de ellos. A lo largo de la historia de la química moderna, han sido muchos científicos los que han experimentado con gases tratando de buscar leyes que nos ayuden a entender mejor la naturaleza del estado gaseoso, y en este capítulo repasaremos las más importantes.

Ley de Boyle (Presión—volumen) Robert Boyle estudió el comportamiento de los gases en condiciones de temperatura constante. Su experimento consistía en variar el volumen en que el gas se confinaba y medía la presión que este ejercía en cada caso. A poco andar se dio cuenta que un aumento en el volumen significaba una disminución en la presión y, por el contrario, cuando disminuía el volumen, la presión aumentaba. Dadas estas conclusiones se dio cuenta que en un gas presión y volumen son inversamente proporcionales cuando la temperatura es constante y planteó la siguiente igualdad:

donde P es la presión y V es el volumen, y los números 1 y 2 corresponden a dos situaciones diferentes. A pesar de que no es relevante que unidad ocupemos para la presión y el volumen, te recomendamos atmósferas para la presión y litros para el volumen, que son unidades que serán requeridas más adelante. Entendamos las conclusiones de Boyle mediante la teoría cinético-molecular de los gases: - Cuando el volumen aumentaba, las moléculas deben viajar mayores distancias para llegar al otro lado del recipiente y por lo tanto, la fuerza ejercida sobre sus paredes era menor , lo que significa menor presión. - Por el contrario, cuando el volumen disminuía, las moléculas se encontraban más juntas y viajaban menos distancias para llegar al borde del recipiente, por lo que se generaban mayor cantidad de choques, aumentando la presión. Un diagrama de la ley de Boyle se aprecia a continuación:

Ejercicio propuesto 2.1.- Una muestra de gas, confinado en un volumen de 2 litros y una presión de 0,5 atmósferas, disminuye su volumen a 0,5 litros, ¿cuál es el nuevo valor de la presión?


Ley de Charles (Temperatura —volumen) Jacques Charles experimentó con gases, esta vez manteniendo su presión constante. Su experimento consistía en calentar una muestra de gas y medir el cambio en el volumen. Nuevamente los resultados eran interesantes: cuando la muestra de gas se calentaba, el volumen aumentaba y cuando se dejaba enfriar, volvía a su volumen original. Esto quiere decir que la temperatura y el volumen de un gas son directamente proporcionales. De acuerdo a estas conclusiones postulo la siguiente igualdad:

donde V es el volumen y T es la temperatura. Es necesario mencionar que cada vez que medimos la temperatura de un gas utilizamos la temperatura absoluta, la cual se mide en grados Kelvin (K ). Para transformar de Celsius (°C) a Kelvin, simplemente realizamos el siguiente cálculo:

Desde un punto de vista de la teoría cinético-molecular, las conclusiones de Charles se entienden de la siguiente manera: - Cuando calentamos un gas, las moléculas adquieren mayor energía cinética, aumentando sus choques contra el recipiente. Dado que la presión se encuentra controlada, las moléculas tienden entonces a ocupa más espacio, ya que expanden las zonas móviles del recipiente (colocadas especialmente para este efecto), aumentando así el volumen - En el caso contrario, cuando enfriamos el gas, las moléculas disminuyen su energía cinética y con ellos sus choques. Como la presión sobre el gas está fijada, las partes móviles del recipiente (que anteriormente permitieron la expansión) comprimen el gas, es decir, disminuyen el volumen. Un esquema de la Ley de Charles se aprecia a continuación:

Ejercicio propuesto 2.2.- Si un gas a presión constante, se encuentra en un recipiente de 6 litros con un émbolo, a una temperatura 27ºC y se enfría hasta los —73ºC ¿cuál es su nuevo volumen?


Ley de Gay-Lussac (Temperatura—presión) Joseph-Louis Gay-Lussac, por su parte, realizó estudios con gases a volumen constante. Su experimento consistía en calentar una cantidad fija de gas, confinada en un cierto volumen y medir los cambios en la presión. Como era de esperar, los aumentos en la temperatura, provocaban un aumento de la presión del gas, lo que indicaba que ambas magnitudes son directamente proporcionales. Con esto en consideración, Gay-Lussac postuló la siguiente igualdad:

donde P es la presión y T es la tempera absoluta (en grados Kelvin). Como ya hemos dicho anteriormente, la unidad de preferencia para la presión son las atmósferas y la temperatura debe medirse necesariamente en grados Kelvin. Analizando a partir de la teoría cinético-molecular de los gases, tenemos lo siguiente - Cuando calentamos un gas, las moléculas adquieren mayor energía cinética y aumentan sus choques contra el recipiente. Ya que el recipiente no permite la expansión, toda esa energía cinética adicional se traduce en un aumento de la presión - Por el contrario, cuando enfriamos el gas, las moléculas disminuyen su energía cinética y con ellos sus choques. Al estar el volumen fijo, toda esa disminución de la energía cinética significa también una disminución de la presión. Un esquema explicativo de la ley de Gay-Lussac se puede apreciar a continuación:

Ejercicio propuesto 2.3.- Una muestra de gas a —73ºC marca una presión de 0,3 atm. Si calentamos esta muestra hasta los 227ºC ¿a cuánto aumenta la presión?


Ley de Avogadro (Cantidad-volumen) Amadeo Avogadro, mencionado anteriormente por ser quien determinó la cantidad numérica conocida como mol , también estudió los gases a presión y temperatura constante. Su estudio consistía en variar las cantidades (número de moles) de los gases para ver qué cambios produce esto en el volumen. Sus resultados fueron claros: a la misma presión y temperatura el volumen que ocupa un gas es directamente proporcional al número de partículas. Aunque esto nos parece obvio (menos cosas ocupan menos espacio), el descubrimiento de Avogadro llega hasta incluso la estequiometría, ya que podemos relacionar los volúmenes de dos gases (lo que es más fácil de medir) con el número de moles. Las conclusiones de los experimentos de Avogadro se encuentras expresadas en la siguiente igualdad:

donde n es el número de moles de gas y V el volumen en litros. Ejercicio propuesto 2.4.- Se tienen 2 moles de un gas en un recipiente con un émbolo y una capacidad de 0,5 litros a determinada presión y temperatura. Si le agregamos 4 moles del mismo gas a la misma presión y temperatura ¿cuál es el nuevo volumen?

Los estudios de Avogadro fueron más allá y llegaron a plantear que en condiciones normales de presión y temperatura (CNPT), es decir, 1 atm de presión y 0ºC (273 K) de temperatura, se cumple para cualquier gas que:

Ejercicio propuesto 2.5.- 5 moles de un gas se encuentran en CNPT ¿qué volumen ocupan?


Ley de los gases ideales Los descubrimientos de Avogadro y las leyes anteriormente mencionadas, sentaron las bases para plantear una ley universal que incluya todas las variables macroscópicas que hemos estudiado. Dado que todas ellas están relacionadas proporcionalmente, es posible determinar una igualdad que considere las relaciones de cada una de ellas, obteniendo algo similar a esto:

P, V, n y T son las variables que hemos definido anteriormente, medidas en las unidades anteriormente recomendadas. R por su parte es lo que llamamos la constante universal de los gases ideales y en las unidades que hemos utilizado su valor es de:

0,082 atm x L mol x K Esta ley es muy importante, ya que permite calcular los pesos moleculares de ciertos gases, cuando tenemos en cuenta que el número de moles también puede expresarse como:

donde n es el número de moles, m la masa y MM es la masa molar (en g/mol) del gas. Esta relación es muy importante puesto que permite rápidamente analizar cualquier propiedad macroscópica con el número de moles de gas y su masa. A lo largo de tu estudio encontrarás que estas ecuaciones son muy importantes tanto para gases cómo para la estequiometría. Ten en consideración que todo lo que acabamos de ver de gases no es ajeno a lo que vimos de estequiometría, siempre y cuando existan gases involucrados.

27ºC

Ejercicio propuesto 2.6.- Calcula el volumen que ocupan 2,5 moles de un gas que se encuentra a de temperatura y cuya presión es de 1 atm.


Ejercicios Unidad 5 1. ¿Qué presión ejercen 0,2 mol de un gas ideal a 100 K de temperatura sobre un recipiente cerrado de 4000 mL? A) B) C) D) E)

0,41 atm 0,41 Pa 4,10 mmHg. 0,11 atm 0,11 mmHg.

2. Un gas a 298 K y 760 mmHg ocupa un volumen de 8 litros. ¿Qué volumen ocupara ocupará a 25°C y 2 atm? A) B) C) D) E)

2 litros 4 litros 8 litros 10 litros 12 litros

3.

Son características de los gases I. son poco compresibles II. adquieren la forma del recipiente que los contiene III. tienen un volumen definido IV. difunden rápidamente V. presentan muy baja densidad

A) B) C) D) E)

I, II y IV I, III y V II, III y V II, IV y V Todas

4.

Respecto a la teoría cinético molecular de un gas ideal, podemos afirmar que: I. Define además el comportamiento real de un gas. II. Considera a los gases como partículas corpusculares iguales y pequeñas. III. Considera la cohesión entre las partículas como despreciable.

A) B) C) D) E)

solo I solo II I y II II y III I, II y III


5. Un gas que se comporta idealmente ocupa un volumen de 10 L a 1 atm de presión. Considerando la temperatura constante, podemos afirmar que: I. A 0,5 atm de presión ocupará un volumen de 5 L. II. A 4 atm de presión ocupará un volumen de 2,5 L. III. Si la temperatura del sistema es de 273 K, 11,2 L de este gas equivalen a 0,5 mol. A) B) C) D) E)

solo I solo II II y III I y III I, II y III

6. ¿Qué volumen ocupará 1 Kg de monóxido de carbono a 28 K y 1520 mmHg, si este se comporta idealmente? A) B) C) D) E)

112 L 100 L 82 L 56 L 41 L

7. De las siguientes aseveraciones acerca de las moléculas de un gas, según la teoría cinético-molecular, la que NO corresponde es: A) B) C) D) E)

Las fuerzas intermoleculares entre ellas permiten que el gas mantenga su conformación La distancia que las separa es muy grande en comparación a ellas mismas Son iguales una con otra Todas se mueven en línea recta Todos los choques, tanto entre ellas como con el recipiente son elásticos

8.

La razón por la cual en el altiplano se hace difícil la respiración es:

A) B) C) D) aire E)

Porque en el altiplano, la baja presión atmosférica cambia la composición del aire Porque en el altiplano, la contaminación implica mayor cantidad de CO 2 Porque en el altiplano, la baja presión atmosférica disminuye la cantidad de aire Porque en el altiplano, la alta presión atmosférica hace que haya demasiado oxigeno en el Ninguna de las anteriores


9. En un recipiente se encuentra contenida una masa fija de gas, sometida a temperatura constante. Para este sistema se obtiene la siguiente tabla de datos: Presión (atm)

Volumen (L)

1,0 X 0,8

0,40 0,25 Y

En base a esta información, ¿cuáles son los valores de X e Y?

X

Y

(atm)

(L)

A)

0,1

0,32

B)

1,6

0,50

C)

2,0

0,80

D)

0,5

1,60

E)

0,8

2,00

10. ¿Cuál es la temperatura en ºC de 0,1 mol de un gas ideal que se encuentra en un recipiente de 2,73 L y que ejerce una presión de 0,82 atm? A) B) C) D) E)

0 10 25 273 No se puede determinar

11. Un gas ocupa un volumen de 5 L a 4 atm de presión a una determinada temperatura. ¿A qué presión debe someterse el gas para que su volumen se reduzca a 2 L a la misma temperatura? A) B) C) D) E)

2 atm 4 atm 5 atm 10 atm 20 atm


12. Se tienen tres globos, uno contiene H 2, otro O2 y el último contiene He, en idénticas condiciones de presión y temperatura. Además, los tres globos contienen la misma masa de gas. Con esta información podemos afirmar que los 3 gases tienen I. igual densidad II. 6,02 · 1023 partículas cada uno III. distinto volumen A) B) C) D) E)

solo I solo II solo III I y II II y III

13. En un laboratorio hay 5 globos y Cada uno contiene un gas diferente, según el siguiente esquema: Globo Nº

1

2

3

4

5

Gas

H2

He

O2

N2

CH4

Cada globo tiene la misma masa de gas a la misma presión y temperatura. Luego, el globo de mayor volumen es el que contiene A) B) C) D) E)

H2 He O2 N2 CH4

14. Para una masa de gas contenida en un cilindro con un émbolo móvil, a 200 K y 1,0 atm de presión ¿qué valores de temperatura y presión permiten duplicar su volumen? T (K)

P (atm)

A)

200

2,0

B)

200

0,7

C)

100

2,0

D)

100

1,0

E)

400

1,0


15. A una temperatura de 20ºC y a una presión conocida, la densidad de un gas es 0,60 g/L. Si la presión disminuye a la mitad, manteniendo constante la temperatura, la densidad será A) B) C) D) E)

0,12 g/L 0,30 g/L 0,50 g/L 0,60 g/L 1,20 g/L


Unidad 6: Disoluciones Capítulo 1: Conceptos básicos de las soluciones Las soluciones (o disoluciones) son parte de nuestra vida cotidiana a cada momento. El café o el té, los alimentos que ingerimos, e incluso el aire que respiramos son un ejemplo de ello. Hoy somos altamente dependientes de las soluciones y por tanto debemos comprenderlas a cabalidad. En este capítulo nos introduciremos al estudio de las soluciones, viendo cuáles son sus características y su clasificación.

Mezclas Cuando dos compuestos distintos se juntan pero no forman enlaces químicos hablamos que forman una mezcla. Toda mezcla necesita un compuesto que sirva como medio para que el otro se “envuelva” o “agregue” en él. De esta forma, el aspecto macroscópico y también microscópico de la mezcla depende de que tan bien este último se “agregue” en el compuesto inicial. Cuando un compuesto se introduce bien en el otro, el aspecto macroscópico de la mezcla es uniforme, sin embargo, cuando esa interacción no es tan favorable, de a poco el aspecto de la mezcla va cambiando, dejando ver las distintas fases que componen la mezcla. De acuerdo a lo anterior, la clasificación de las mezclas las divide en: - Homogéneas: Las mezclas son homogéneas cuando no podemos distinguir sus componentes a simple vista ni por métodos microscópicos, es decir, cuando la mezcla tiene una sola fase. A este tipo de mezclas son las que llamaremos soluciones y sus componentes tienen un nombre especial: al que permite el ingreso del otro y que se encuentra en mayor cantidad se le llama solvente, mientras que el componente que está en menor cantidad se le denomina soluto. Una característica importante de las soluciones es que son ópticamente inactivas, es decir, no desvían en gran medida el paso de la luz. Ejemplos de mezclas homogéneas son el aire, el agua potable, el petróleo o el té. - Heterogéneas: En este tipo de mezclas podemos distinguir dos o más fases a simple vista. Un ejemplo común es el agua con el aceite o una mezcla de café en polvo con azúcar. - Coloides: Son un tipo especial de mezcla que se encuentra en un camino intermedio entre las homogéneas y las heterogéneas, ya que no podemos distinguir las dos fases a simple vista, pero si en el microscopio. En este caso al compuesto que permite el ingreso del otro se le llama fase dispersante y al que ingresa se le llama fase dispersa. En general el tamaño de las moléculas que componen un coloide es mayor que las de una mezcla homogénea. Además, este tipo de mezclas son ópticamente activas, es decir, desvían la luz que se les aplica, como cuando la luz entra por la ventana y hace visibles las partículas de polvo en el aire, que en circunstancias sin luz directa no serían visibles. Otros ejemplos de coloides son la mayonesa, la espuma de afeitar, la leche, el humo y la niebla. Desde ahora en adelante, seguiremos el estudio de las mezclas homogéneas o, como ya mencionamos: las soluciones. Es importante conocer la diferencia entre una mezcla que es solución y una que no lo es, ya que a pesar de ser conceptualmente similares, no tienen las mismas propiedades.

Aspectos microscópicos de las disoluciones Así como lo hicimos para los gases, donde la teoría explicaba el comportamiento microscópico y de esta forma se entendía el macroscópico, en las soluciones veremos cómo, de forma molecular, un compuesto se agrega en otro, para que luego comprendamos sus propiedades. Comencemos definiendo el alcance que tendrá la siguiente explicación. Como comúnmente trabajaremos con soluciones acuosas, las que fundamentalmente se componen de moléculas polares o iones disueltos en agua (que es una molécula polar), necesariamente debemos considerar las fuerzas dipolo-dipolo y las ión-dipolo (que vimos en la Unidad 3, Capítulo 2). De todas formas, cuando la molécula


que se junta con el agua no es polar, las mismas moléculas del solvente pueden inducir la creación de un dipolo, lo que permite que estas fuerzas entren en acción. Consideremos una situación donde un soluto polar se agrega en el agua. Como sabemos, producto de las fuerzas intermoleculares, las moléculas de agua ya forman una especie de red ordenada. Cuando el soluto ingresa, las moléculas de agua tenderán a romper su propia red y “envolver” al soluto, en un proceso llamado solvatación (proceso mostrado en la imagen de abajo):

En algunos solutos, esta solvatación es tan fuerte que puede provocar finalmente la disociación (o separación) del compuesto en iones, como se observa en el ejemplo anterior del NaCl. Dependiendo del porcentaje en que se produzca esta disociación, podemos hablar de tres tipos de solutos: - Electrolitos fuertes: Son aquellos que se disocian casi en un 100%. Una solución que los contenga conduce bastante bien la corriente eléctrica, puesto que los iones permiten una transferencia eléctrica a través de la solución. Ejemplos de este tipo de electrolitos son los compuestos iónicos y los polares, cuando su polaridad es alta. - Electrolitos débiles: Este tipo de soluto se disocia en pequeñas cantidades, formando un equilibrio dinámico entre el compuesto que se encuentra sin disociar y las especies disociadas, de forma que unas se convierten en otras a cada momento. Aunque también son capaces de conducir la electricidad, lo hacen en menor medida que los electrolitos fuertes. Comúnmente se trata de moléculas poco polares o las que tengan enlaces extremadamente fuertes. - No Electrolitos: Son especies que no pueden disociarse en solución o si lo hacen es en cantidades ínfimas. Al no existir iones, no conducen la corriente eléctrica . Este tipo de soluto es común de moléculas apolares o muy poco polares. Siempre tenga en mente estos tres conceptos, porque serán muy útiles a lo largo del capítulo y de los que vienen.

Solubilidad Como vimos anteriormente, para que se forme una solución entre soluto y solvente debe ocurrir necesariamente el ordenamiento de las moléculas, de acuerdo a las fuerzas intermoleculares existentes entre ellas. Si comenzamos a agregar soluto en un solvente, llega un momento en que las moléculas del solvente no dan abasto a más moléculas del soluto, por lo que agregarle si quiera una más provocaría que esta no se disolviera. A la capacidad máxima que tiene un compuesto para formar una solución con otro se le llama solubilidad y se mide en g de soluto/100 mL de solvente. Por ejemplo, la solubilidad del NaCl en agua es de más o menos unos 37 g NaCl/100 mL de agua. Si leemos bien este valor, entendemos que en


100 mL de agua podemos disolver como máximo 37 g de NaCl . Esto quiere decir que podemos disolver 30 g o 25 g de NaCl en 100 mL de agua sin problemas, pero nunca disolveremos 38 g.

Como podrás haberte dado cuenta, si te preparas un té o un café, al enfriarse el agua, el azúcar queda depositada en el fondo, hecho que no ocurre cuando está caliente. Esto nos muestra claramente que la solubilidad cambia, de acuerdo a la temperatura. También la presión cambia la solubilidad, pero sólo con los solutos gaseosos. Veamos cómo afecta cada una de estas variables: - Temperatura: Para la gran mayoría los solutos líquidos y sólidos, un aumento de la temperatura permite que más moléculas puedan solubilizarse. De esta forma, un solvente a mayor temperatura permite más cantidad de soluto que cuando estaba más frío. Un ejemplo muy extremo es el del biarsenato de sodio (Na 2HAsO4), cuya solubilidad en agua a 20ºC es aproximadamente de 28 g/100 mL de agua y a 40ºC es de casi 48 g/100 mL de agua. Otros compuestos, como el NaCl varían muy poco, cambiando en menos de 5 g/100 mL entre los 0ºC y los 100ºC. En el caso de l os gases la temperatura ejerce un efecto inverso , ya que cuando aumentamos la energía cinética de las moléculas del gas, estos tenderán a escapar del solvente, provocando una disminución de la solubilidad. - Presión: Este factor afecta solamente a los solutos gaseosos. Si pensamos que aumentando la presión, de alguna forma “tranquilizamos” al gas, entonces salta a la vista que esto provocará un efecto positivo en la solubilidad. De hecho así ocurre, y se tiene que un aumento de la presión implica mayor solubilidad y una disminución de la presión disminuye la solubilidad. Un claro ejemplo de este fenómeno es una bebida gaseosa que dejamos destapada, la cual pierde el gas contenido producto de una menor presión sobre ella.

Clasificación de las soluciones Para especializar nuestro estudio de las soluciones, necesitamos clasificarlas y para ello usaremos dos criterios: el estado físico y la relación con la solubilidad. Recuerda siempre que el estado físico de una solución lo define el solvente y, por lo tanto encontraremos 3 tipos de soluciones según este criterio: - Soluciones sólidas: Un ejemplo de estas son las aleaciones metálicas como el acero (hierro y carbono), bronce (cobre y estaño) o latón (cobre y zinc). - Soluciones líquidas: El té o la salmuera son ejemplos de soluciones acuosas. También podemos incluir en esta clasificación al petróleo, una solución líquida no acuosa. - Soluciones gaseosas: Sin duda su exponente más notable es el aire, mezcla compuesta principalmente de Nitrógeno y Oxígeno. De acuerdo a la relación con la solubilidad, tenemos también 3 tipos de soluciones: - Soluciones insaturadas: Son aquellas en las que la cantidad de soluto es menor que lo permitido por la solubilidad. Por lo tanto, al agregar más soluto la solución permite que éste se disuelva. - Soluciones saturadas: Son las que tienen tanta cantidad de soluto como lo permite la solubilidad. En este caso, cualquier adición de soluto implicaría que este no se disuelva e incluso esta alteración podría provocar que partes del soluto dejen de estar disueltas. - Soluciones sobresaturadas: Son aquellas donde el soluto sobrepasó el máximo permitido por la solubilidad. Algunas soluciones pueden verse uniformes a pesar de esto pero cualquier alteración mecánica o química podría provocar la formación de agregados de soluto sin disolver, un proceso llamado precipitación. Corresponde a una mezcla heterogénea en algunos casos.


Técnicas de separación de mezclas Para separar los distintos componentes de una mezcla se han desarrollado diversas técnicas dependiendo de la naturaleza y el estado físicos de sus componentes. A continuación las describiremos: a) Tamizado: Se utiliza en la separación de 2 o más sólidos de tamaños diferentes mediante el uso de un tamiz o “colador” que retiene las moléculas más grandes al tiempo que deja pasar las más pequeñas. b) Filtración: Se utiliza al momento de separar un sólido de un líquido. Requiere del uso de un membrana permeable al líquido y no al sólido, generalmente un papel filtro. c) Separación Líquido Liquido: Se utiliza para separar dos líquidos inmiscibles. Requiere del uso de un instrumento de laboratorio conocido como embudo de separación. d) Destilación: Se utiliza para separar dos líquidos con puntos de fusión diferentes. Esta técnica eleva la temperatura de la mezcla, hasta que uno de los componentes se evapora. El vapor pasa a un tubo refrigerado, donde disminuye gradualmente su temperatura hasta que se condensa. Finalmente, el líquido recién evaporado y separado del otro es depositado en un recipiente para su almacenaje. e) Cromatografía: Esta técnica separa los componentes de una mezcla según las velocidades con las que se arrastran o mueven en un medio. Al medio se llama fase estacionaria, mientras que la que se mueve se denomina fase móvil. El concepto de la cromatografía es similar a cuando se derrama agua (fase móvil) en una servilleta (fase estacionaria) y el agua tiende a ocupar toda el área de esta. Cuando hay varios componentes en la fase móvil, la afinidad por la fase estacionaria determina una mayor o menor velocidad de desplazamiento, lo que permite finalmente identificar los distintos componentes de la misma.


Capítulo 2: Estequiometría de las soluciones Teniendo el conocimiento básico de las soluciones debemos ahora introducirnos a su estudio matemático. En este capítulo veremos lo que es la concentración de una solución y cómo podemos modificarla.

Densidad (ρ) Dentro del cálculo de las concentraciones de una solución nos encontraremos recurrentemente con el concepto de densidad. Muchas veces se cometen errores por no utilizar correctamente esta magnitud de una solución, errores que se arrastran por una confusión entre los términos soluto, solvente y solución. A continuación te recordamos como se calcula la densidad (ρ):

Como puedes apreciar, tanto la masa y el volumen que se utilizan son de la solución, por lo que si tienes que utilizar la densidad en algún cálculo, te recomendamos que anotes que masa corresponde a soluto, cual a solvente y cual a solución. Ejercicio propuesto 2.1.- Calcula la masa de solución presente en 30 mL de una solución de densidad 1,5 g/mL.

Unidades de concentración físicas Al momento de medir la concentración, las unidades de concentración físicas no consideran el concepto del mol y solo utilizan las unidades de masa y volumen y expresan sus resultados en porcentajes. En cualquiera de sus tres variantes, las unidades de concentración físicas se calculan así:

donde unidades de soluto o solución pueden ser masa o volumen, según como se quiera. La lectura debe ser de la siguiente manera: si la solución es al 3% significa que por cada 100 unidades (masa o volumen) de la solución hay 3 unidades (masa o volumen) del soluto. Dependiendo de las combinaciones entre masa y volumen que utilicemos para el soluto y la solución, encontramos tres unidades diferentes: Porcentaje peso/peso o masa/masa (%p/p ó %m/m): En este caso las unidades tanto del soluto y de la solución corresponden a sus masas respectivas . Cuando trabajes con esta unidad recuerda que, dado que una solución se compone de soluto y solvente, entonces l a suma de las masas de ellos corresponde a la masa de la solución . Ejercicio propuesto 2.2.- Calcula el %p/p de una solución que contiene 5 gramos de sal y 45 g de agua.


Porcentaje peso/volumen o masa/volumen (%p/v ó %m/v): En este caso las unidades del soluto son en masa mientras que la solución se encuentra en volumen. No olvides que, por un asunto de reordenamiento de los átomos en una mezcla, los volúmenes no son aditivos. En algunos casos esto último se ignora por efectos prácticos, pero conceptualmente está equivocado. Ejercicio propuesto 2.3.- Calcula el %p/v de una solución que se preparó utilizando 18 gramos de glucosa y luego agua hasta llenar un volumen de 75 mL.

Porcentaje volumen/volumen (%v/v): En este caso ambas unidades (de soluto y solvente) corresponden a sus volúmenes . Esta unidad también es conocida como “grado” y es muy utilizada en la industria del alcohol, ya que a cada producto se le indica su grado alcohólico, dato que indica finalmente el porcentaje del volumen total que corresponde a alcohol etílico. Ejercicio propuesto 2.4.- Calcula el %v/v de una solución que contiene 630 mL de alcohol etílico en un volumen total de 700 mL.

Aparte de estos tres porcentajes, existen una cuarta unidad que llamamos partes por millón (ppm) y que es muy similar al porcentaje peso/peso. Esta unidad es muy utilizada cuando las cantidades de soluto son muy pequeñas y el uso de los porcentajes no sería práctico, como cuando queremos calcular concentraciones de algunos gases en el aire. Se calcula de la siguiente de manera:

La lectura de esta unidad es así: si un soluto tiene una concentración de 120 ppm quiere decir que en un millón de gramos de solución hay 120 gramos del soluto . Ejercicio propuesto 2.5.- Calcula la masa de CO 2 en la atmósfera, si consideras una concentración 21 de 200 ppm y una masa aproximada de la atmósfera de unos 5 · 10 gramos.

Unidades de concentración químicas Estas unidades se diferencian de las anteriores porque utilizan el mol para cuantificar la cantidad del soluto. Dentro de estas encontramos e 3 tipos diferentes:


Molaridad (M): Sin duda esta es una de las unidades más importantes y la que utilizaremos más frecuentemente en química. Esta unidad basa su cálculo en la cantidad en moles de soluto que se encuentra en 1 litro de solución . De acuerdo a esto, la molaridad se calcula como sigue:

Las unidades en las que medimos la molaridad son los mol/L o bien los M (molar). Es común utilizar corchetes envolviendo a un compuesto para simbolizar que estamos hablando de su concentración molar, por ejemplo [X] quiere decir “la concentración molar de X”. La lectura de esta unidad es como sigue: si una solución se tiene una concentración de 1,3 M (1,3 mol/L), por ejemplo, entonces nosotros extraemos que por cada litro de solución hay 1,3 mol de soluto . Ejercicio propuesto 2.6.- Calcula la molaridad de una solución de 5 litros preparada con 4 moles de

HNO3 y rellenando con agua.

Molalidad (m): Esta unidad es menos utilizada pero será necesaria para el capítulo siguiente. Su cálculo se basa en la cantidad de moles de soluto que hay en un kilógramo de solvente. De acuerdo a lo anterior, la molalidad se calcula como sigue:

En este caso, las unidades son mol/Kg o molal (m). Nuevamente, la correcta lectura de esta unidad nos permitirá utilizarla casi sin complicaciones. En este caso, si tenemos una solución de concentración 0,8 molal (0,8 mol/Kg) nosotros extraemos correctamente que en ella hay 0,8 moles de soluto por cada kilogramo de solvente. Ejercicio propuesto 2.7.- Calcula la molalidad de una solución preparada con 0,5 moles de azúcar y 200 gramos de agua.

Fracción molar (X): Esta unidad es comúnmente utilizada cuando calculamos la concentración de una mezcla gaseosa. Su cálculo se basa en la cantidad de moles de algunos de los componentes de la solución que hay en el total de moles de la solución . De acuerdo a lo anterior, la fracción molar se calcula como sigue:


Este es un caso especial, ya que la fracción molar no tiene unidades (¿por qué?). Es importante destacar ciertos aspectos de la fracción molar que no pueden obviarse. En primer lugar, debemos considerar que la fracción molar de cualquier componente de la solución es menor o igual a 1 (¿por qué?). Además se tiene que l a suma de todas las fracciones molares de los componentes de una solución es igual a 1 (¿por qué?). Ambos postulados se expresan a continuación:

Ejercicio propuesto 2.8.- Calcula la fracción molar de soluto y del solvente de una solución gaseosa preparada con 8 moles de soluto y 12 moles de solvente.

Dilución y mezcla de soluciones Es posible cambiar la concentración de una solución agregando o quitando algunos de sus componentes. Por ejemplo, si deseo reducir la concentración de una solución, lo más práctico es agregar solvente, de esta forma una misma cantidad de moléculas del soluto se encuentra disuelta en mayor cantidad de solvente y por ende la concentración baja. Un ejemplo muy común de esto último es cuando preparamos jugo en polvo, ya que si este está muy dulce se le puede agregar agua para disolverlo. Al proceso de bajar la concentración de una solución agregando solvente lo llamamos dilución y es muy común analizarlo desde la molaridad de la solución. Como en un proceso de dilución, la cantidad de moles del soluto es constante (¿por qué?), el tratamiento matemático es como sigue:

Dado que M = n /V, entonces n = M × V, por lo que:

A pesar de que sabemos que la unidad de volumen que debemos utilizar en esta ecuación son los litros, esta ecuación permite el uso de cualquier unidad de volumen, siempre y cuando se utilice la misma unidad a la izquierda y a la derecha. Ejercicio propuesto 2.9.- Calcula la concentración final de una solución de HCl 0,5 M, la cual aumentó su volumen desde 3 litros a 15 litros.


Otra práctica común es la mezcla de soluciones. Esto en muchos casos también produce un cambio en la concentración. Para calcular la concentración molar final de una mezcla de soluciones, partimos de la base que el total de moles de soluto es la suma del número de moles que aporta cada solución. Realizamos el siguiente cálculo matemático, considerando volúmenes aditivos: Dado que M = n /V, entonces n = M × V, por lo que:

Ejercicio propuesto 2.10.- Calcula la concentración final de una mezcla de dos soluciones de alcohol etílico: 1) volumen de 4 L y concentración 0,3 M y, 2) volumen de 1 L y concentración 2 M.


Capítulo 3: Propiedades coligativas de las soluciones Ya entendido el tratamiento matemático de las soluciones, terminaremos esta unidad adentrándonos un poco en un tipo de propiedades especiales que éstas poseen y que las hacen útiles para la vida cotidiana.

¿Qué son las propiedades coligativas de las soluciones? Las propiedades coligativas de las soluciones son características especiales que tiene una solución, las que dependen solamente de la cantidad de soluto que ésta posee. A pesar de que ocurren para cualquier tipo de soluto, solo nos concentraremos en el estudio de los solutos no electrolitos, ya que los solutos electrolitos generan ciertos problemas en el cálculo matemático.

Descenso crioscópico y aumento ebulloscópico La presencia de un soluto en un solvente implica cambios en las temperaturas de congelación y ebullición como sigue: - Para congelar la solución es necesario que todas las moléculas, tanto de soluto como de solvente detengan su movimiento aleatorio y se ordenen. Dado que la adición de un soluto de por sí desordena el sistema, ya que le agrega elementos diferentes, necesitamos que se libere una mayor cantidad de energía para ordenar todas esas moléculas, lo que significa que la temperatura de congelación sea menor. - En el otro caso, para ebullir la solución, necesitamos que una gran cantidad de moléculas pasen al estado gaseoso al mismo tiempo. Cuando hay un soluto en solución, esta presenta una mayor diversidad de moléculas, las que con su presencia impiden que las moléculas del solvente escapen del líquido para pasar al estado gaseoso. Para superar esto, las moléculas del solvente deben adquirir una mayor energía cinética y por lo tanto es necesario que se absorba mayor energía, lo que se traduce en una mayor temperatura de ebullición. Matemáticamente, el cambio que se produce en las temperaturas de congelación y ebullición se calculan de forma muy similar, como sigue:

Como podemos apreciar, ambas ecuaciones son muy similares. En ambos casos utilizamos la molalidad como la unidad de concentración que determina la magnitud del cambio en la temperatura. Además, en ambos casos necesitamos del valor de una constante, la que depende únicamente de cual es el solvente. Cabe destacar además que para obtener los valores finales de temperatura de congelación y ebullición, solamente necesitamos sumar o restar los valores obtenidos de la ecuación. Si trabajamos con un soluto electrolito, debemos considerar la disociación de las especies en la molalidad, ya que el cálculo se desarrolla tomando en cuenta las especies disueltas. Por ejemplo, si tenemos una solución de NaCl 0,1 molal, la molalidad que debemos utilizar es 0,2 molal (¿por qué?)


Trabajo con el profesor: Determina como calcular las temperaturas finales de congelación y ebullición, agregando un signo más (+) o menos ( — ) donde corresponda. Comprueba con tu profesor si tu trabajo está correcto (Utilizaremos el símbolo “ º ” para indicar una propiedad que corresponda al solvente puro.

Ejercicio propuesto 3.1.- Calcula las temperaturas finales de congelación y ebullición de una solución acuosa de azúcar, cuya molalidad es de 0,3 m. Los valores para las constantes del agua son: K c = 1,86 ºC · Kg/mol; K eb = 0,512 ºC · Kg/mol.

Disminución de la presión de vapor Todos los líquidos se evaporan a cualquier temperatura sobre su punto de fusión. Esto genera la existencia de una fase líquida y una fase gaseosa, ambas envueltas en un equilibrio dinámico. Cuanto mayor es la temperatura a la que se encuentra un líquido, mayor es la cantidad de la sustancia que pasa a la fase gaseosa, aumentando su tamaño. A la presión que ejerce la fase gaseosa de un líquido a cierta temperatura se le denomina presión de vapor., y es dependiente de la cantidad de moléculas de solvente en aquella fase gaseosa. Ahora bien, por la misma razón por la que el punto de ebullición aumenta, la presión de vapor del líquido disminuye. En ambos casos, la adición de moléculas de soluto impide que las moléculas del solvente escapen a la fase gaseosa , disminuyendo su número y con ello la presión que ejercen. Ahora bien, la presión de vapor disminuye de forma distinta si es que el soluto en cuestión es volátil o no volátil, es decir, si posee presión de vapor medible o no. Si el soluto no tiene presión de vapor medible, la ley de Raoult nos ayuda a calcular la presión de vapor final de la solución. Tomando en cuenta que A es el solvente y B es el soluto, el arreglo matematico queda de la siguiente forma:

Para efectos de la ley de Raoult, consideramos que la solución solo se compone de A y B. Al igual que como lo hicimos para el descenso crioscópico y el aumento ebulloscópico, el símbolo “ º ” corresponde a las propiedades del solvente puro. La ley de Raoult permite el uso de cualquier unidad de presión que se desee, gracias a que la fracción molar no tiene unidades.


Ejercicio propuesto 3.2.- Calcula la presión de vapor de una solución acuosa de etilenglicol a 40ºC, que contiene 20 moles de agua y 5 moles del soluto, si la presión de vapor del agua a esa temperatura es de 55 mmHg.

Presión osmótica El agua tiende a moverse a través de membranas semipermeables por efecto de diferencias en la concentración de cada sector de la membrana, en un proceso llamado osmosis. Este proceso busca igualar las concentraciones a través del movimiento de moléculas de agua (solvente), desde la zona de menor concentración (donde hay más solvente que soluto) hasta zonas de mayor concentración (donde hay más soluto que solvente), de modo tal que ambas concentraciones sean iguales. En ese contexto, se define la presión osmótica como la presión necesaria para detener la osmosis . Su expresión matemática es muy similar a la de los gases ideales:

donde M es molaridad, R es la constante universal de los gases, T es la temperatura absoluta y π es la presión osmótica. Ejercicio propuesto 3.3.- Calcula la presión osmótica de una solución acuosa de metanol, de concentración 0,1 M, que se encuentra a 27ºC. Recuerda que el valor de R se encuentra en la unidad 5.


Ejercicios Unidad 6 1. Se realiza una disolución de hexano en benceno. Si se agregan a temperatura constante 2 litros de benceno a un recipiente con 12 litros de hexano, podemos afirmar que: I. El soluto es hexano. II. El solvente es benceno. III. El solvente es hexano. A) B) C) D) E)


2. Se realiza una mezcla de un sólido A con un líquido B en determinadas cantidades y condiciones. Terminada la preparación no se aprecian fases, pero luego de frotar las paredes del recipiente con una bagueta de vidrio, se observa un precipitado en el fondo. La mezcla de A y B corresponde a: A) B) C) D) E)

Una solución sobresaturada Una solución saturada Un coloide Una mezcla homogénea Un nuevo compuesto químico

3.

Si la sal común, cloruro de sodio (NaCl), se agrega al agua, ésta se

A) B) C) D) E)

disuelve y se disocia disocia en iones sin disolverse disuelve sin disociarse descompone en sus elementos cristaliza

4. Un estudiante se prepara una taza de café. Al agregar 2 cucharadas de azúcar considera que aun está amargo, por lo que agrega 3 cucharadas más, dejando un remanente de azúcar al fondo de la taza aunque revuelve por largo tiempo. Al respecto es posible afirmar que: A) B) C) D) E)

La solución de agua con café y azúcar está sobresaturada La solución de agua con café y azúcar no está saturada El azúcar no es soluble en agua Sobresaturó la solución preparada Ninguna de las anteriores


5.

Una solución química concentrada puede ser I. saturada II. insaturada III. diluida

A) B) C) D) E)


6. El que una solución de ácido sulfúrico (H 2SO4, MM = 98 g/mol) en agua presente una densidad de 1,2 g/mL nos indica que: I. Por cada 1 mL de solución, hay 1,2 gramos de solución. II. tiene una concentración de 16,3 % en masa. III. Hay 980 gramos de agua en la disolución. A) B) C) D) E)

solo I solo II solo III I, II y III Ninguna de las anteriores

7.

Con relación a los factores que influyen en la solubilidad, en general es correcto afirmar que al

A) B) C) D) E)

aumentar la temperatura, aumenta la solubilidad de un gas en un líquido aumentar la presión, aumenta la solubilidad de un sólido en un líquido aumentar la temperatura, disminuye la solubilidad de un sólido en un líquido disminuir la presión disminuye la solubilidad de un gas en un líquido disminuir la temperatura y aumentar la presión, aumenta la solubilidad de un gas en un líquido


8.

En el gráfico se muestran las solubilidades de los sólidos A y B en función de la temperatura

De acuerdo al gráfico se puede afirmar que A) B) C) D) E)

a 20ºC en 200 mL de agua se pueden disolver 20 g de B en el rango de 20ºC a 50ºC es más soluble el sólido B que el sólido A a 50ºC, 200 mL de agua se saturan con 20 gramos del sólido A si se enfrían 100 mL de agua saturada de A desde los 50ºC a los 20ºC precipitarán 10 g de A si se enfrían 100 mL de agua saturada de B desde los 50ºC a los 20ºC precipitarán 25 g de B

9. En un matraz hay una solución acuosa que contiene alcohol etílico y cloruro de sodio ¿Cuál de los siguientes procesos permite recuperar la mayor cantidad de alcohol etílico? A) B) C) D) E)

Filtración Decantación Destilación Tamizado Cristalización

10.

La siguiente imagen esquematiza tres disoluciones acuosas del mismo soluto:

Al respecto es correcto afirmar que A) B) C) D) E)

La disolución 1 es la más concentrada La disolución 3 es la menos concentrada Las disoluciones 1 y 2 tiene la misma concentración La disolución 1 es más concentrada que la disolución 3 La concentración de la disolución 3 es mayor que la concentración de la disolución 2


11. A una disolución de sal en agua en agua se le agrega gradualmente sal y luego agua. El gráfico que representa lo que ocurre durante este proceso es

12.

Una solución acuosa de ácido clorhídrico al 0,7% m/v contiene:

A) B) C) D) E)

0,7 gramos de ácido en 1000 ml de solución. 0,7 gramos de ácido en 1000 ml de agua. 0,7 moles de ácido en 100 ml de solución. 0,7 moles de ácido en 100 ml de agua. 0,7 gramos de ácido en 100 ml de solución.

13.

¿Cuántos gramos de HCN tienen 0,25 L de una disolución al 6,0 % m/v?

A) B) C) D) E)

15 g 0,15 g 1,5 g 3,0 g 30 g

14.

¿Cuál es la densidad de una disolución acuosa de sacarosa al 8% m/m y al 8,24% m/v?

A) B) C) D) E)

0,97 g/mL 1,03 g/mL 1,00 g/mL 0,93 g/mL 1,93 g/mL

15.

100g de una disolución acuosa de hidróxido de sodio al 4,0% m/m contiene:

A) B) C) D) E)

40 gramos del compuesto 4,0 gramos del compuesto por cada 100 gramos de solvente 96 gramos de solvente 0,1 mol de NaOH 1 mol de NaOH


Para responder las siguientes tres preguntas utiliza el siguiente enunciado: “Una muestra de 0,83 g de MgCl2 se disuelve en 350 g de agua. La densidad de la disolución resultante es de 1,09 g/mL”

16.

¿Cuál es su concentración en % m/m?

A) B) C) D) E)

0,83 0,24 0,35 0,0024 0,0083

17.

¿Cuál es su concentración en % m/v?

A) B) C) D) E)

0,24 0,26 0,0026 0,0024 0,0083

18.

Respecto de la disolución podemos afirmar que: I. Corresponde a una disolución líquida II. El volumen de solución es de 321,9 mL III. El volumen de solución es de 350 mL

A) B) C) D) E)


19. que

En el agua potable la concentración máxima permitida de iones nitrato es 45 ppm, esto significa

A) B) C) D) E)

por cada litro de agua el máximo es 45 g como máximo pueden haber 45 moléculas por mol de solución no puede haber más de 45 mg por litro de agua potable el límite es 45 gramos en 100 g de agua no puede haber más de 45 g por un millón de litros de agua

20. La concentración de monóxido de carbono (CO) en la atmósfera es de aproximadamente 0,1 ppm. Respeto a esta información, es correcto afirmar que: I. En un litro de aire a presión atmosférica habrán 0,1 μg de CO II. En un gramo de aire habrán 0,1 μg de CO III. La concentración en %m/m es de 1∙10 –5 A) B) C) D) E)

solo I II y III I y II I y III I, II y III


21. Después de una clase, un alumno llega a su casa y disuelve 68,4 gramos de sacarosa (MM = 342 g/mol) en 150 mL de agua, y luego rellena el recipiente con agua destilada hasta completar 1 L . La concentración de la disolución preparada por el estudiante es: A) B) C) D) E)

20% m/m 45,6% m/m 0,2 M 1,34 M 6,48 M

22. Se tiene una disolución de ácido sulfhídrico (H 2S, MM = 34 g/mol) con una concentración de 0,1 M. Despreciando la posibilidad de disociación del ácido, podemos afirmar que: I. En 100 mL de disolución se encontrarían 0,01 mol del ácido II. Para preparar un litro de disolución se agregaron 3,4 gramos del soluto III. Si se agregan a 50 mL de solución 50 mL de agua la concentración será de 0,2 M A) B) C) D) E)


23.

¿Cuál de las siguientes soluciones acuosas de NaCl presenta la mayor concentración? Cantidad de NaCl (mol)

Volumen de solución (mL)

A)

0,1

500

B)

0,2

400

C)

0,3

100

D)

0,4

300

E)

0,5

200

24. Se tiene una disolución de H 2SO4 (MM = 98 g/mol) al 0,1 M y con una densidad de 1,2 g/mL. Al respecto es correcto afirmar que: I. Su concentración es 0,82% m/m II. Su concentración es 0,98% m/v III. Su concentración es 0,1 molal A) B) C) D) E)

solo I solo II solo III I y II I, II y III


25. Un estudiante mezcla 20 mL de solución de HCl 0,1 M con 30 mL de HCl 1 M. ¿Cuál es la molaridad de la solución resultante? A) B) C) D) E)

0,64 M 0,82 M 0,72 M 1,28 M 0,48 M

26.

Se dispone de una disolución al 20 M se desea una disolución al 0,5 M. Para ello se puede: I. Agregar 2,5 mL de la disolución concentrada y completar los 100 mL de disolución II. Agregar 5 mL de la disolución concentrada y completar 200 mL de disolución III. Agregar 2,5 mL de la disolución concentrada y 150 mL de disolución al 0,1 M

A) B) C) D) E)

solo I solo II I y III I y II I, II y III

27. Si a un litro de agua destilada se le agregan tres cucharadas de sacarosa, es posible afirmar que: I. Para una misma temperatura, la presión de vapor será mayor II. El punto de ebullición será menor III. El punto de congelación será menor A) B) C) D) E)


28.

Respecto de las propiedades coligativas de las disoluciones, es correcto afirmar que: I. Todas dependen del solvente en cuestión II. No dependen de cual es el soluto III. Dependen de la concentración de soluto

A) B) C) D) E)

solo I solo II II y III I y III I, II y III


29. Dos recipientes iguales contienen 1 Kg de H 2O pura a la misma temperatura y presión. A uno de ellos se le añade 1 mol de glucosa y al otro 2 mol de etanol. De las dos soluciones, la de etanol presentará: A) B) C) D) E)

Menor punto de ebullición Mayor punto de congelación Mayor presión de vapor Menor presión osmótica Mayor cantidad de partículas repartidas en la solución

30.

Cuando nos preparamos un té, la solución presenta, a diferencia del agua pura, I. un mayor punto de congelación II. un mayor punto de ebullición III. un menor punto de fusión IV. una menor presión de vapor

Lo correcto es A) B) C) D) E)

I y II I y IV III y IV II y III II, III y IV


Unidad 7: Química orgánica Capítulo 1: Introducción a la química orgánica Una de las ramas más grandes de la química es la química orgánica. Esta se puede estudiar bajo muchas aristas diferentes e incorpora cada una gran cantidad de información. En este capítulo trabajaremos con los conceptos básicos para ahondar en temas específicos en capítulos posteriores.

El carbono Para comenzar el estudio de la química orgánica es indispensable comenzar por el arquitecto de todos los compuestos denominados orgánicos: el carbono. Este elemento es tan fundamental que, en ocasiones, la química organica también es denominada química del carbono. El carbono es un elemento del periodo 2 y del grupo IV —A de la tabla periódica. El grupo al cual pertenece es bastante central y esto le permite al carbono unirse a diversos elementos, tanto de grupos superiores como inferiores, entregándole una versatilidad gigante al momento de formar compuestos. Las formas alotrópicas del carbono, es decir, las formas en que encontramos al carbono en la naturaleza son principalmente dos: el grafito y el diamante. Estas dos formas se diferencian únicamente en la disposición y ordenamiento de los átomos de carbono. En el grafito los átomos se encuentran dispuestos en forma hexagonal plana (hibridación sp2), que se unen unas con otras en forma paralela. Esta estructura es poco resistente a la tracción, lo que hace que el grafito sea fácil de romper. El diamante, por su parte, tiene una estructura tetraédrica repetida (hibridación sp3), es decir, que cada tetraedro (que está formado por 4 átomos) se une con otro en una red cristalina que le da el aspecto característico a esta preciada gema. Volviendo a la química orgánica, las propiedades químicas que hacen que el carbono pueda formar una gran variedad de compuestos son las siguientes: - Tiene la capacidad para formar enlaces C—C, lo que le permite dar lugar a cadenas o estructuras cíclicas. - Es tetravalente, es decir, que siempre forma cuatro enlaces. - Es capaz de formar enlaces múltiples con otros átomos de carbono . Dentro de un compuesto orgánico, el carbono se clasifica por tipos, dependiendo del número de átomos de carbono a los que se une . Con el siguiente ejemplo aprenderemos a reconocer cada uno:

- Carbono primario: Es aquel que se encuentra unido solo a un átomo de carbono. En la imagen, son todos los que tienen 3 hidrógenos. - Carbono secundario: Es aquel que se encuentra unido a otros dos átomos de carbono. En la imagen, son todos los que tienen 2 hidrógenos. - Carbono terciario: Es aquel que se encuentra unido a otros tres átomos de carbono. En la imagen, es aquel que tiene unido solo un hidrógeno. - Carbono cuaternario: Es aquel que se encuentra unido a 4 átomos de carbono. Dado que ya ocupo todos los enlaces posibles para el, en la imagen es el que no está unido a ningún hidrógeno. No te dejes llevar por la cantidad de átomos de hidrógeno para determinar el tipo de átomo de descargado carbono, ya quepara en pueden haber otrosde elementos ocupen su lugar. Este material fue uso exclusivo David que S, [email protected]. 98

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Ejercicio propuesto 1.1.- Clasifica todos los átomos de carbono de la siguiente molécula. Ayúdate utilizando números para identificar los diferentes átomos.

CH3 CH3

CH

CH3 CH2 C

CH3

CH3

Respecto a la formación de enlaces múltiples (una de las características importantes del carbono), y según lo estudiado en la Unidad 3, estos tienen directa relación con la hibridación que puede adquirir el átomo de carbono. Si retrocedemos un poco en nuestro estudio, recordaremos que los enlaces dobles y triples pueden formarse cuando, después de la hibridación de los orbitales, aún quedan orbitales p sin hibridar, los que podrán formar el enlace múltiple. En ese contexto, la hibridación se relaciona con los enlaces de la siguiente manera: Hibridación sp3: En este tipo de hibridación se utilizan los 3 orbitales p, de modo que no queda ninguno libre para formar enlaces múltiples. Esta hibridación la poseen todos los átomos de carbono que forman solo enlaces simples. Hibridación sp2: En este tipo de hibridación se utilizan solo 2 de los 3 orbitales p, de tal forma que queda uno sin hibridar que puede formar un único enlace adicional. Esta hibridación la poseen todos los átomos de carbono que han formado un único doble enlace. Hibridación sp: En este tipo de hibridación se utiliza solo un orbital p, dejando los otros dos libres para formar dos enlaces adicionales. Esta hibridación la poseen todos los átomos de carbono que hayan formado un enlace triple o bien dos enlaces dobles. Ejercicio propuesto 1.2.- Determina la hibridación de los átomos de carbono en la molécula. CH3 CH3

CH

C

CH

CH

CH

CH3

CH3

Clasificación de las cadenas/ compuestos de carbono Así como el carbono se clasifica, los compuestos que este forma también lo hacen. Existen diferentes clasificaciones según distintos criterios, por lo que un compuesto orgánico puede ser de más de un tipo al mismo tiempo. Una primera clasificación guarda relación con la geometría global de la molécula, teniendo tres tipos de cadenas: Abiertas (alifáticas): Son aquellas donde el primer y el último carbono no se encuentran unidos y forman una estructura similar a una línea. Estas pueden ser además lineales si tienen una única cadena recta o ramificadas si el esqueleto principal tiene unidas otras cadenas entre medio.

Cerradas (alicíclicas): Son aquellas donde el primer y el último carbono se encuentran unidos, formando una especie de figura geométrica:


CH2

CH2

CH2

CH2

También es posible encontrar cadenas mixtas, donde se combinen compuestos tanto de cadena cerrada como abierta. Otro criterio de clasificación se basa en la presencia de dobles o triples enlaces. En base a esto existen dos tipos de compuestos: Saturadas: Son aquellas cadenas que solo presentan enlaces simples. CH3 CH3

CH

CH3 CH2 C

CH3

CH3

Insaturadas: Son aquellas donde hay al menos un doble o triple enlace. CH3 CH2 C

CH CH2 C

CH

También, la presencia de un átomo diferente al carbono y al hidrógeno ( heteroátomo) determina 2 tipos diferentes de cadenas o compuestos diferentes: Hidrocarburos (compuestos "homogéneos"): Son aquellos compuestos que no presentan heteroátomo, es decir, sólo están constituidos por C e H.

Heterogéneas (o heterocíclicas): Son aquellas donde hay presente algún heteroátomo.

CH3

CH2 O

CH3

Ejercicio propuesto 1.3.- Clasifica el siguiente compuesto orgánico:


Capítulo 2: Hidrocarburos Dentro de la infinidad de compuestos orgánicos, los hidrocarburos son uno de los grupos más simples, ya que están formados solo por átomos de carbono e hidrógeno (compuestos homogéneos). Los hidrocarburos son el esqueleto básico a partir del cual se pueden formar nuevos compuestos orgánicos y por eso requieren mención especial. En este capítulo veremos cómo se clasifican, como se nombran y algunas de sus características.

Alcanos y cicloalcanos Estos hidrocarburos presentan solo enlaces simples (compuestos saturados) y su fórmula general es CnH2n+2 si son lineales y CnH2n si son cíclicos. Es común llamarlos parafinas (parus affinis, poca afinidad), producto de su baja reactividad química. Ejemplos de alcanos y cicloalcanos son: CH3 CH3

CH

CH3 CH2 C

CH3

CH3

CH2

CH2

CH2

CH2

Alquenos y cicloalquenos Estos hidrocarburos presentan un enlace doble (compuestos insaturados) y su fórmula general es CnH2n si son lineales y CnH2n-2 si son cíclicos. Es común llamarlos olefinas, por su capacidad para producir óleos. La presencia de un doble enlace les da una mayor posibilidad para reaccionar y formar otros compuestos. Ejemplos de alquenos y cicloalquenos son: CH2

CH2

Alquinos y cicloalquinos Estos hidrocarburos presentan un triple enlace (compuestos insaturados) y su fórmula general es CnH2n-2 si son lineales y CnH2n-4 si son cíclicos. Al igual que los alquenos, la presencia de un enlace múltiple les da una mayor versatilidad para formar compuestos. Ejemplos de alquinos y cicloalquinos son:

CH

C

CH3

Nomenclatura de hidrocarburos Para diferenciar los hidrocarburos necesitamos necesariamente aprender a nombrarlos. Para hacer esto utilizaremos un método que separa los nombres en 3 partes: Carbonos Nombre Prefijo: Es utilizado por algunos compuestos, como los cíclicos, y agregan 1 Met2 una palabra antes del nombre completo. En el caso de los hidrocarburos Et3 Propcíclicos el prefijo que se utiliza es “ciclo”. 4 ButMedio: Esta parte del nombre nos indica principalmente la cantidad de 5 Pentcarbonos que contiene la molécula. En el caso de hidrocarburos que sean 6 Hexramificados o que posean enlaces múltiples, esta parte del nombre también 7 Heptse encarga de indicar las cadenas que están unidas al esqueleto principal y 8 Oct9 la ubicación de los enlaces múltiples. Para indicar la cantidad de carbonos Non10 Decutilizamos unos nombres especiales que se resumen en la siguiente tabla:

11 UndecEste material fue descargado para uso exclusivo de David S, [email protected]. 101 12 Se prohibe su reproducci—n. Si quieres acceder gratuitamente a este contenidoDodecvisita www.psuparatodos.com

Sufijo: El sufijo depende del tipo de hidrocarburo y es ano, si es alcano, eno si es alqueno e ino si es alquino. Para ejemplificar lo anterior nombraremos el siguiente compuesto orgánico: a) Al ser un compuesto cíclico, su prefijo es ciclo. b) Si contamos la cantidad de carbonos (que se encuentran en los vértices) veremos que tiene 6 y por lo tanto usamos el nombre Hex. c) Al tener un doble enlace utilizamos el sufijo eno. Finalmente el nombre de este hidrocarburo es ciclohexeno. Ejercicio propuesto 2.1.- Nombre los siguientes hidrocarburos:

El benceno y los hidrocarburos aromáticos El benceno es un compuesto cíclico, insaturado y homogéneo muy particular, que da origen a una gran variedad de compuestos: los hidrocarburos aromáticos. La fórmula molecular del benceno es C6H6 y su estructura en forma de anillo, descubierta por el científico August Kekulé, es similar a esta:

Podemos apreciar inmediatamente que el benceno tiene dos estructuras resonantes. Para no tener discrepancias en la estructura, se utiliza una estructura que resume la existencia de ambas:

Ejemplos de hidrocarburos aromáticos son los siguientes:


Como puede apreciar, los hidrocarburos aromáticos están presentes en distintos compuestos importantísimos para nuestra vida cotidiana. De hecho, gran parte de los compuestos derivados del petróleo que utilizamos en el hogar son hidrocarburos aromáticos.

Radicales alquílicos Cuando un hidrocarburo pierde un hidrógeno se transforma en un radical alquílico. Estos radicales, al no tener todos los enlaces posibles formados son altamente reactivos. Para nombrarlos, simplemente utilizamos el sufijo “ilo", si hablamos del radical de forma aislada, o “il” si lo nombramos como parte del nombre de un compuesto orgánico. A continuación vemos algunos de los radicales más comunes:

Nomenclatura orgánica Ahora que ya hemos visto más variedad de compuestos orgánicos podemos comenzar a estudiar la forma en que estos se nombran cuando tienen ramificaciones. A continuación resumiremos las reglas que impuso la IUPAC para la nomenclatura de compuestos orgánicos: Determina la cadena más larga. Esta cadena debe contener no solo la mayor cantidad de átomos, 1. sino que también la mayor cantidad de funciones orgánicas (radicales, dobles enlaces y otros). Enumera los carbonos de la cadena principal, de modo que la función orgánica más importante 2. quede con la numeración menor. Si la función principal no se ve afectada por la dirección de la numeración, entonces se analiza que sucede con la siguiente y así sucesivamente. Nombra los radicales y las funciones secundarias en orden alfabético, colocando indicadores 3. numéricos de su posición delante de ellas. En el caso de que una función se repita (esto es válido también para los dobles y triples enlaces) entonces los indicadores numéricos se escriben juntos separados por comas y se utilizan los prefijos di—, tri—, tetra—, penta—, etc. para indicar las veces que la función se repite en el compuesto.


Nombra la cadena principal, indicando la cantidad de átomos (por el nombre que corresponde) y 4. utilizando el prefijo y/o sufijo que corresponda. 5. Si se tienen dos cadena con la misma longitud, prevalece la cadena que posea mas radicales alquilo.

Para entender bien como seguir estos pasos, nombremos la siguiente molécula (se han agregado letras en la molécula con el fin de guiarnos y entender mejor el procedimiento):

1. La cadena más larga en este caso, es la que va desde A a B, o bien desde E a B, que es lo mismo. Digno de mencionar es que, a pesar de que la cadena que va desde D a B tienen la misma longitud, esta incorpora menor número de ramificaciones, por lo que no puede ser nuestra cadena principal.

2. La numeración de esta cadena debe realizarse de izquierda a derecha, de forma que las ramificaciones queden con la numeración más pequeña posible: 3. Como podemos ver en la imagen, encontramos 5 radicales alquílicos unidos a la cadena, de los cuales 3 son metilos (en las posiciones 2, 3 y 6) y dos son etilos (en las posiciones 4 y 5). Procedemos a nombrar las ramificaciones por orden alfabético, cuidando de agregar los prefijos correspondientes para los radicales repetidos (los prefijos no se consideran en el ordenamiento alfabético, sólo los radicales): 4,5 —dietil 2,3,6 —trimetil

4. La cadena principal es lineal, por lo que no necesitamos un prefijo. Posee 8 carbonos, por lo que utilizamos el nombre “Oct” y además vemos que solo presenta enlaces simples, por lo que el sufijo es “ano”. Finalmente, el nombre de la molécula es: —t r i m e t i l o c t a n o 4,5 —dietil 2,3,6

Ejercicio propuesto 2.2.- Determine el nombre de las siguientes moléculas orgánicas:


La nomenclatura de compuestos aromáticos es más simple. Siempre se tiene que el anillo de benceno es la cadena principal, por lo que simplemente se deben nombran los sustituyentes en orden alfabético indicando su posición. En el caso de que existan dos sustituyentes en el anillo, se pueden utilizar letras en vez de números para la ubicación, resumiendo las posiciones 1 y 2 como orto (o—), 1 y 3 como meta (m—) y 1 y 4 como para (p—), como se ilustra en el siguiente ejemplo:

1,2—dimetil benceno




Capítulo 3: Grupos funcionales La existencia de ciertos átomos o ciertas combinaciones de átomos dentro de un compuesto orgánico determinan un comportamiento químico particular. Estos átomos o combinaciones de átomos son llamados grupos funcionales. Cada uno de estos grupos tiene una forma especial de nomenclatura y un nivel de importancia frente al resto, lo que determinará finalmente el nombre que lleve un compuesto. En este capítulo veremos los grupos funcionales más comunes, en orden creciente de importancia, para conocer su nomenclatura y algunas de sus características. Para entender la nomenclatura recuerda lo que vimos al final del capítulo anterior.

Halogenuros de alquilo (R —X) Este grupo funcional se da cuando un átomo del grupo de los halógenos, como Fluor (F), Cloro (Cl), Bromo (Br) o Yodo (I), se agrega a una cadena de carbono. Su nomenclatura puede ser: 1. Como función principal: ______uro de ______ilo. 2. Como radical: Utilizando el nombre del elemento correspondiente. A continuación podemos ver algunos ejemplos para nombrar este grupo funcional: CH3

Br

Bromuro de Metilo (bromo-metano)

CH3

CH

CH3

Cl 2-cloro-propano (Cloruro de Isopropilo)

Ejercicio propuesto 3.1.- Nombra el siguiente halogenuro de alquilo:

Éteres (R—O—R’) Este grupo funcional se da cuando un único átomo de oxígeno se encuentra en el medio de dos cadenas. Se nombra de la siguiente manera: 1. Como función principal: éter ______ílico o bien ______il ______il éter. 2. Como radical: El nombre de este grupo es _____oxi, donde la cadena que completa el nombre es la cadena más corta. A continuación podemos ver algunos ejemplos de la nomenclatura de éteres: CH3 CH3

O

CH3

CH3

C

O

CH3

CH3

Éter metílico Dimetil-éter

2-metil-2-metoxi-propano tercbutil-metil-éter


Ejercicio propuesto 3.2.- Nombra el siguiente éter:

CH3 CH O

CH2 CH2 CH2 CH3

CH3

Aminas (R—NH2) Este grupo funcional es el primero que supera en prioridad a los dobles y triples enlaces y se da cuando una molécula de amoniaco reemplaza uno o más de sus hidrógenos para recibir cadenas carbonadas. Se nombran de la siguiente manera: 1. Como función principal: ______amina 2. Como radical: El nombre de este grupo es amino. A continuación presentamos algunos ejemplos de nomenclatura de aminas:

Como se puede apreciar en los ejemplos, el amoniaco puede tener sustituidos uno, dos o sus tres hidrógenos. En base a eso clasificamos las aminas en: Primarias: Cuando se reemplaza solo 1 Hidrógeno, como el caso de la fenilamina. Secundarias: Cuando se reemplazan 2 Hidrógenos, como el caso de la etil metil amina. Terciarias: Cuando se reemplazan los 3 Hidrógenos, como el caso de la trimetil amina. Ejercicio propuesto 3.3.- Nombra la siguiente amina y clasifícala en primaria, secundaria o terciaria:

CH2 CH3 CH3 CH CH2 CH CH2 CH2 CH NH2

CH3

CH3

Alcoholes (R—OH) Este grupo funcional es producto de la unión de un grupo hidroxilo (OH) a un átomo de carbono de una cadena. Se nombran como sigue: 1. Como función principal: alcohol ______ílico o ______ol 2. Como radical: El nombre de este grupo es hidroxi.


Algunos ejemplos a continuación:

Los alcoholes se clasifican igual que las aminas, pero el criterio es ligeramente distinto: Primarios: Cuando el hidroxilo se une a un carbono primario, como el caso del metanol o de cada uno de los hidroxilos unidos a los carbonos extremos del glicerol. Secundarios: Cuando el hidroxilo se une a un carbono secundario, como en el caso del fenol o del hidroxilo unido al carbono central del glicerol. Terciarios: Cuando el hidroxilo se une a un carbono terciario, como el caso del alcohol tercbutílico. Ejercicio propuesto 3.4- Nombra el siguiente alcohol y clasifícalo en primario, secundario o terciario:

Cetonas (R—CO—R’) Este grupo funcional se hace presente cuando un grupo carbonilo (C=O) se introduce entre dos cadenas de carbono. Su nomenclatura es: 1. Como función principal: ______il ______il cetona ó ______ona 2. Como radical: El nombre de este grupo es oxo. A continuación podemos ver ejemplos de nomenclatura de cetonas: O

O CH3

C

CH3

CH3

dimetilcetona (2-propanona)

C

CH2 CH2 CH3

metil-propil-cetona (2-pentanona)

CH3

O

Cl

C

CH2 CH CH3

4-cloro-2-pentanona

Ejercicio propuesto 3.5- Nombra la siguiente cetona:

O CH3

C

CH3 CH2 CH CH3


Aldehídos (R—CHO) Este grupo funcional es muy similar a las cetonas, salvo que el grupo carbonilo se encuentra en el extremo de la cadena. Se nombran de la siguiente manera: Como función principal: ______al ó ______aldehído Como radical: El nombre de este grupo es formil Ejemplos de nomenclatura de aldehídos a continuación:

H

HO OH

CH3

O C

CH3 CH CH2 CHO

H

metanal

3-metil-butanal

CH3 CH CH CHO

2,3-dihidroxi-butanal

Ejercicio propuesto 3.6.- Nombra el siguiente aldehído: CH3 CH2 CH3 CH3 CH CH CHO

Amidas (R—CO—NH2) Este grupo funcional se origina de la unión de un grupo carbonilo con una amina. Se presenta en todas las proteínas, ya que es el resultado de la reacción entre una amina y un ácido carboxílico (o un aminoácido). Se nombran de la siguiente manera: Como función principal: _____amida. Como radical: El nombre de este grupo es carbamoil. A continuación vemos unos ejemplos de nomenclatura de amidas: O H

O

O

C NH2

CH3

metanamida

CH2

C NH2

propanamida

CH3

CH2

CH3

C N

CH2CH3

N,N-dimetil-propanamida

Ejercicio propuesto 3.7.- Nombra la siguiente amida:

O CH3

CH2

CH2CH2CH3

C N

CH2CH3

CH3


Ésteres (R1—COO—R2) Este grupo funcional se forma por la reacción entre un alcohol y un ácido carboxílico (que veremos más adelante). En este caso, un grupo carbonilo al principio de una cadena se une a un Oxígeno que comienza otra cadena. Se nombran de la siguiente manera: Como función principal: ______oato (R1) de _____oilo (R2). Como radical: El nombre de este grupo es ______oxicarbonil (R2). A continuación vemos unos ejemplos de nomenclatura de ésteres: CH3CH2CH2

C

O

O

O O

CH3

butanoato de metilo

CH3CH2

C

O

CH2CH2CH3

CH3

propanoato de propilo

C

O

CH2CH2CH3

etanoato de propilo

Debes recordar tener especial cuidado en que el sufijo “ato” lo use la cadena unida al carbono, mientras que el sufijo “ilo” lo use la cadena unida al oxígeno. Ejercicio propuesto 3.8.- Nombra el siguiente éster:

O CH3CH2

C

O

CH2CH3

Ácidos carboxílicos (R—COOH) Este grupo funcional es el que posee mayor prioridad. Se compone de un grupo carbonilo y un grupo hidroxilo en el mismo carbono, lo que implica que esta función orgánica es terminal, es decir, se encuentra en los extremos de la cadena (¿por qué?). Se nombran de la siguiente manera: Como función principal: ácido ______oico. Como radical: El nombre de este grupo es carboxi. A continuación algunos ejemplos: O CH3

C

O

H

ácido etanoico

CH3CH2CH2 COOH

ácido butanoico

HOOC

COOH

ácido etanodioico

Ejercicio propuesto 3.9.- Nombra el siguiente ácido carboxílico:

CH3 CH3

CH

CH3 CH CH CH2 COOH CH3


Capítulo 4: Isomería Estructural NOTA: Este capítulo fue suprimido y reemplazado por el anexo n°2 del presente tomo.


Capítulo 5: Estereoisomería En el capítulo anterior comentamos la existencia de isómeros, es decir, de compuestos que contienen la misma cantidad de átomos pero cuya distribución es diferente. En cuanto a esto, clasificamos la isomería en dos tipos: estructural y geométrica. Esta última, que guarda relación con la distribución espacial de los átomos, quedo pendiente y en este capítulo la describiremos.

¿Qué es la isomería geométrica? También se le llama estereoisomería y los compuestos que la poseen se denominan estereoisómeros. Este tipo de isomería se da cuando dos compuestos poseen exactamente los mismos átomos, la misma función orgánica y ésta se encuentra en la misma posición, pero la ubicación de estos átomos en el espacio es diferente, provocando propiedades físicas y químicas distintas entre los isómeros. Aunque existe una gran variedad de formas de isomería geométrica, en este capítulo solo comentaremos las más importantes.

Isomería cis—trans y Z —E Este tipo de isomería se da en presencia de un doble enlace, y cuando cada carbono que conforma el doble enlace se encuentra unido a dos sustituyentes diferentes. El uso de un prefijo u otro (cis o trans) depende de si los sustituyentes se encuentran al mismo lado del doble enlace o bien en lados opuestos. Como la definición es un poco vaga, entendámosla comparando los dos isómeros del 2 —buteno:

A

B

Como podemos apreciar, las dos moléculas poseen los mismos átomos y el doble enlace se encuentra en la misma posición. Además, cada carbono que compone el doble enlace se une a dos sustituyentes diferentes (CH3 y H) Ahora bien, en la molécula A, ambos sustituyentes se encuentran en la misma posición: los dos arriba o los dos abajo. En cambio, en la molécula B se encuentran en cierta posición a la izquierda del doble enlace (abajo el primero y arriba el segundo) y en una posición distinta a la derecha de él (arriba el primero y abajo el segundo). Para representar el caso de la molécula A utilizaremos el prefijo cis— y para la molécula B utilizamos el prefijo trans—. En consecuencia, la molécula A es el cis—2—buteno y la molécula B es el trans—2—buteno. Ejercicio 1.1.- Determine el nombre completo de cada molécula de 2,2 —dicloro eteno:

El gran problema con el uso de cis— y trans— es que solo es útil cuando solo hay dos sustituyentes diferentes (como en este caso, solo el CH 3 y el H). En el caso de que existan 3 ó 4 sustituyentes diferentes esta nomenclatura se vuelve ambigua. Para sortear este problema, la IUPAC postuló un nuevo sistema, que sustituye cis y trans por Z y E , respectivamente. Para determinar las posiciones de los sustituyentes a cada lado del doble enlace, el sistema nos obliga a numerarlos según su número atómico: el número 1 se utiliza para


el sustituyente con el número atómico mayor y el 2 para el de número atómico menor. Estos números determinarán que prefijo se utiliza. El siguiente ejemplo nos muestra cómo utilizar correctamente la nomenclatura Z —E con la molécula de 2—cloro 2—buteno:

A

B

Como podemos ver, a la izquierda del doble enlace, el carbono se encuentra unido a un átomo de Cloro y a un átomo de Carbono (del CH 3). Dado que el Cloro es el que presenta mayor número atómico de los dos sustituyentes, le corresponde el número 1, mientras que al Carbono se queda con el número 2. A la derecha del doble enlace la historia es diferente, ya que los sustituyentes ahora son el Carbono (del CH 3) y el Hidrógeno. Por número atómico el Carbono se queda con el número 1 y el Hidrógeno queda con el número 2. Agregando los números a las moléculas de arriba tenemos: 1

1

2

1

2

2

1

2

A

B

Claramente tenemos que en la molécula A, los números se encuentran al mismo lado del doble enlace (ambos arriba o ambos abajo), mientras que en la molécula B los números se encuentran enfrentados (uno arriba y otro abajo y viceversa). Ahora podemos realizar la nomenclatura. Como la posición de los números en la molécula A es similar a la conformación c is , utilizamos el prefijo Z . En cambio, la posición de los números en la molécula B nos recuerda a la conformación trans , por lo que utilizamos el prefijo E . En conclusión el nombre de la molécula A es (Z)—2—cloro 2—buteno y el de la molécula B es (E)—2—cloro 2—buteno. Ejercicio 1.2.- Determine el nombre completo de cada molécula de ácido 3 —amino 2 —butenoico:

Enantiómeros y nomenclatura R—S Los enantiómeros son un tipo de isómeros geométricos donde los compuestos en cuestión son imágenes especulares no superponibles entre si. Son análogos a las palmas de las manos, pues podemos juntarlas por las palmas para que coincidan, pero una sobre otra nunca serán iguales. Una propiedad interesante de los enantiómeros es que afectan el paso de la luz polarizada, razón por la cual se les suele llamar isómeros ópticos.


Para que exista un enantiómero se requiere necesariamente la presencia de un carbono quiral, es decir, un carbono que esté unido a cuatro sustituyentes diferentes. Un ejemplo de enantiómeros (y de un carbono quiral) se aprecia en la imagen de la derecha, que representa las imágenes especulares de un aminoácido. Un compuesto que pose n carbonos quirales, tienen una cantidad definida de estereoisómeros según la siguiente expresión:

Para nombrar los enantiómeros utilizamos la nomenclatura R —S, que también se basa en la numeración según el número atómico de los sustituyentes y en la forma en que estos números “giran” alrededor de la molécula. Para entender el procedimiento determinemos los nombres de los dos estereoisómeros del 2 — butanol: OH OH H

C

CH3

CH 3

CH2CH3

C

H

CH2CH3

A

B

Comenzamos enumerando los sustituyentes según su número atómico. El número 1 se lo lleva el Oxígeno del grupo OH. Para determinar el segundo lugar fijémonos en los dos sustituyentes con carbono. Las reglas, tanto para esta nomenclatura como para la anterior, nos dicen que si el número atómico de dos sustituyentes es el mismo entonces se compara el del átomo que lo sigue. Dado que el CH 3 no tiene otros átomos que lo sigan, entonces el número 2 se lo queda el CH2— CH3 y el número 3 es para el CH3. Finalmente, el Hidrógeno se lleva el número 4. Representemos ahora esto en las moléculas: 1

1

OH 4

H

C

OH CH3

3

3

CH 3

C

H

4

CH2CH3

CH2CH3

2

2

A B Según el sistema R—S, el sustituyente de menor importancia debe ubicarse arriba de la molécula . Cuando no se encuentra ubicado allí (como este caso), podemos girar la molécula con eje en el carbono quiral, siguiendo las siguientes reglas: 1) un giro en 90º cambia el sentido de la molécula (si obtenemos R, era en verdad S y viceversa); 2) un giro en 180º mantiene la orientación espacial de la molécula. En este caso, para dejar el átomo de Hidrógeno arriba de las moléculas, debemos girarlas ambas en 90º, por lo que cualesquiera sea la nomenclatura que obtengamos, esta estará cambiada.

Ahora, para determinar a que molécula le corresponde R o S, debemos preguntarnos hacia donde giran los números de los 3 sustituyentes más prioritarios (sin girar la molécula). En el caso de la molécula A, los números giran en contra de las agujas del reloj , a lo que debería corresponderle la letra S (del latín sinister ), sin embargo, por lo que comentamos en el párrafo anterior, la letra que le corresponde realmente es R. En el caso de la molécula B, los números giran a favor de las agujas del reloj, a lo que le debería corresponder la letra R (del latín rictus), aunque por el motivo comentado en el párrafo anterior le corresponde la letra S. Ten en cuenta que cuando una molécula tiene más de un carbono quiral, se debe realizar este proceso para cada uno.


En conclusión, la molécula A se debería llamar (R)2 —butanol, mientras que a la molécula B le corresponde el nombre de (S)2—butanol. Ejercicio 1.3.- Determina cual es el isómero R y cuál es el S de la molécula de alanina:

COOH H2 N

C

H

CH3

_______________________

COOH H

C

NH2

CH3

_________________________

Capítulo 6: Reactividad orgánica Las reacciones orgánicas, producto de la gran cantidad de compuestos diferentes, son un tema muy complejo. Muchas veces las reacciones son tan variables que pueden darse dos o tres productos distintos a partir de los mismos reactivos, ya que la reacción varía dependiendo donde se producen los choques de las moléculas. En este capítulo veremos los principios básicos de las reacciones orgánicas, su clasificación y los tipos de reactivos que las componen.

Tipos de reactivos En las reacciones orgánicas es muy común que nos encontremos en presencia de reactivos con mayor o menor afinidad por los electrones de un enlace. Según este criterio encontramos dos tipos: - Nucleófilos (Nu): Son moléculas o átomos con una alta densidad electrónica, ya sea por presentar carga negativa o por un par de electrones libres, lo que provoca que este tipo de reactantes busquen zonas de baja densidad electrónica. De acuerdo a esto se les clasifica también como bases de Lewis. Ejemplos de reactivos nucleófilos son los radicales alquílicos, los aniones inorgánicos (como F —, N—3, O—2, etc) y las moléculas con octeto incompleto (como NH3). - Electrófilos (E): Son moléculas o átomos deficientes en electrones, ya sea por poseer carga positiva o un octeto incompleto, lo que se traduce en la búsqueda de zonas de alta densidad electrónica (ricas en electrones), como los dobles enlaces. De acuerdo a esto se les clasifica también como ácidos de Lewis. Ejemplos de reactivos electrófilos son los carbocationes (moléculas orgánicas con carga positiva), los cationes inorgánicos (como Ca +2, Li+, Al+3, etc), el protón H+ y moléculas con alto contenido de electrones (como los halogenuros de alquilo).

Tipos de reacciones orgánicas Las reacciones orgánicas se pueden clasificar según dos criterios: la forma en que se rompen los enlaces y según el mecanismo de reacción. De acuerdo al primero de los criterios tenemos dos tipos de reacciones: - Homólisis o radicalarias: En estas reacciones el enlace se rompe de tal forma que los electrones se reparten simétricamente. Esto se traduce en la formación de sustancias radicalarias, más conocidas como radicales libres, los que sabemos que son altamente reactivos. A continuación, la forma general de una reacción de homólisis y un ejemplo:


Una reacción de homólisis se compone de tres etapas: 1) iniciación, donde se forman los primeros radicales libres, 2) propagación, cuando estos radicales se intercambian con otros para formar nuevos compuestos y 3) terminación, cuando los radicales libres que quedan al final de la reacción se combinan entre ellos para formar compuestos estables y la reacción se detiene. - Heterólisis o polares: En este caso la ruptura del enlace es asimétrica, lo que se traduce en la formación de especies cargadas eléctricamente (un nucleófilo y un electrófilo). Este tipo de reacciones se producen generalmente en enlaces muy polarizados y a continuación veremos la formula general y un ejemplo:

CH3CH2

Br

CH3CH2+

+

Br -

Según el mecanismo de la reacción podemos encontrar los siguientes tipos de reacciones: - Sustitución: En este tipo de reacciones, un átomo o un grupo de átomos es intercambiado por otro , según la siguiente ecuación general:

La sustitución puede ser nucleofílica o electrofílica dependiendo de si el reactivo que ingresa es un nucleófilo o un electrófilo, respectivamente. Este mecanismo es muy común en los anillos aromáticos, donde el hidrógeno que acompaña a cierto átomo de Carbono es sustituido, como se aprecia en el siguiente ejemplo:

La reacción anterior es clasificada como electrofílica, ya que el grupo atómico que ataca al benceno es el ion nitronio (NO 2+), que al ser un catión es deficiente en electrones. - Adición: Este tipo de reacciones se da en presencia de dobles o triples enlaces, cuando un átomo o un grupo de átomos ( generalmente electrófilos) ataca este doble enlace y se aprovecha de sus electrones, dejando un enlace simple. La fórmula general de este tipo de reacciones es la siguiente:

Para determinar que parte de la molécula se adiciona a cual carbono del doble enlace se sigue una regla: la regla de Markovnikov. Esta regla plantea que al adicionar un compuesto asimétrico (es decir, con dos átomos diferentes) la parte positiva de la molécula se adiciona al carbono con


mayor cantidad de hidrógeno . A continuación un ejemplo de una reacción de adición donde se aplica la regla de Markovnikov: CH3 CH3

C

CH3

H+, H2O CH3

CH2

C

CH3

OH

Como se puede ver, la especie positiva (el catión Hidrógeno) se adicionó al CH 2, que tiene mayor cantidad de hidrógeno, mientras que la parte negativa (el grupo OH —), se adiciona al otro carbono. Cabe destacar que la regla de Markovnikov se invierte en el caso que la reacción se produzca en presencia de un peróxido, como en el siguiente ejemplo: CH3 CH3

C

CH2

H+, H2O2

CH3 CH3 CH CH

OH

Como se puede ver, la especie positiva, el Hidrógeno, debería haberse agregado al CH 2, sin embargo la presencia de un peróxido invirtió la regla y se adicionó al carbono sin hidrógeno. - Eliminación: Son reacciones donde dos átomos o grupos de átomos son sustraídos de una molécula, dejando un doble o un triple enlace, según la siguiente fórmula general:

Al igual que las reacciones de adición, estas siguen una regla: la regla de Saytzeff. Esta regla nos dice que el hidrógeno que se elimina se obtiene del carbono que tenga menos hidrógenos , como en el siguiente ejemplo:

HBr

Como se puede ver, el hidrógeno que se eliminó para formar el HBr, y en consecuencia el doble enlace, se obtuvo del CH 2 y no del CH 3 contiguo.

Reacciones de óxido—reducción Las oxidaciones son un tipo especial de reacciones de eliminación y las reducciones son reacciones de adición. En ambas podemos apreciar un cambio en el EDO de los átomos que componen la molécula. Un agente oxidante muy común es el Oxígeno molecular (O2), aunque también existen otros como el dicromato de potasio (K2Cr2O7) y el permanganato de potasio (KMnO4). Por otro lado, los agentes reductores más utilizados son el Hidrógeno molecular (H2) y otros compuestos hidrogenados como el tetrahidruro de litio y aluminio (LiAlH4). En general, las funciones orgánicas más propensas a la acción de oxidantes y reductores son los alcoholes primarios y secundarios, las cetonas, los aldehídos y los ácidos carboxílicos.


El siguiente esquema nos muestra el recorrido que siguen las reacciones de óxido reducción para estas funciones: oxidación

Alcohol primario

oxidación

Ácido carboxílico

Aldehído reducción

reducción

oxidación Alcohol secundario

Cetona reducción

Alcohol terciario

oxidación

No hay reacción

Reacciones ácido—base Son reacciones basadas en la teoría de Brønsted donde existe un intercambio de protones o bien una reacción de neutralización entre un ácido carboxílico y un alcohol, donde se forma un ester. El siguiente ejemplo nos muestra una reacción de neutralización ácido —base: O

O R

C

OH

+

R OH

R

C

OR

+

H2O


Ejercicios Unidad 7 2. La

propiedad del carbono responsable de la existencia de una gran variedad de compuestos es

A) B) C) D) E)

que puede presentar todas las hibridaciones la tetravalencia que presenta el átomo de carbono la capacidad de unirse a otros átomos de carbono formando cadenas la cantidad de electrones desapareados del carbono la gran abundancia del carbono en la naturaleza

3. Una compuesto saturado es aquél que A) B) C) D) E)

sólo tiene carbonos e hidrógenos sólo tiene enlaces dobles sólo tiene enlaces simples y ningún anillo sólo tiene enlaces triples es cíclico

4. Indique cuál aseveración es INCORRECTA A) B) C) D) E)

El carbono se une por medio de enlace iónico a hidrogeno El carbono puede adoptar tres tipos de hibridación Todo compuesto orgánico esta formado por átomos de carbono Los compuestos orgánicos presentan ordenamientos de átomos llamados grupos funcionales Los compuestos orgánicos se forman a partir de la unión covalente de carbono con otros átomos.

5. El compuesto de la derecha se clasifica como: A) B) C) D) E)

Alifático Alicíclico Mixto Heterogeneo Saturada

6. ¿Cuál de las siguientes moléculas es homogénea? A)

CH3 CH3 CH3CH2CH

CHCH2CH3

C)

CH3 CH3 CH3CH2CH

CHCH2 NH2 E)

B)

CH3 O CH3CH2CH

C

OH

D)

O

CH3CH2CH2CH2 OH


7. De los siguientes compuestos, el que corresponde a una cadena carbónica alifática, saturada y heterogénea es A) B) C) D) E)

CH3-O-CH2CH3 CH3-CH2-CH2-CH2-CH3 CH2=CH-NH-CH 3 CH2=CH-CHO Ninguno de las anteriores

8. Los alcanos se caracterizan por presentar entre átomos de carbono y carbono: I. Enlaces simples II. Enlaces dobles III. Dos electrones compartidos IV. Enlaces triples A) B) C) D) E)

solo I solo II solo IV I y II I y III

9. Los enlaces químicos tienen tres longitudes: el enlace simple es el más largo y el enlace triple es el más corto. En la molécula de benceno (C 6H6) por longitud de enlaces hay: A) B) C) D) E)

1 tipo de enlace 2 tipos de enlace 3 tipo de enlace 4 tipos de enlace 6 tipos de enlace

10.¿Qué cantidad de hidrógenos presenta la siguiente molécula? A) B) C) D) E)

8 10 12 14 16

11.

En el compuesto neutro de la figura, los enlaces indicados por los números (1) y (2) son, respectivamente:

A) B) C) D) E)

doble y simple simple y simple doble y doble simple y doble triple y simple


12.La fórmula estructural del etileno (eteno) es: A) B) C) D) E)

CH3-CH3 CH3-CHO CH3-COOH CH2=CH2 CH3-CH=CH2

13.¿Cuál de las siguientes representaciones estructurales es INCORRECTA?

14. Si se unen entre sí los radicales etilo e isopropilo ¿Cuál es el producto que se obtiene? A) B) C) D) E)

2—metil butano pentano 2,2—dimetil propano 2—etil propano neopentano

15.El nombre IUPAC para la estructura de la derecha es A) B) C) D) E)

3,3,6—trimetil dihexeno 1,1,4—trimetil hexeno 1,1,4—trimetil hexadieno 3,6—dimetil 2,4—heptadieno 2,5—dimetil 3,5—heptadieno

CH3 CH3

CH

C

CH

CH

CH

CH3

CH3

16.¿Cuál de los siguientes grupos funcionales no posee en su estructura un Oxígeno? A) B) C) D) E)

aldehído éter amina ácido carboxílico amida


17.Considerando sólo compuestos cuyos enlaces carbono-carbono son simples, la fórmula C nH2nO puede corresponder a A) B) C) D) E)

aldehídos y cetonas éteres y alcoholes ácidos carboxílicos y ésteres cetonas y éteres alcoholes y aldehídos

18. De los siguientes compuestos orgánicos, ¿Cuál corresponde a un éter? A) B) C) D) E)

CH3-CO-CH2CH3 CH3-COO-CH3 CH3-CH2-OH CH3-O-CH3 CH3-CH2-COOH

19.Según la nomenclatura IUPAC la molécula de la derecha se denomina A) B) C) D) E)

1—cloro 2—pentino 4—cloro 1—buteno Clorometilciclohexano 4—cloro 1—buteno 2—cloro 2—pentino

CH2Cl—CH2—CH=CH2

20.¿Cuál de las siguientes moléculas se denomina 2,3 —dihidroxipropanal? A)

CH3 CH3

CHCHO

C)

OH OH CH3CH2CH CHCH2CHO E)

OH B)

HO

CH2

CH CHO

OH HO

CH2

CH COOH

OH D)

HOCH 2 CHCH2CHO

21.Según la IUPAC, ¿cuál es el nombre del compuesto representado en la figura?

A) B) C) D) E)

Dimetiléter Propanona 2—propanol 2—metil 2—propanol Etilmetiléter


22.

El nombre correcto de la siguiente molécula es: A) B) C) D) E)

23.

24.

CH 2 CH 3 HO

H Cl

¿Cuál es el nombre correcto de este compuesto? A) cis—1,2—difluoroeteno B) R—1,2—difluoroeteno C) S—1,2—difluoroeteno D) trans—1,2—difluoroeteno E) ninguno de los anteriores

H

2 4 6 10 16

H C

C

F

¿Cuántos isómeros presenta la siguiente molécula? A) B) C) D) E)

25.

Z—1-cloro-1-propanol R—1-cloro-1-propanol S—1-cloro-1-propanol E—1-cloro-1-propanol ninguno de los anteriores

H

F

Br OH H

I

C

C

H3 C

C

C

H

Cl OH CHO

Dadas las siguientes estructuras

se puede afirmar correctamente que A) B) C) D) E)

26.

solo I y II corresponden a la misma molécula solo I y III corresponden a la misma molécula solo II y III corresponden a la misma molécula las tres representaciones corresponden a moléculas diferentes las tres representaciones corresponden a la misma molécula

Una ruptura heterolítica corresponde a: A) B) C) D) E)

Ruptura de un enlace covalente de forma simétrica Se clasifica según el cambio conformacional de la molécula Ruptura de un enlace iónico Ruptura de un enlace covalente de forma asimétrica Ninguna de las anteriores


27.

La siguiente reacción corresponde a: CH2=CH-CH=CH2 + HBr A) B) C) D) E)

CH3-CHBr-CH=CH 2

Eliminación Sustitución Adición Reducción Oxidación

28. La transformación del vino en vinagre implica que el alcohol etílico (CH 3CH2OH) se oxide en dos etapas produciendo finalmente A) B) C) D) E) 29.

CH3-CH2-COO-C2H5 CH3-CHO CH3-COOH CH3-CO-CH3 CH3-CH2-O-CH2-CH3

De las siguientes estructuras ¿cuáles corresponden al mismo compuesto? CH3

Br

Br

HO

CH3 OH

Br OH 1

A) B) C) D) E)

OH CH3 2

CH3 3

Br 4

Solo 1 y 2 Solo 2 y 3 Solo 3 y 4 Solo 1, 2 y 3 Solo 2, 3 y 4


30. Cuando se somete el bromobenceno a una reacción de sustitución electrofílica, como una cloración, se produce la sustitución solamente de un hidrógeno del anillo bencénico por cloro. Según la reacción que se muestra a continuación ¿cuántos bromoclorobencenos diferentes pueden formarse? Br Cl2 bromo-clorobenceno FeCl3

A) B) C) D) E) 31.

1 2 3 4 5

La siguiente ecuación corresponde a una reacción de CH3-CH2-CH=CH2 + H2O A) B) C) D) E)

CH3-CH2-CH(OH)-CH 3

adición eliminación polimerización neutralización sustitución


Unidad 8: Química en la naturaleza Capítulo 1: El petróleo El petróleo es uno de los recursos naturales más explotado, sin embargo a la mayoría de nosotros nos pasa desapercibida la forma en que este es tratado. En este capítulo nos introduciremos levemente en los procesos productivos del petróleo y de su más grande subproducto: la gasolina.

Origen y composición del petróleo Hoy en día la teoría más aceptada acerca del origen del petróleo plantea que su formación comenzó millones de años atrás, cuando grandes masas de restos biológicos se vieron atrapadas sobre toneladas de sedimentos, ejerciéndose altas presiones sobre ellas. El tiempo prolongado y la acción descomponedora de algunas bacterias, bajo ciertas condiciones particulares, provocaron la formación de lo que hoy conocemos como el petróleo. Recordemos que el petróleo es una mezcla homogénea (solución) de diferentes hidrocarburos. Ahora bien, el petróleo crudo, es decir, el que es extraído del yacimiento submarino o terrestre está compuesto en un gran porcentaje de alcanos de cadena larga. En un porcentaje muy pequeño encontraremos alquenos, alquinos, compuestos aromáticos y otros grupos funcionales. En consecuencia se tiene que más de un 90% de la masa de petróleo corresponde a los elementos Carbono e Hidrógeno .

Destilación fraccionada Para poder trabajar con el petróleo tenemos que separar los componentes de esta mezcla. La técnica utilizada en la industria para separar los HC que contiene el petróleo se denomina destilación fraccionada y su procedimiento es simple: 1. La muestra de petróleo se calienta a altas temperaturas (A), dejándolo completamente en estado gaseoso. 2. El petróleo gaseoso entra a la columna de fraccionamiento (B), que consiste en un gran cilindro vertical separado en estaciones. Cada una de estas estaciones significa una disminución de la temperatura. A medida que la muestra sube por el tubo y la temperatura va descendiendo, las moléculas más grandes, que ya alcanzaron su punto de ebullición, se van condensando y quedan atrapadas en la estación correspondiente, donde son recuperadas. El resto de la muestra, que no se condensa, sigue su curso hacia arriba. 3. Cuando la muestra llega al punto C ya quedan solamente los hidrocarburos de cadena más corta, como metano, etano, propano y butano, ya que todo el resto ha quedado detenido en estaciones más bajas de la columna. Recuerda entonces que los HC de cadena más larga, como el asfalto, los aceites y las ceras quedan atrapados más abajo de la columna, mientras que los más pequeños, como el metano, el etano y las gasolinas, llegan a partes más altas.

Procesos productivos Como ya dijimos, gran parte del petróleo corresponde a HC de cadena larga, sin embargo la mayor demanda de productos es de compuestos de pocos átomos de carbono. Para poder dar abasto a la gran demanda y aprovechar al máximo los recursos obtenidos del petróleo necesitamos ciertos procesos que nos ayuden a transformar unas cadenas en otras . Estos proceso son 3: Cracking o craqueo: También se denomina termólisis ya que, mediante el calor, busca “romper” cadenas más largas para transformarlas en algunas más pequeñas.


Polimerización: Este proceso busca, al contrario del cracking, convertir cadenas pequeñas en cadenas más grandes Isomerización: Esta técnica busca formar cadenas ramificadas a partir de cadenas lineales. Ejercicio propuesto 1.1.- Determina qué tipo de proceso productivo se realiza en cada caso:

Gasolina y octanaje Sin duda alguna, el uso más demandado del petróleo es como combustible. De hecho, más del 90% del petróleo se utiliza para este fin. Muchos son los compuestos que se utilizan como combustible: entre ellos la gasolina, el diesel, el fuel-oil, el gas que utilizamos en la cocina y también el querosene (parafina), sin embargo el que más nos importa para nuestro estudio es la gasolina. La gasolina que utilizamos en nuestros vehículos es una mezcla de hidrocarburos lineales y ramificados que poseen entre 5 y 12 átomos de carbono, aunque los más abundantes son los de 7 y 8 carbonos. Para cuidar los motores de los automóviles, los combustibles cada vez se hacen más y más eficientes. Una medida de la calidad de la gasolina es el octanaje, el cual mide las propiedades antidetonantes, es decir, nos dice de cierta manera lo controlada que es la combustión de una mezcla de gasolina. El octanaje en sí mismo no mide estas propiedades, sino que es solo funciona como medida comparativa y para saber su valor, contrastando la combustión de una cierta mezcla de gasolina, con una mezcla que contenga únicamente n-heptano e isooctano, cuyas estructuras se ven a continuación: CH3 CH3

CH2 CH2 CH2 CH2 CH2 CH3

CH3

CH3

C CH2 CH CH3 CH3

n-heptano

iso-octano

Como puedes ver, el heptano es lineal, mientras que el iso-octano es ramificado. En general se tiene que un HC lineal combustiona de forma más violenta que uno ramificado. De esta forma, un mayor porcentaje de isooctano se refleja en una mejor combustión y por ende un mayor octanaje. Una gasolina con mayor octanaje entonces es mejor para el motor, ya que le provoca menos daños producto de una combustión violenta. Comúnmente habrás visto en las gasolineras que tenemos gasolinas de 93, 95 y 97 octanos. Esto quiere decir que las gasolinas que allí se venden combustionan de forma similar a una mezcla que contiene 93%, 95% y 97% de isooctano, respectivamente. Para aumentar el octanaje de la gasolina se utilizan ciertos agregados ramificados que permiten una mejor combustión. Años atrás se utilizaba tetraetilo de plomo, sin embargo el plomo resulto muy dañino para las personas al mismo tiempo que inutilizaba los convertidores catalíticos. En nuestros días las gasolinas ya no utilizan plomo y aumentan su octanaje gracias a otros componentes, como el metil terbutil eter.


Ejercicio propuesto 1.2.- ¿Cuál de los siguientes compuestos contribuye mejor a aumentar el octanaje? a) octano; b) 2 —octeno; c) 2 —metil octano; d) 3,3,5 —trietil octano (realiza las estructuras y responde) R: _____________________

Industria petroquímica La industria que se encarga de explotar el petróleo se denomina industria petroquímica. Muchos de los productos de uso cotidiano (además de la gasolina) provienen del petróleo. Cosméticos, plásticos, fármacos, explosivos, detergentes y aceites son solo algunos de los productos que obtenemos gracias a este recurso. Para producir esta variedad de elementos, la industria petroquímica necesita principalmente de dos materias primas: el benceno y el eteno (etileno). CH3

CH 2

Tolueno

CH 2

Etileno

Trabajo de investigación.- Observa y haz nota mental de aquellos elementos de tu casa que son derivados del petróleo ¿son muchos? ¿Cuánto crees que dependemos de este preciado recurso?

Capítulo 2: El agua Sin duda el recurso más vital en la tierra es el agua, el cual permite la existencia de vida en nuestro planeta. Lamentablemente sabemos muy poco de ella y de lo que con ella ocurre después de que la utilizamos. En este capítulo nos adentraremos un poco en el aspecto químico del agua y en los procesos que se le deben realizar para nuestro consumo.

Naturaleza química del agua A lo largo de ya varios capítulos hemos visto algunas características de la molécula de agua. Sabemos que tiene una geometría angular y que el ángulo H—O—H mide 104,5º. Sabemos también que es una molécula polar y que entre las mismas moléculas se producen unas fuerzas de atracción bastante intensas: los puentes de hidrógeno. Estas fuerzas de atracción son las que determinan la mayoría de las particularidades en las propiedades físicas del agua.

Densidad del agua Producto de la existencia de puentes de hidrógeno, las moléculas de agua están más juntas y por ende ocupan menos espacio que lo acostumbrado para un líquido, lo que se traduce en una densidad mayor. Por ejemplo, la gasolina tiene una densidad de 0,68 g/mL, mientras que el agua tiene una densidad de 1 g/mL. Cuando el agua se convierte en hielo, las moléculas se encuentran más quietas y los puentes de hidrógeno tienen mayor estabilidad. Dado que estas fuerzas tienden a formar una estructura cristalina ordenada, las moléculas del agua en el hielo se encuentran más separadas que en el agua líquida, cuya estructura es más desordenada. Para entender lo anterior imagina al agua líquida como una habitación con varias personas que están algunas cerca unas de otras y las demás están


tomadas de las manos (análogo a lo que es un puente de hidrógeno). El hielo sería similar a esta habitación pero donde todas están tomadas de las manos, lo que provoca que estén más separadas. Esto finalmente produce que la densidad del hielo sea menor a la del agua. Esta particularidad en el comportamiento de la densidad del agua permite la existencia de vida marina en zonas de fríos extremos, ya que solo se congela la capa superior y no toda la masa pues si se congelaran todos los mares, lagunas, lagos y ríos no sería posible albergar vida allí. Además de este comportamiento extraño, la densidad del agua presenta otra anomalía. Entre 0ºC y 4ºC la densidad, que debería disminuir, aumenta, como lo muestra el gráfico de la derecha. La explicación es muy similar al comportamiento anterior. Cuando estamos derritiendo el hielo, las moléculas comienzan a adquirir energía cinética y a separarse, desestabilizando en cierta medida los puentes de hidrógeno. En ese rango de temperatura, la cantidad de movimiento que podemos darles a las moléculas para que se separen no puede contrarrestar totalmente la formación de puentes de hidrógeno, lo que implica que de todas formas, aunque estemos aumentando la temperatura, las moléculas se junten. Pasados los 4ºC, que es el peak de la densidad del agua, esta comienza a disminuir su valor, como lo haría normalmente.

1,0000 d (g/ mL)

0,9999

0,9998

0,9997

0,9996 0

2

4

6

8

10

12

Temperatura (ºC)

Distribución del agua en la tierra Sabemos (o deberíamos saber) que el 75% de nuestro planeta corresponde a agua. Este porcentaje podría llevarnos a pensar que el futuro del abastecimiento de agua para el ser humano está totalmente asegurado y en tal caso no podríamos estar más lejos de la verdad. La distribución de ese 75% es muy ingrata para la humanidad y lo podemos ver en el gráfico: Principalmente en forma de hielo Una pequeña cantidad en ríos y lagos

Dureza del agua La propiedad del agua de ser un solvente muy versátil es muy beneficioso pero también puede ser muy poco práctico. La posibilidad del agua de disolver ciertos iones se ve truncada cuando estos se unen y precipitan en un compuesto insoluble. Esto suele ocurrir mucho en zonas altamente mineralizadas, donde los iones de Calcio (Ca+2) y Magnesio (Mg+2) se unen a los iones sulfato (SO4—2) o a los carbonato (CO3—2), formando cúmulos de compuestos insolubles que tapan las cañerías y se adhieren a los utensilios de cocina como los hervidores. A la presencia de estos iones se le denomina dureza del agua, la que será mayor o menor dependiendo la concentración de ellos. La dureza provocada por los iones sulfato y carbonato es completamente diferente. Los iones carbonato son ligeramente más solubles que los sulfato, por lo que con un aumento de la temperatura pueden ser disueltos, sin embargo los iones sulfato solo pueden ser solubilizados con técnicas más


elaboradas. Es por esto que se dice que los iones carbonato producen la dureza temporal y los sulfato producen la dureza permanente. La dureza del agua puede llegar a tener importantes efectos prácticos ya que los detergentes y agentes limpiadores en general se unen a estos iones y precipitan, sin formar espuma y anulando, por tanto, su acción limpiadora. Por el contrario si la dureza es muy baja En Chile, la dureza del agua disminuye de norte a sur, lo que guarda relación directa con la mineralización del suelo. El norte, al ser más seco, presenta mayor cantidad de sales que contienen estos iones mientras que el sur, más húmedo, tiene la mayoría de las sales disueltas en el agua que finalmente va al mar.

Potabilización del agua Producto de la escasez de agua dulce en la Tierra y de la gran cantidad de contaminantes que adquiere a medida que la utilizamos, no podemos darnos el lujo de malgastar el agua que tenemos. Para poder reutilizar el agua contaminada se han diseñado diversos métodos que la hacen apta para el consumo humano. A continuación describimos el proceso de tratamiento de agua: 1. Tamizado: Cuando el agua es ingresada por el tratamiento, esta transcurre a través de diversas rejas con distinta graduación, cuya función es retener los desechos sólidos más grandes, como ramas, botellas, desechos orgánicos y otros. 2. Precloración: Consiste en un tratamiento inicial con cloro para eliminar la población bacteriana presente. Esto controla en gran medida su reproducción hasta llegar al tratamiento final con cloro. 3. Floculación: Consiste en la adición de sulfato de aluminio (Al 2(SO4)3) e hidróxido de calcio (Ca(OH)2), los cuales forman hidróxido de aluminio (Al(OH) 3) un compuesto capaz de formar un flóculo, es decir, una especie de tela que atrapa las partículas presentes en el agua. 4. Sedimentación o decantación: En esta etapa el flóculo baja y se deposita en el fondo junto con todas las partículas contaminantes. El agua ahora más descontaminada es retirada del tanque para continuar en la próxima etapa. 5. Filtración: Este paso utiliza filtros de piedras y arena para eliminar las partículas que aún pueden quedar en el agua. 6. Cloración y fluoración: En esta última etapa se le adiciona cloro al agua para eliminar casi el 100% de la población bacteriana. En algunas zonas, sobre todo en Chile, también se le agregan pequeñas cantidades de Fluor al agua con el fin de mejorar la salud dental de la población. 1.


Capítulo 3: Química en la atmósfera Una de las tres capas que componen nuestro planeta es la atmósfera. En ella se encuentra el aire que respiramos y también algunos otros componentes vitales para la permanencia de la vida en la tierra. En este capítulo nos adentraremos en la química de esta capa y de sus componentes.

Composición del aire El aire es una solución gaseosa y el componente principal de la atmósfera. El 75% del aire se encuentra en la tropósfera y a medida que ascendemos en la atmósfera la cantidad de aire es cada vez menor. La composición del aire es bastante especial y la describimos en la siguiente tabla: Nitrógeno

78,1%

Oxígeno

Argón

20,9%

0,9%

Dióxido de carbono

< 0,1%

En más pequeñas cantidades podemos encontrar otros gases como vapor de agua, gases nobles, monóxido de carbono y ozono. Como podemos apreciar en la tabla anterior, un 99% del aire corresponde a Nitrógeno y Oxígeno. Además, al contrario de lo que uno podría pensar en un primer momento, la mayor parte del aire (casi un 80%) es Nitrógeno y no Oxígeno, lo que nos muestra la gran capacidad adaptativa de los organismos dependientes de oxígeno para poder captarlo en el aire.

Fenómenos climáticos Como ya dijimos, en la tropósfera se producen los fenómenos climáticos. Estos son muchos pero a nosotros nos interesan solamente 2: Inversión térmica: En condiciones normales, la temperatura de la tropósfera disminuye con la altura, es decir, tenemos masas de aire caliente en el suelo, tibio en una zona intermedia y frío arriba. En valles donde no circula mucho aire, como la cuenca de Santiago, las mañanas frías y el invierno producen que una masa de aire caliente quede atrapada entre dos de aire frío. Esto provoca que los contaminantes atmosféricos queden atrapados en el suelo, con efectos nocivos para la salud.

Efecto invernadero: El efecto invernadero es un fenómeno extremadamente necesario para la supervivencia de la vida terrestre, ya que su finalidad es mantener la temperatura del planeta. Ciertos gases ubicados en la zona alta de la tropósfera como el metano (CH 4), el vapor de agua y el dióxido de carbono (CO 2) tienen la capacidad de absorber la radiación solar reflejada por la Tierra y


devolverla, para que no haya una pérdida de calor importante. El gran problema ha sido el desarrollo explosivo de la industria, que ha provocado un aumento de la cantidad de CO 2 en la tropósfera, lo que se traduce en menos radiación dejando el planeta y en un aumento de la temperatura. A este fenómeno de aumento de la temperatura del planeta se le ha denominado calentamiento global.

Contaminación atmosférica Cuando hablamos del efecto invernadero dejamos vislumbrar levemente un problema que afecta profundamente a la atmósfera terrestre, sobre todo en la tropósfera: la contaminación. Existen muchos gases contaminantes de la tropósfera y a continuación los describiremos:

-

Monóxido de carbono (CO): Es producido por la combustión incompleta de combustibles fósiles. En altas concentraciones es mortal pues se une a la hemoglobina de la sangre, formando un compuesto altamente estable que impide la captación de oxígeno.

-

Óxidos de azufre (SO x): Son producidos en la industria, sobre todo en la del petróleo. Tiene efectos asfixiantes, provocando asma o bronquitis. En el aire reaccionan con el agua de lluvia para formar ácido sulfúrico, componente de la lluvia ácida, la que causa daños severos a las construcciones.

-

Óxidos de nitrógeno (NO x): También son producidos por las industrias producto de la quema de combustibles fósiles. Reacciona con el agua de lluvia para producir ácido nítrico, otro de los componentes de la lluvia ácida. También es el principal causante del smog fotoquímico una bruma anaranjada provocada por la acción de la luz UV sobre estos óxidos de nitrógeno.

-

Ozono troposférico (O3): Aunque el ozono es un compuesto muy importante, en la tropósfera es altamente tóxico. En las células provoca estrés oxidativo, que puede conllevar a la muerte programada de la célula (apoptosis).

-

Clorofluorocarbonos (CFCs): Estos compuestos eran utilizados antiguamente como dispersantes en aerosoles y gases refrigerantes. En la tropósfera, estos gases son totalmente inocuos, sin embargo en la estratósfera reaccionan con el ozono, el cual se descompone en una reacción en cadena difícil de detener. Otro contaminante no gaseoso muy peligroso es el material particulado. Este contaminante sólido se produce por la existencia de pequeñas partículas que no pueden verse a ojo descubierto y que tienen diversas fuentes, como chimeneas, tierra suspendida al barrer, hollín, ceniza, polvo, etc. La peligrosidad de este contaminante radica más en la poca atención que se le da más que al daño inmediato que puede causar. De hecho estas partículas son un tóxico silencioso, pues provocan daños acumulativos, obstruyendo las vías respiratorias y depositándose en los pulmones.


Capítulo 4: Química del cobre El suelo sobre el que estamos es un sistema químicamente muy complejo. Muchas veces esto pasa desapercibido, pues los cambios que este sufre son casi imperceptibles. En este capítulo describiremos la composición y características del suelo, además de revisar uno de los “frutos” del suelo más importantes para la economía: el cobre.

Metalurgia del cobre El mayor sustento económico de Chile es la explotación de sus recursos naturales, sobre todo del cobre, el cual representa casi el 45% de las exportaciones del país. Hoy en día, las rocas que poseen cobre no tienen muy buena ley, es decir, la cantidad de cobre en ellas es muy baja. Por esta razón es que continuamente se están buscando nuevos yacimientos que tengan una ley de cobre mucho mejor. El cobre se puede encontrar en el suelo como mineral oxidado o sulfurado. El mineral oxidado corresponde a rocas con presencia de óxidos de cobre y se encuentran principalmente en la superfice, mientras que los sulfurados presentan en su composición sulfuros de cobre y se encuentran más profundos. Cada una de estas presentaciones en la que encontramos el cobre necesita un proceso especial de purificación, aunque en ambos casos comenzamos con el chancado y la molienda de la roca, que consiste en la trituración de ella para aumentar la superficie de contacto de los reactivos que se utilizaran en las etapas sucesivas. Los minerales oxidados, luego de ser molidos pasan al proceso de lixiviación, el cual consiste en la formación de unas planchas de mineral, las cuales son bañadas con una solución concentrada de ácido sulfúrico (H2SO4) por un largo periodo de tiempo. El ácido disuelve los óxidos de cobre formando sulfato de cobre (CuSO4) y llevado a una piscina que contiene, además de este compuesto, ácido sin reaccionar y sulfatos de otros metales. Esta piscina se trata químicamente para extraer todo el sulfato de cobre posible, el cual luego pasa finalmente al proceso de electroobtención. En esta parte del tratamiento, el cobre en el sulfato de cobre es transformado, gracias a la electricidad, en un cátodo de cobre de alta pureza (99,99%). Los minerales sulfurados, por su parte, luego de la molienda pasan a un tanque donde se llevará a cabo el proceso de flotación. En este proceso se hacen pasar burbujas que contienen un químico afín por el cobre y que lo impulsan a la superficie, de forma que el resto de los componentes de la roca se depositen en el fondo. Este concentrado de cobre es retirado y después de una serie de transformaciones es transformado en un ánodo de cobre o cobre Blister. Este ánodo es convertido luego a un cátodo de cobre de alta pureza a través del proceso de electrorefinación el cual utiliza el mismo concepto para el tratamiento de minerales oxidados. El siguiente esquema nos ayuda a resumir los procesos de purificación del cobre:


Capítulo 5: Materiales Todos los días, científicos buscan nuevos materiales que tengan las propiedades necesarias para sortear los problemas que nos aquejan. En este capítulo nos adentraremos en el mundo de los materiales, su clasificación y las propiedades que caracteriza a cada uno.

Los materiales y sus propiedades Los materiales son compuestos o mezclas de compuestos que, por su composición y/o estructura tienen propiedades físicas o químicas que los diferencian del resto. Algunas de las propiedades físicas que definen un material son:

- Tenacidad: Es la propiedad de ciertos materiales para soportar esfuerzos bruscos sin deformarse ni romperse, como el caso del acero. El opuesto de un material tenaz es uno débil, como la porcelana.

- Elasticidad: Es la capacidad de algunos materiales para recuperar su forma y dimensiones luego de ser deformados.

- Dureza: Como dijimos en el capítulo anterior, es la resistencia que oponen los materiales al rayado. Un ejemplo de material duro es el diamante y de uno blando es el yeso.

- Plasticidad: Es la capacidad de un material de deformarse de forma permanente, sin que se produzca rotura. Existen dos variantes de la plasticidad específicas para metales: la ductilidad, que es la capacidad para formar hilos o alambres y la maleabilidad, que es la capacidad de formar láminas.

- Conductividad eléctrica y térmica: Es la capacidad de un material para dejar pasar la corriente eléctrica (o el calor) a través de él.

Clasificación de los materiales Podemos clasificar a los materiales de diferentes maneras, sin embargo la forma más conveniente de hacerlo es la siguiente:

- Metales: Son muy buenos conductores térmicos y eléctricos y presentan ductilidad y maleabilidad, lo que los hace ser muy versátiles. Las diferentes propiedades químicas de los materiales permite que, a través de las aleaciones, se originen nuevos materiales metálicos con propiedades únicas, como el latón (Zinc y Cobre) o el bronce (Cobre y Estaño). - Cerámicos: Son materiales iónicos con una baja conductividad eléctrica y térmica y son utilizados generalmente como aislantes. Son duros pero frágiles.

- Semiconductores o electrónicos: Son materiales no metálicos que conducen la electricidad con un leve aumento de la temperatura. Esta característica ha permitido que puedan utilizarse en circuitos como los chips de computadoras, radios o televisores. El silicio es un material semiconductor indispensable para la fabricación de artefactos electrónicos, sobre todo computadoras.

- Poliméricos: Son estructuras macromoleculares formadas por la repetición de un monómero. No es posible definir las propiedades específicas de este tipo de material dado que dependen directamente de la estructura final que toma el monómero, aunque es común que sean malos conductores del calor y la electricidad.

- Materiales compuestos (Composite): Son aquellos que se forman por la mezcla de dos o más materiales individuales, produciendo propiedades diferentes a las de sus progenitores.


Ejercicios Unidad 8 1. Respecto del petróleo y sus derivados, es correcto afirmar que el A) B) C) D) E)

petróleo tiene mayor densidad que el agua metanol es un producto de la destilación fraccionada cracking permite obtener hidrocarburos de cadena corta etileno se obtiene por destilación fraccionada petróleo se forma por actividad volcánica

2. ¿Cuál de las siguientes aseveraciones acerca del petróleo es INCORRECTA? A) B) C) D) E)

Es un compuesto orgánico Es una mezcla de hidrocarburos Nos permite obtener muchos subproductos La industria encargada de aprovechar el petróleo se denomina petroquímica Ninguna de las anteriores es incorrecta

3. La destilación fraccionada del petróleo permite obtener muchos compuestos a partir del petróleo crudo, aprovechándose de los puntos de ebullición de cada uno de ellos. Al respecto, podemos afirmar que los productos que se obtienen en la parte más alta de la columna y en la más baja de ella son, respectivamente A) B) C) D) E)

gasolina y diesel cremas y asfalto asfalto y gas gas y asfalto Ninguna de las anteriores

4. Residuos sólido del petróleo son: A) B) C) D) E)

Asfalto Queroseno Diesel Aceites Lubricantes Todas las anteriores

5. ¿Cuál de las siguientes sustancias no se considera un derivado del petróleo? A) B) C) D) E)

Queroseno Gasolina Salitre Gas licuado Ninguna de las anteriores


6. El proceso de ruptura de moléculas grandes en moléculas más pequeñas se llama A) B) C) D) E)

polimerización cracking isomerización condensación Ninguna de las anteriores

7. La tendencia actual en la explotación del petróleo es obtener la mayor cantidad de gasolina posible, por la gran demanda y el precio internacional que ella presenta. Es así como además de la gasolina obtenida de la fracción de destilación correspondiente, se I. unen cadenas más pequeñas entre sí, para lograr cadenas equivalentes a la gasolina, proceso llamado alquilación II. rompen cadenas largas para obtener cadenas equivalentes a la gasolina, proceso llamado cracking III. saturan la gran cantidad de compuestos oleofínicos que contiene el petróleo para transformarlos en alcanos, proceso llamado saturación Es (son) correcta (s) A) B) C) D) E)


8. Una bencina de 95 octanos tiene una composición similar a una mezcla de: A) B) C) D) E)

95% de pentano y 5 % de heptano 5% de pentano y 95% de isooctano 95% de isooctano y 5 % de heptano 95% se heptano y 5% de isooctano Ninguna de las anteriores

9. De los siguientes hidrocarburos que presentan fórmula molecular C 6H14, el que presenta menor índice de octano es el A) B) C) D) E)

2-metil-pentano 3-metil-pentano 2,2-dimetil-butano n-hexano 2,3-dimetil-butano

10. El enlace que une al oxigeno con el hidrógeno en la molécula del agua es de tipo A) B) C) D) E)

iónico covalente polar metálico covalente apolar puente de hidrógeno


11. Con relación al agua se puede afirmar que I. aumenta su volumen al congelarse II. el hielo tiene menor densidad que el agua líquida III. entre 0ºC y 4ªC, el agua presenta una anomalía en su dilatación Es (son) correcta(s) A) B) C) D) E)


12. ¿Qué ocurre cuando el agua pasa del estado sólido al líquido? A) B) C) D) E)

Alcanza su punto de ebullición Disminuye su densidad Aumenta su masa Se fortalece el enlace entre sus átomos Se debilitan los enlaces entre sus moléculas

13. ¿Cuál de las siguientes propiedades NO se explica por la formación de puentes de hidrógeno en el agua? A) B) C) D) E)

Tensión superficial Capacidad de disolver sales iónicas Alto punto de fusión Cohesión entre sus moléculas Anomalía en la densidad

14. Las aguas duras contienen gran porcentaje de iones A) B) C) D) E)

calcio y magnesio. potasio y sodio fluor y cloro. potasio Ninguna de las anteriores.

15. El proceso de floculación para el agua potable consiste en A) B) C) D) E)

adicionar cloro para eliminar los microorganismo. la precipitación de las partículas y suciedad atrapadas en la coagulación. impedir el paso tanto de objetos sólidos como de seres vivos. eliminar las impurezas que se mantienen todavía en el agua después de la coagulación. añadir productos químicos para retirar la suciedad y otras partículas sólidas en suspensión


16. ¿Cuál es la secuencia correcta en el proceso de potabilización del agua? A) B) C) D) E)

Filtración — cloración — floculación — tamizado Tamizado — floculación — filtración — cloración Cloración — tamizado — filtración — floculación Tamizado — filtración — floculación — cloración Cloración — tamizado — floculación — filtración

17. En el siguiente esquema se muestra el procedimiento para comparar dos muestras de agua:

Los resultados obtenidos en cada vaso de precipitado son: En X se observa aparición de espuma • En Y no se observan cambios • En W no se observa la aparición de espuma • En Z se observa formación de precipitado blanco • De acuerdo con lo anterior, es correcto afirmar que I. la muestra 1 es agua blanda II. la muestra 2 contiene calcio III. la muestra 2 es agua dura A) B) C) D) E)



18. Son los principales contribuyentes de la lluvia ácida al reaccionar con agua: I. SO2 II. NO3 III. CO2 IV. Cl2 A) solo I B) solo II C) I y II D) II, III y IV E) I, II y III 19. La ciudad de Santiago se encuentra en una cuenca con mala ventilación, lo que provoca la ocurrencia de un fenómeno meteorológico que aumenta en gran medida la contaminación. Hablamos de la A) B) C) D) E)

acumulación de monóxido de carbono por uso de chimeneas inversión térmica presencia de agujeros en la capa de ozono que retiene contaminantes acumulación de smog fotoquímico acumulación de CFCs

20. La degradación del Ozono (O 3) tiene efectos letales en la vida en la Tierra, debido a A) B) C) D) E)

el aumento de la contaminación de la troposfera el aumento de agentes oxidantes en el aire la disminución de la temperatura media del planeta el aumento de la cantidad de radiación UV que incide en los organismos vivos la disminución de la cantidad de oxígeno en el aire

21. La importancia de la atmósfera se representa en: I. El filtro UV natural II. La capacidad termorreguladora III. La existencia de presión atmosférica A) solo I B) solo II C) solo III D) I y II E) Todas 22. Si consideramos al aire como una solución gaseosa, el principal soluto y el solvente son, respectivamente: A) B) C) D) E)

nitrógeno y oxígeno CO2 y oxígeno nitrógeno y CO2 hidrógeno y oxígeno oxígeno y nitrógeno


23. El smog fotoquímico es principalmente causado por A) B) C) D) E)

monóxido de carbono óxidos de nitrógeno CFCs óxidos de azufre ninguna de las anteriores

24. “El aumento de este gas a lo largo de los últimos años ha repercutido en un aumento de la temperatura del planeta”, la sustancia a la que hace alusión este enunciado es: A) B) C) D) E)

dióxido de carbono CFC-12 monóxido de carbono ozono ninguno de los anteriores

25. El proceso de flotación del cobre tiene como objetivo: A) B) C) D) E)

Pulverizar el cobre Concentrar el mineral del cobre Disolver el mineral del cobre Refinar el material del cobre Moldear al material del cobre

26. En algunas mineras cupríferas se utiliza la lixiviación, proceso que consiste en A) B) C) D) E)

rociar pilas de mineral oxidado con una solución de ácido sulfúrico someter una disolución del mineral a electrólisis oxidar el mineral con aire en un horno a alta temperatura tratar el mineral con soda cáustica agregar un reactivo químico que adhiere las partículas del mineral a burbujas de aire

27. El cobre de alta pureza se obtiene en A) B) C) D) E)

el ánodo de una celda electrolítica el cátodo de una celda electrolítica una solución de sulfato de cobre el contenedor de lixiviación el horno de fundición de mineral

28. ¿Qué material está formados por cationes y aniones y posee una baja conductividad térmica? A) B) C) D) E)

Cerámicos Poliméricos Electrónicos Arcillosos Ninguna de las anteriores.


29. “Capacidad de un material de soportar grandes esfuerzos sin fracturarse”. Esta definición corresponde a: A) B) C) D) E)

Dureza Elasticidad Resistencia Tenacidad Flexibilidad

30. De las siguientes opciones, ¿cuál NO corresponde a una propiedad física de los materiales? A) B) C) D) E)

La dureza El punto de fusión La fractura La conductividad eléctrica La corrosión




Respuesta a los ejercicios PSU Unidad 1 1

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Química Libro 01 2016 Piloto

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