Quimica-Pamer

QUÍMICA TEMA 0

DENSIDAD Y TEMPERATURA SNII2Q0

DESARROLLO DEL TEMA

DENSIDAD

II. DENSIDAD RELATIV RELATIVA A

Es una unidad de concentración física de toda especie homogénea. Nos indica la masa existente por unidad de volumen. Existen dos clases de densidad

Se dene como el resultado de la comparación de las densidades absolutas (entendiéndose por comparación, el dividir una densidad absoluta entre otra densidad absoluta, que se toma como comparación), para calcularla podemor utilizar:

I. DENSIDAD ABSOLUTA Se dene como la masa que hay en una unidad de volumen, para calcular su valor podemos utilizar la siguiente ecuación: D=

m V

Da

Da/b =

Db

III. DENSIDAD DE UNA MEZCLA La densidad de una mezcla es el promedio ponderado de las densidades de las sustancias que intervienen en la mezcla, se calcula mediante la siguiente ecuación:

Donde: m: masa V: volumen kg g g Lb ; ; ; ;... etc. 3 L mL cm pie3

Dm =

A. Principales densidades densidades

Sustancia

D (g/mL)

mT VT

Donde: mt = m1 + m2 + m3 + m4 + ... + mn

Agua

1,0

Vt = V1 + V2 + V3 + V4 + ... + Vn

Aceite

0,8

Casos especiales

Mercurio (Hg)

13,6

Amoníaco (NH3)

2,1

Hierro

7,8

Aire

1,3

Diamante

3,5

Grato

2,2

SAN MARCOS REGULAR 2014 – II

I. Si se mezclan volúmenes iguales de "n" componentes. Dm=

D1 + D2 + D3 + ... ...+ + Dn n

II. Si se mezclan masas iguales de "n" componentes. Dm =

1 1

n 1 1 1 1 + + + ... + D1 D2 D3 Dn

QUÍMICA

TEMA 0

DENSIDAD Y TEMPERA TEMPER ATURA

TEMPERATURA La temperatura es una medida de a energía cinética media de las partículas constitutivas de un cuerpo material (átomos, iones o moléculas); o sea, es una medida del grado de movimiento molecular, iónido o atómico. La temperatura se mide con el termómetro. Es una propiedad intensiva de las sustancias; por ejemplo podemos hervir 300 g o 2 kg de H2O y la temperatura de ebullición, siempre será 100° C a la presión normal; es decir, decir, no depende de la cantidad de materia.

por primera vez (1848) su signicado como la menor temperatura alcanzable de una sustancia. En la práctica es imposible alcanzar esta temperatura. Comparación de las escalas de temperatura

Pto. ebullición del H2O

I. TERMÓMETRO

0

Pto. congelación del H2O + NH4Cl

F

K

R

212 373

672

32

492

273

0 –273 – 273 – –460 460 0

Cero Absoluto

0 0

Transformaciones entre escalas

II. ESCALA DE TEMPERATU TEMPERATURA RA

°C °F – –32 32 K –273 – 273 R –492 – 492 = = = 5 9 5 9 A partir de esta expresión general, obtenemos las siguientes relaciones particulares. °C °F – –32 32 = 5 9

⇒

K = °C + 273

°F – –32 32 R –492 – 492 ⇒ R = °F + 460 = 9 9

III. CERO ABSOLUTO Es una temperatura hipotética, es el estado de temperatura más bajo que una sustancia podría alcanzar, a la cual según la teoría cinética molecular cesaría todo movimiento de las moléculas (si T = 0 ⇒ Ec = 0), la presión y el volumen serían nulos, esto implicaría una ausencia total de materia lo cual es denominado vacío absoluto. Según determinaciones experimentales que se detallaran en el tema de gases ideales el cero absoluto se presenta a – a –273,15° 273,15° C y fue Lord Kelvin que comprendió

100

Pto. congelación del H2O

Instrumento para medir la temperatura de un cuerpo, los cuales deben estar calibrados ciertas escalas que son de diferente rango y tipos, dependiendo de la magnitud de la temperatura. Ejemplo: Termómetro ordinario: ordinario: Son tubos capilares que contienen mercurio (Hg) u otro líquido.

Los termómetros están graduados según ciertas escalas que podemos clasicarlas en dos grupos: A. Escalas relativas: relativas: Tienen como referencia los puntos de ebullición y congelación del agua (Celsius y Fahrenheit). B. Escalas absolutas: Tienen como referencia el cero absoluto (temperatura donde cesa todo movimiento molecular Kelvin y Rankine)

C

Escalas

IV.. VARIACIÓ IV ARIACIÓN N DE TEMPERATURA (DT) Nos indica los incrementos de aumento o disminución de temperatura. 1 °C < > 1,8 ° F < > 1K <> 1,8 R DT = Tf – – T Ti

⇒

Tf = Ti – – DT DT

PROBLEMAS RESUEL RESUELTOS TOS Problema 1 Convertir 27 °C a Kelvin A) 10K B) –273K C) 20K D) 300K E) 400K

Problema 2 Convertir 298K a grados Celsius A) 25 °C B) 27 °C C) 0 °C D) 127 °C E) 400 °C

Resolución: T = 27 °C T = 27 °C + 273 T = 300K

Resolución: T = 298K T = 298K – 273 T = 25 °C Respuesta: 300K

TEMA 0

QUÍMICA

Problema 3 ¿Cuál es la densidad de un líquido, si 20 mL de este, tiene una masa de 16 gramos. A) 0,2 g/mL B) 5 g/mL C) 0,1 mL D) 0,8 g/mL E) 0,19 g/mL Resolución: g m 16 g D = = = 0,8mL V 20 mL

Respuesta: 25 °C

2 2

Respuesta: 0,8 g/mL

SAN MARCOS REGUL REGULAR AR 20 201 14 – II

DENSIDAD Y TEMPERA TEMPER ATURA

PROBLEMAS DE CLASE 1.

2.

¿Cuál es la unidad de la densidad según el S.I.? A) g/mL B) g/cm3 C) kg/L D) kg/m3 E) g/m3

A) 1,09 g/mL C) 1,16 E) 1,40 6.

Determine la masa de un cuerpo de 2 g/cm3 si ocupa un volumen de 400 mL. A) 0,4 kg B) 0,8 g C) 800 g D) 0,1 g E) 1,2 kg Determine la densidad de una mezcla formada por 200 mL de agua y 0,2 L de vinagre. ρagua = 1 g/mL ρvinagre = 0,75 g/mL A) 0,452 g/mL B) 0,645 g/mL C) 0,875 g/mL D) 0,750 g/mL E) 1,250 g/mL

4.

5.

Se prepara una mezcla con 700 g de diamante y 500 g de hierro. ¿Cuál es la densidad de la mezcla? 3 ρdiamante = 3,5 g/cm 3 ρhierro = 7,9 g/cm A) 4,56 g/mL B) 4,38 g/mL C) 1,26 g/mL D) 9,04 g/mL E) 8,75 g/mL Hallar la densidad de una mezcla de alcohol y etilenglicol formada en una relación de volúmenes de 2 a 3 respectivamente y sus densidades son 0,789 y 1,11 g/mL respectivamente.

A) 540 R C) 320 R E) 780 R

40 m l

4 0 ml

0 ml

0 ml 11. En el siguiente gráco determinar “x” en grados “N: °N °C

mtotal = 275 g

Hallar la densidad del líquido. A) 800 kg/m3 B) 750 g/mL C) 666 g/mL D) 0,833 g/mL 3 E) 720 g/cm 7.

8.

9.

C) 32 °F E) b y d

D) 0 K

80

100 0 B) 325 °N D) 285 °N

12. Alumnos de la UNMSM construyen una nueva escala de temperatura «U» , donde el agua se congela a 10 °U y hierve a 150 °U. ¿A qué lectura se cumple que la lectura en °C coincida con la lectura en °U? A) – –20 20 °U B) 25 °U C) – –25 25 °U

¿A qué temperatura en grados Rankine equivale –25 °C?

SAN MARCOS REGUL REGULAR AR 2014 – II

345

A) 345 °N C) 227 °N E) 275 °N

¿Cuál de las siguientes temperaturas temperaturas corresponde al cero absoluto? B) – –273 273 °C

x

–20 – 20

Marque la relación incorrecta: I. K = °C + 273 II. R = °F + 460 III. F = 1,8 °C – °C – 32 32 A) Solo I B) Solo II C) Solo III D) I Y II E) II y III

A) 0 °C

B) 160 R D) 447 R

10. Un incremento de temperatura de 40ºC equivale a un incremento de: A) 72 K B) 72 ºF C) 40 R D) 40 ºF E) 72 ºC

Dado el siguiente esquema:

mprobeta = 250 g 3.

B) 1,04 D) 0,9

3 3

D) 30 °U E) – –30 30 °U

QUÍMICA

TEMA 0

QUÍMICA TEMA 1

MATERIA Y ENERGÍA SNII2Q1

DESARROLLO DEL TEMA

II. ESTADOS DE LA MATERIA

MATERIA: • • •

Posee masa y volumen. Posee movimiento Es toda realidad objetiva perceptible a los sentidos.

1. Sólido:

FUERZA COHESIÓN

Según Einstein la materia es la energía condensada y la energía es la materia dispersada.

FORMA : VOLUMEN : COMPRESIÓN :

I. PROPIEDADES DE LA MATERIA

FUERZA REPULSIÓN

DEFINIDA INVARIABLE NULA

2. Líquido:

FUERZA COHESIÓN

A. Propiedades Generales o Extensivas:

Dependen de la masa. 1. Inercia 2. Indestructibilidad 3. Impenetrabilidad 4. Extensión 5. Gravedad 6. Divisibilidad

FORMA : VOLUMEN : COMPRESION :

=

FUERZA REPULSIÓN

NO DEFINIDA INVARIABLE POCO

3. Gaseosa: (Fluidos compresibles)

FUERZA REPULSIÓN

B. Propiedades Particulares o Intensivas:

No dependen de la masa 1. Temperatura 2. Presión 3. Densidad 4. Color 5. Elasticidad 6. Porosidad 7. Maleabilidad (Láminas) 8. Ductibilidad (Hilos) 9. Flexibilidad 10. Dureza 11. Conductibilidad 12. Viscosidad 13. Tenacidad 14. Comprensibilidad y Expansibilidad


>

FORMA : VOLUMEN : COMPRESIBLE :

>

FUERZA COHESIÓN

NO DEFINIDA INVARIABLE SI

4. Plasmático:

Sistema que se halla a elevadas temperaturas (2.104K), constituidos por Iones y Partículas subatómicas. El Sol, Estrellas, Núcleos de la Tierra. COLOIDE: • Fenómeno de Dispersión de la luz (EFECTO TYNDALL) • Tiene 2 fases: Dispersa y Dispersante. • Tiene movimiento Browniano • para reconocerlo se aplica el “Efecto Tyndall” Ej. Gelatina, Flan, Clara de huevo.

1 1

QUÍMICA

TEMA 1

MATERIA Y ENERGÍA

III. CAMBIOS DE LA MATERIA

IV. CLASIFICACIÓN DE LA MATERIA MATERIA

A. Cambios o fenómeno físicos

• Cambia solo la apariencia y mantiene constante su composición. • Pueden regresar a su estado inicial

Sustancia

FUSIÓN SÓLIDO

Mezcla

Simple

LÍQUIDO

SOLIDIFICACIÓN S U B L Ó N I I M C A C C O U A I N C Ó M P I N L I Ó E C N S A I Z A C R I Ó P O N GASEOSO V A – Sublimación: Hielo seco (CO2), Naftalina, Etc. – VAPORIZACIÓN (toda la Masa): – EVAPORACIÓN: se produce en la supercie Ejm.: H2O del mar – VOLATIZACIÓN: se evapora sin hervir. Ejm: Acetona, Bencina

Homogénea

• Ozono (O3) • Sodio (Na)

• agua + sal

Compuesto

Heterogénea

• Agua (H2O) • FeO • NaCl

• agua + aceite

A. Sustancia

• Composición denida y constante • Presentan formula química 1. SIMPLE (elemento): Presenta un solo tipo de átomo. – Ozono (O3) – oxigeno (O2) – Grato (C) – diamante (C) – Fosforo (P): blanco – rojo – Asufre (S) : rómbico –monoclinico

B. Cambio o fenómeno químicos

• Cambia su composición química • No puede regresar a su estado inicial por procesos físicos. • Oxidación, reducción, combustión, fermentación, fotosíntesis, respiración, electrolisis, digestión, formación de lluvia ácida.

2. COMPUESTA: Presentan de dos a mas tipos de átomo. – Agua(H2O) – Peróxido de hidrogeno(H2O2) – Etanol – Glucosa – propano

C. Cambio o fenónmeno alotrópico

C(GRAFITO) → C(DIAMANTE)

B. Mezcla

• Composición denida y constante • No presentan formula química 1. HOMOGÉNEA: Solución Diamante

Grato

MEZCLA HOMOGÉNEA (AGUA Y SAL)

Fullereno C60

TEMA 1

QUÍMICA

2 2


MATERIA Y ENERGÍA

– Agua + sal – Agua + azúcar – Limonada – Vinagre – Aire – petroleo – Laton (Cu+Zn) – Bronce (Cu+Sn) – Acero (Fe+C)

MEZCLA HETEROGÉNEA (AGUA Y ACEITE)

COLOIDES: – Mayonesa – Neblina – Mantequilla – Gelatina

2. HETEROGÉNEA: Coloide y suspensión

SUSPENSIÓN Agua+aceite agua+ arena milanta concreto

ENERGÍA Es todo aquello capaz de producir trabajo. También se dene como materia dispersa. Clases: Energía Mecánica, Energía Eléctrica, Energía Química, Energía Radiante, Energía Luminosa y Energía Atómica. LEY DE LA CONSERVACIÓN DE LA MASA DE EINSTEIN, estableció 2 ecuaciones: 1era. Ecuación: E = m.c2

A. Mezclas

Son aquellas cuyos componentes se encuentran en cualquier proporción no sufren cambios en sus propiedades, no hay reacción química y pueden separarse por métodos físicos Ejm. AGUA DE MAR, LATÓN, PETROLEO • SISTEMA DE UNA MEZCLA

Fases: Separaciones (Liq., Sol., Gas., Coloide, etc.)

m = masa (g, kg) c = velocidad de la luz c = 3.105 km/s c = 3.108 m/s c = 3.1010 cm/s E = Energía (ergios, joules)

• COMPONENTES

Pueden ser elementos o compuestos. Ejm.: Cu, H2O • CONSTITUYENTES

Tipos de átomos de la mezcla. Ejm. H2O + NaCl Constituyentes: H, O, Na, Cl

2da. Ecuación mf =

I. MEZCLAS Y COMBINACIONES

m0 1 –

J Vf N2 K cO L P

B. Combinaciones

Son aquellos cuyos componentes están en proporciones denidas y jas, donde ocurren reacciones químicas, formando así los productos (nuevas sustancias) sólo se separan por medios químicos. Ejm: LA COMBUSTIÓN DEL PAPEL

m0 = masa en reposo mf = masa en movimiento vf = velocidad nal c = velocidad de la luz


3 3

QUÍMICA

TEMA 1

MATERIA Y ENERGÍA

PROBLEMAS RESUELTOS Problema 1 En la detonación de una bomba atómica, se observa que de 1 kg de uranio−235, el 10% se convierte en energía. Determine, ¿cuántos joules de energía se han producido? A) 70 TJ B) 500 TJ C) 9 PJ D) 5 GJ E) 40 GJ

Problema 2 En un proceso de sión nuclear se utilizó 0,5 kg de Plutonio –239, observándose una liberación de 90 TJ de energía. ¿Qué porcentaje de la masa inicial no se convirtió en energía? A) 92,5 B) 82,5 C) 5,2 D) 99,8 E) 95,2

Resolución: Según Einstein: E = Dm . c²

Resolución: Según Einstein E = Dm . c² 90 × 1012 E Dm = 2 = J c mN2 K 3×108 s O P L

N J 108m N 2 J 10 × 1000g g O K 3× K E = 100 s OP PL L

E = 9 × 1015J 9 Peta Joule

Respuesta: 9 PJ

Dm

El porcentaje de masa inicial que no se convierte en energía es: % = 0,5 – 0,001 × 100 = 99,8 0,5 Respuesta: 99,8

Problema 3 ¿Qué elemento no tiene formas alotrópicas? A) Azúfre B) Oxígeno C) Fósforo D) Carbono E) Nitrógeno Resolución: El N2 (g) no tiene formas alotrópicas.

= 10−3 kg = 0,001 kg

Respuesta: Nitrógeno

PROBLEMAS DE CLASE

EJERCITACIÓN 1.

2.

Marque la secuencia de métodos de separaciones físicas que emplearía para separar una mezcla formada por agua, cloruro de sodio y cuarzo. (SiO2) A) Ebullición, decantación B) Filtración, evaporación C) Destilación, centrifugación D) Evaporación, trituración E) Decantación, sedimentación

4.

Determine la cantidad de calor en Kcal necesaria para que 3 litros de agua eleven su temperatura de 20ºC a 30ºC. Dato: c.e.agua= 1 cal g °C g ρagua= 1 mL –1 B) 3,0 × 104 A) 3,0 × 10 C) 3,0 × 10 –2 E) 3,0 × 102

3.

de la masa que se transformó en energía. A) 48,5 B) 66,7 C) 33,3 D) 6,67 E) 98,2

D) 3,0 × 101

5.

En una reacción nuclear se liberan 4,5x1011J dejando una masa residual de material radioactivo de 10mg. Determine el porcentaje

TEMA 1

QUÍMICA

Marque la alternativa correcta que clasique respectivamente a los cambios como físicos, químicos y nucleares. I. fermentación de la glucosa II. Dilatación de una barra de cobre III. Generación de una partícula α IV. Reducción del cloro V. Fusión del cloruro de sodio A) FQNFQ B) FFQQF C) QFQQF D) QQNFF E) QFNQF Señale la propiedad general de la materia: A) elasticidad B) comprensibilidad C) viscosidad D) impenetrabilidad E) dureza

4 4

PROFUNDIZACIÓN 6.

Determine el calor especíco en cal/ °C del hkierro, si para modicar en 70 °C la temperatura de 205 g de este metal se necesitan 1520 calorías. A) 1,06 x 100 B) 1,06 x 101 C) 1,06 x 10 –1 D) 1,06 x 10 –2 E) 1,06 x 102

7.

Respecto a materia es incorrecto armar: A) El cuerpo material puede ser homogénea o heterogénea B) Se encuentra en constante movimiento C) Una propiedad importante de la materia en su forma condensada, es la inercia D) Se manifiesta como cuerpo material (sustancia) y como energía. E) La masa y la energía no son interconvertibles


MATERIA Y ENERGÍA

8.

9.

Indique. ¿Qué propiedad de la materia es considerada intensiva? A) Densidad B) Peso C) Fuerza D) Volumen E) Masa Señalar la armación incorrecta: A) El oxí oxígen geno, o, car carbon bonoo pos poseen een fenómeno alotrópico B) La mezcla de agua, sal y azúcar azúcar es monofásica C) Agua y alcohol forman una mezcla homogénea D) Agua y aceite forman mezcla heterogénea E) Combinación química es lo mismo que mezcla

SISTEMATIZACIÓN 10. Indique la relación incorrecta: A) Mercurio : Sustancia simple simple B) Azúcar : Sustancia compuesta C) Agua oxigenada : Mezcla homogénea D) Diamante : Sustancia pura E) Bronce : Mezcla heterogénea heterogénea 11. Se tiene en laborator laboratorio io las siguientes muestras: I. Grato II. Agua destilada III. Agua potable IV. Agua regia V.. Ácido muriático V Indique aquellas que son mezclas.


5 5

A) III, IV y V B) II, V y VI C) I, II, IV y V D) I, II y V E) Todos 12. De acuerdo a las propiedades de la materia que relación no es adecuada: I. Plata II. Fotosíntesis III. Densidad IV. O2(l) → O2(g) V.. H2O(l) → H2O(s) V a. Propiedad intensiva b. Vaporización c. Fenómeno químico d. Maleable e. Fenómeno alotrópico A) Id B) IIc C) IIIa D) IVb E) Ve

QUÍMICA

TEMA 1

QUÍMICA TEMA 2

ÁTOMO - NÚMEROS CUÁNTICOS SNII2Q2

DESARROLLO DEL TEMA

I. TEORÍAS Y MODELOS ATÓMICOS

sellado que contiene gas a presiones muy bajas, este tubo posee dos placas, el cátodo (–) y el ánodo (+), cuando se aplica un alto voltaje (10000 voltios), la placa con carga negativa (cátodo) emite un rayo invisible (rayo catódico) el cual se dirige a la placa con carga positiva (ánodo).

A. Teoría Atómica Atómica de Dalton Dalton (1808)

Su modelo atómico se basa en los postulados que se presentan a continuación: 1. Todos los elementos químicos están constituidos constituidos por átomos los cuales son partículas invisibles e indivisibles. 2. Los átomos de un mismo elemento presentan presentan igual tamaño, masa y otras propiedades. 3. Los átomos diferentes poseen propiedades diferentes. 4. En una reacción química química los átomos se reordenan sin destruirse, lo cual ocurre en proporciones numéricas simples. Ejemplo: + C O Ejemplo:

CO

C

CO2

O

•

En 1897 Joseph Thomson utiliza un tubo tubo de de rayos rayos

catódicos en el cual instala un campo eléctrico mediante placas cargadas y observó que los rayos se desviaban hacia la placa positiva con lo cual

concluyó que el rayo catódico es una corriente de partículas partíc ulas con cargas cargas negati negativas, vas, a dichas partículas las llamo electrones, como había sugerido

anteriormente Stoney Stoney..

– – – –

++++

B. Identifcación del electrón electrón • Los rayos rayos catódicos catódicos fueron fueron descubiertos por

Cátodo Ánodo (–) (+)

Julius Plücker (1859) y fueron estudiados con más detalle por Willian C rookes (1886). El tubo de rayos catódicos consiste en un tubo de vidrio


Ranura en el ánodo

Rayos Catódicos desviados

Experimento de Thomson

1 1

QUÍMICA

TEMA 2

ÁTOMO - NÚMEROS CUÁNTICOS

Tercer Postulado Cuando un electrón gira en un nivel u orbita permitida no emite ni absorbe energía.

C. Modelo Atómico Atómico de Thomson (1904)

Thomson partiendo de su descubrimiento o plantea

que el átomo es una esfera de masa compacta y de carga positiva distribuida homogeneamente en

Cuarto Postulado

la cual se encuentran incrustados los electrones de

El electrón emite energía cuando se acerca al núcleo

carga negativa de tal manera que neutraliza la carga

y absorbe energía cuando se aleja de él.

positiva de la esfera. A este este modelo se le conoció como el modelo del budín con pasas.

EMITE ENERGÍA

ABSORBE ENERGÍA

D. Modelo Atómico de Ruther Rutherford ford (1911)

Después de realizar el experimento del pan de oro Rutherford descubre el núcleo atómico con lo cual

e –

+

plantea su modelo atómico, que considera al átomo como un sistema planetario en miniatura cuya parte

Núcleo

+ Núcleo

central posee un núcleo diminuto y positivo alrededor

del cual giran los electrones en orbitas circulares y concéntricas.

n=1 (nivel de n = 2 energía) MAYOR ENERGÍA

n=1

n=2 MAYOR ENERGÍA

F. Modelo Atómico de Bohr–Sommerfeld (1913)

Arnold Arno ld Som Sommer mereld eld formu ló la exis existenc tencia ia de los

subniveles de energía, sostuvo también que los electrones aparte de seguir orbitas circulares también seguían orbitas elípticas

E. Modelo Atómico Atómico de Niels Bohr

Niels Bohr no descarta totalmente el modelo de Rutherford, estando su modelo basado en los

siguientes postulados. Primer Postulado Los electrones giran alrededor del núcleo en estado de equilibrio debido a que las fuerzas que actúan sobre

el se anulan entre si. G. Modelo Atómico Actual

Segundo Postulado Los electrones solo pueden girar en ciertas regiones llamadas niveles de energía.

TEMA 2

QUÍMICA

Según el modelo atómico actual el átomo presenta dos partes: el núcleo y la zona extranuclear. extranuclear.

2 2



1. Núcleo Parte central del átomo, contiene a los protones y neutrones. Es muy pequeña en comparación al átomo.

3. Clasicación de partículas

Zona extranuclear D A DN

D A ≈ 10000DN Donde:

+ ++ ++ + +

D A → Diámetro del átomo

Núcleo atómico

DN → Diámetro del núcleo Nota:

Concentra el 99,99% de la masa total.

Jhon Dalton poseía un deciente manejo del lenguaje y su único pasatiempo era jugar a los bolos los jueves

2. Zona extranuclear

por la tarde. Probablemente la visión de esas bolas de madera le dio la idea de la teoría atómica.

Parte externa del átomo que envuelve al núcleo y

contiene los electrones.

PARTÍCULAS SUB ATÓMICAS

LEPTONES

HADRONES

Partículas de interacción débil, parecen no tener ninguna estructura

Electrón

(e –)

Partículas constituidas por Quarks.

BARIONES Tiene espín fraccionario y están formados por 3 Quark

Neutrino (N)

Muón (u)

MESONES Tienen espín entero y están formados por 2 Quark

Protón

Mesones p (Pión)

Neutrón

Mesones k (kaón)

Hiperón Λ Hiperón Σ Hiperón W

QUARK -

Son las mínimas expresiones de materia hasta ahora encontradas.

-

Hoy conocemos 6 tipos de Quark. QUARK Up

SIGNIFICADO Arriba

SÍMBOLO u

SPIN 1/2

CARGA +2/3

Down

Abajo

d

1/2

–1/3

Charm

Encanto

c

1/2

+2/3

Strange

Extraño

s

1/2

–1/3

Top

Cima

t

1/2

+2/3

Bottom

Profundo

b

1/2

–1/3


3 3

QUÍMICA

TEMA 2


4. Partículas Subatómicas fundamentales

Como puedes notar el átomo posee una gran variedad de partículas (200) de las cuales 3 son las más importantes (p+, n°, e –) y por eso se llaman partículas fundamentales. Características de las partículas subatómicas fundamentales

PARTÍCULA Símbolo

g uma Absoluta Relativa

Masa Carga

PROTÓN p+ 1,672 × 10 –24

NEUTRÓN n° 1,675 × 10 –24

1,0073

1,0087

× 10 –19 C

+1,6022 +1

0 0

E. Rutherford

Descubridor

T. Chadwick

(1919) Nota: masa neutrón > masa protón > masa electrón

–1/3

qp = + 2 + 2 – 1 = + 1 3 3 3

d

(1932)

Ejemplo: Si:

Estructura del Protón

39 19 K

qp = +1 u

(carga del protón)

u

+2/3

ELECTRÓN e – 9,1095 × 10 –28 0,00055 +1,6022 × 10 –19 C –1 J. Thomson (1897)

Se tiene: A = 39 #P+=19 #e –=19 Z = 19 N = 20

Observación:

1.

+2/3

En todo átomo neutro se cumple: #p+ = #e – = Z

Un protón está formado por 2 Quarks Up y un Quark Down 2.

Cuando un átomo no es neutro se le llama ión. Catión (x+), perdió electrones

Estructura del Neutrón

+2/3

Ión Anión (x –), ganó electrones

qn = + 2 – 2 – 1 = 0 3 3 3

u

Ejemplos:

qn = 0 d –1/3

Si:

(carga del neutrón)

d

Se tiene:

27

13 Al

+3

–1/3

Un neutrón está formado por 2 Quarks Down y un Quark Up.

Si: 37 17

5. Representación de un núclido Se llama núclido a un átomo con un número de p+ y n° denido.

A = 27 #P+=13 #e –=13–3 = 10

Z = 13 N = 14 Se tiene:

–

Cl

A = 37 #P+=17 #e –=17+1 = 18 Z = 17 N = 20

Nota: Se llama número atómica al número de protones. Se llama número de masa al número de partículas fundamentales en el núcleo.

A ZE

Donde: A = Número de masa Z = Número atómico N = Número de neutrones (#n°)

II. CLASIFICACIÓN DE NÚCLIDOS A. Isótopos(Hílidos)

Z

= #p+

TEMA 2

A = Z + N

Poseen igual "Z" y pertenecen al mismo elemento

N = A – Z

QUÍMICA

4 4



químico. Los isótopos poseen propiedades químicas iguales y propiedades físicas diferentes.

C. Isótonos

Poseen igual "N", tienen propiedades físicas y químicas diferentes. Ejemplo:

Ejemplo: Isótopos del hidrógeno. 1 1H

Abundacia Forma

2 1H

Protio 99,985% H2O Agua

3 1H

Deuterio Tritio 0,015% 10 –15% D2O T2O Agua Agua pesada super pesada

común

Poseen igual "A", tienen propiedades físicas y químicas diferentes. Ejemplo:

A = 40

A = 40

N = 12

N = 12

Son aquellas especies químicas que poseen igual cantidad de electrones. Ejemplo:

B. Isóbaros

40 18 Ar

24 12 Mg

III. ESPECIES ISOELECTRÓNICAS

7

40 20 Ca

23 11 Na

N –3

11 Na

#e – = 7 + 3 = 10

+1

#e – = 11 – 1 = 10

Nota: #e – = Z– (Carga del ión)

NÚMERO CUÁNTICO PRINCIPAL ( N) Determina el nivel principal de energía para un electrón y el tamaño del orbital.

I. NÚMERO CUÁNTICO SECUNDARIO (l ) También se denomina número cuántico azimutal o del

Dene el tamaño del orbital, porque a mayor "n" mayor

momento angular, designa para el electrón el subnivel de energía donde este debe encontrarse dentro de un nivel

tamaño". 1s

1s

"n" y dene para el orbital la forma geométrica.

= 0, 1, 2, 3, ..., (n – 1)

l

n=1

Relación de subniveles para cada valor de L.

n=2

AUMENTA ESTABILIDAD Capas

K

L

M

N

O

P

Q

+ Núcleo Niveles

l

Subnivel

Nombre

0 1 2 3

s p d f

Sharp

Principal Difuso Fundamental

Ejemplos: n=1 n=2 n=3 n=4 n=5 n=6 n=7 •

AUMENTA ENERGÍA

n=1 l =

Se cumple: #max e – = 2n2

•

nivel

Si: n = 3 #maxe –

= 2(3)2

= 18


5 5

0

n=3 l =

0, 1, 2

↓

↓ ↓ ↓

s

s p d

n=2 l =

•

0, 1

•

n=4 l =

0, 1, 2, 3

↓ ↓

↓ ↓ ↓ ↓

s p

s p d f

QUÍMICA

TEMA 2


FORMAS DE LOS ORBITALES Orbital "s"

Orbital "p"

z

Orbital "d"

Orbital "f"

z

x

x

x

y

y

II. NÚMERO CUÁNTICO MAGNÉTICO (ml )

Determina para el electrón el orbital donde se encuentra dentro de un cierto subnivel de energía, determina para el orbital, la orientación espacial que adopta cuando es sometido un campo magnético externo. ml = –l 1, ... , –1, 0, +1, ..., + l

Valores para "ml ":

Subnivel

l

Orbitales

Número de orbitales (2l + 1)

Número de máximo de e – (4l + 2)

1

2

3

6

5

10

7

14

PS

0

s 0

s ml

1

PS

PS

PS

Py 0

Pz

ml

Px –1 PS

PS

PS

PS

dxz

dz2

dyz

ml

dxy –2

–1

0

+1

ml

–3 –2 –1

p

2

d

3

PS

f

PS

+1

PS

PS

dx2 –y2 +2

PS

PS

PS

PS

0

+1

+2

+3

c) Orbitales d (forma tetralobular)

Gráfcas de los principales orbitales atómicos a) Orbital "s"

z

x

y

b) Orbitales p (forma dilobular)

dyz

dxz

Grácas de los orbitales "p": z z

x y

Px

x z

dxy

y Pz

x y

TEMA 2

d x2 – y2

Py

QUÍMICA

6 6

dz2



III. NÚMERO CUÁNTICO DEL ESPÍN MAGNÉTICO (m s) Dene el sentido de rotación de un electrón alrededor de su eje imaginario.

Giro Antihorario

Giro Horario

Eje imaginario P

S

ms = + 1/2

ms = – 1/2

PROBLEMAS RESUELTOS Problema 1 Determina el número de nucleones

A) 14

B) 15

D) 17

E) 18

C) 16

A) 70

B) 75

D) 85

E) 90

C) 80

fundamentales (A), si: A + Z + N = 100

SAN MARCOS

SAN MARCOS 1990

SAN MARCOS

NIVEL INTERMEDIO

NIVEL FÁCIL

NIVEL FÁCIL

A) 10 D) 40

B) 20 E) 50

C) 30

Resolución:

A + Z + N = 100

Resolución:

Resolución:

A = Z + N 33 = x + 1 + x + 2 33 = 2x + 3 x = 15

Datos: N° n° = 38 C.E.: [Kr]5s1

Se cumple ⇒ p+ = e – = Z = x + 1 \ Z = 16

Z(Kr) = 36

Sabemos:

14243

A+

A = 100 2A = 100 \ A = 50

⇒ Zátomo = N° p+ =

Respuesta: 16 Respuesta: 50

→ A

Problema 3 Problema 2

33

1

Sea el átomo: x+1 E x+2 Halla la carga nuclear (Z).

36 + 1 = 37

= p+ + n° → A = 38 + 37 = 75 \ El número de masa es 75

Halla el N° de masa (A) de un átomo que posee 38 neutrones y su conguración

es [Kr]5s1.

Respuesta: 75

PROBLEMAS DE CLASE EJERCITACIÓN 1.

mismo elemento son idénticos. V. Los electrones se encuentran

Indique el valor de la carga nuclear. A) 40 B) 42 C) 44 D) 46 E) 48

fuera del núcleo, desplazándose

Respecto a los átomos, según

en regiones de máxima probabilidad. A) Solo I B) II y III C) III y V D) Solo IV E) IV y V

la Teoría Actual, es falso: I. El neutrón es la partícula más pesada en el átomo. II. El núcleo concentra la casi

totalidad de la masa del átomo. III. Loa electrones poseen una carga negativa IV. Todos los átomos de un

de su número atómico.

2.

Un catión divalente presenta 43 neutrones y un número de masa

que excede en una unidad al doble


7 7

3.

En el núcleo de un átomo existe

neutrones equivalentes al doble de los protones, si la suma del número de masa, el número atómico y el número de neutrones es 108.

¿Cuántos neutrones posee el átomo?

QUÍMICA

TEMA 2


A) 36 D) 32 4.

B) 34 E) 18

C) 38

nucleones neutros es 69 y sus nucleones fundamentales suman 132. Determine el valor de su carga nuclear del átomo con mas neutrones. A) 21 B) 20 C) 22 D) 23 E) 24

Si un catión (+2) tiene 30 electrones y 34 neutrones en su núcleo. Hallar su número másico.

A) 60 D) 66 5.

B) 62 E) 58

C) 64 8.

Si la suma de protones de los iones A+2 y B –3 es 38. Determinar la suma de los números atómicos de

los iones A –2 y B+5. A) 35 B) 36 D) 38 E) 34

C) 37

9.

La suma de los números atómicos

de dos isóbaros es 100 y la suma de sus números de neutrones es 120. Hallar el número de masa de

los isóbaros. A) 100 B) 105 D) 115 E) 120 7.

¿Qué signica la notación 5d 5?

A) Cinco orbital “d” incompletos cuyos números cuánticos n= 5 y l = 2. B) Cinco electrones que constituyen 3 orbítales “d” cuando n = 4 C) Cuatro orbítales “d” completos

PROFUNDIZACIÓN 6.

¿Cuál de los siguientes subniveles tiene más energía? A) 4f B) 3d C) 4s D) 5s E) 5p

orientados según cinco valores

de “m” D) Cuatro electrones en los orbítales “d” cuando “n” es igual a 4 E) N.A.

C) 110

Se tiene los átomos “J”, “L” y “Q”, los cuáles tienen carga nuclear

SISTEMATIZACIÓN

consecutiva y dichos átomos

10. ¿Cuál de las siguientes combinaciones

son isóbaros. Si la suma de sus

TEMA 2

QUÍMICA

no representa un orbital permitido?

8 8

I. 3 II. 2 III. 4 IV. 2 V. 5

0 1 – 1/2 2 0 + 1/2 3 –4 – 1/2 2 –2 – 1/2 2 2 + 3/2

A) Sólo III B) IV y V C) III, IV y V D) II, IV y V E) todos 11. Determine la combinación de números cuánticos para el último

electrón distribuido para un átomo que presenta 127 nucleones de los cuales 74 son neutrones.

A) B) C) D) E)

5; 1; 0; –1/2 5; 1; 0; +1/2 5; 1; +1; –1/2 5; 1; –1; +1/2 5; 1; –1; –1/2

12. Cada uno de los siguientes grupos de números cuánticos describe un

electrón en un átomo. Señale el de menor energía?. A) 3; 2; –1; –1/2 B) 5, 1; –1; +1/2 C) 2; 0; 0; +1/2 D) 4; 2; –1; +1/2 E) (1; 0; 0; –1/2)


QUÍMICA TEMA 3

CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA Y TABLA PERIÓDICA SNII2Q3

DESARROLLO DEL TEMA

CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA Consiste en distribuir los electrones de un átomo en niveles, subniveles y orbitales.

Observación: Cuando los subniveles poseen igual energía relativa se les llama subniveles "degenerados", en este caso se usara el orden de energía absoluta el cual se efectúa con el valor de "n".

I. PRINCIPIO DE AUFBAU (CONSTRUIR) Consiste en distribuir los electrones en función a la energía relativa (ER ) creciente.

Ejemplo:

ER = n + l

Ejemplo: Subnivel

n

l

ER

4p 5d 4s

4 5 4

1 2 0

5 7 4

Subnivel

n

l

ER

3d 4p

3 4

2 1

5 5

El ordenamiento será: 3d 4p

Mayor energía menor estabilidad

II. REGLA DE MOLLIER (REGLA DEL SERRUCHO) Nivel

1

2

3

4

5

6

7

s

s

s

s

s

s

s

p

p

p

p

p

p

d

d

d

d

d

f

f

f

f

Subniveles

Capacidad teórica 2n2

2

8

18

32

50

72

98

Capacidad real

2

8

18

32

32

18

8


1 1

QUÍMICA

TEMA 3

CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA Y TABLA PERIÓDICA

Una manera práctica de hacer la secuencia sin escribir la regla del serrucho es: 1s2 Si

2s2 Soy

2p6 Pamer 6s2 Soy

4f 14 fuerza

3s2 Soy

3p6 Pamer

4s2 Soy

3d10 de

4p6 Pamer

5d10 de

6p6 Pamer

7s2 Soy

5f 14 fuerza

6d10 de

Ejemplo: Realizar la conguración electrónica del 17Cl

1s2 → [He] 2 2 6 10Ne: 1s 2s 2p → [Ne] 2 2 6 2 6 18 Ar: 1s 2s 2p 3s 3p → [Ar] 2 6 36Kr: 1s ................ 4p → [Kr] 2 6 54Xe: 1s ................ 5p → [Xe] 2 6 86Rn: 1s ................ 6p → [Rn] 2He:

Ejemplo: 2 2 6 2 6 2 10 35Br → 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p

4d10 de

5p6 Pamer

7p6 Pamer

V. PRINCIPIO DE MÁXIMA MULTIPLICIDAD O DE HUND

17Cl → 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5

III. CONFI GURACIÓN ELECT RÓNICA ABREVIADA

5s2 Soy

Cuando se llenan los orbitales de un subnivel no se puede llenar el segundo electrón de un orbital si es que antes no se ha llenado cada orbital al menos con un electrón. Ejemplo: Realizar el diagrama orbital para el 8O 2 2s2 2p4 8O → 1s 123

123

14444244443

PS

PS

PS

PS

PS

PS

PS

P

__ __ ___ ___ ___ 1s 2s 2px 2py 2pz P

__ __ ___ ___ ___ 1s 2s 2px 2py 2pz

Incorrecto

Correcto

VI. PRINCIPIO DE EXCLUSIÓN DE PAULI Un átomo no puede tener 2 electrones con sus 4 números cuánticos iguales.

1444442444443

18 Ar

→ [Ar] 4s2 3d10 4p5

Observación: Orbital lleno:

IV. DISTRIBUCIÓN ELECTRÓNICA DE IONES A. Anión

PS

Orbital semilleno:

P

Orbital vacío:

P

Para realizar la conguración electrónica de un anión

primero se calcula el número de electrones y luego realizar la distribución electrónica. Ejemplo: –2

VII.CONFIGURACIONES ELECTRÓNICAS ESPECIALES 1. Una conguración electrónica no puede terminar en d4 o d9 porque es inestable, para que estas conguraciones sean estables deben pasar a d5 o d10.

1s2 2s2 2p6 #e – = 8 + 2 = 10

8

B. Catión En este caso primero se realiza la conguración

1e –

electrónica y después se sacan los electrones del último nivel, luego del penúltimo nivel. Ejemplo:

ns 2 (n – 1)d 4 1e –

Primero salen 2e – del nivel más alto (4s) El electrón que falta sale del subnivel “d” 26Fe

[Ar] 4s 2 3d 6

+3 26Fe

TEMA 3

ns1 (n – 1) d5

ns 2 (n – 1)d 9

ns1 (n – 1) d10

Ejemplo: 1e –

[Ar] 4s0 3d5 = [Ar] 3d5

QUÍMICA

• 24Cr → [18 Ar] 4s 2 3d4 → [18 Ar] 4s1 3d5 ¡Estable!

2 2



1e – • 79 Au → [54Xe] 6s

→ [54Xe]

VIII.PROPIEDADES DEL ÁTOMO A. Paramagnetismo

2 4f 145d9

Presentan electrones desapareados y son atraidos por un campo magnético externo, pero cuando se

6s14f 145d10 ¡Estable!

retira el campo magnético no maniesta propiedades

magnéticas.

2. Regla de by pass Cuando una conguración electrónica termina en

B. Diamagnetismo

subnivel “f” se tiene que pasar un electrón del subnivel “f” al siguiente subnivel d, para lograr mayor estabilidad. Ejemplo:

Presentan electrones apareados y son debilmente repelidos por un campo magnético manifestando propiedades magnéticas aunque se hubiera retirado el campo magnético.

• 92U → [86Rn] 7s2 5f 4 6d0 → [86Rn] 7s25f 36d1 ¡Estable!

TABLA PERIÓDICA

I. CLASIFICACIÓN PERIÓDICA DE LOS ELEMENTOS QUÍMICOS

se le conoció como octavas porque el octavo elemento presentaba propiedades químicas similares al primer elemento del grupo anterior. Ejemplo: PA PA

A. Triadas de Dobereiner (1817)

El químico alemán Johan Dobereiner agrupó los elementos en series de 3, donde los elementos que pertenecen a una triada poseen propiedades químicas similares y se cumple que el peso atómico del elemento central de una triada es aproximadamente igual a la semisuma de los pesos atómicos de los elementos extremos. PA {

Na 23

K 39

Li Be B C N O F

PA(Na) = 7 + 39 = 23 2 PA {

Li 7

64748

Ca 40

Sr 87,6

7 9 11 12 14 16 19

64748

Na Mg Al Si P S Cl

23 24 27 28 31 32 35,5

C. Tabla periódica corta de Dimitri Mendeleiev (1869)

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

Ba 137

PA(Sr) = 40 + 137 = 88,5 2 B. Octavas de Newlands (1864)

Ordenó los elementos en grupos de siete en función a sus pesos atómicos crecientes. A este ordenamiento EKALUMINIO (GALIO)

EKASILICIO (GERMANIO)

PRONOSTICADA

DESCUBIERTA

PRONOSTICADA

DESCUBIERTA

1871

1875

1871

1886

PESO ATÓMICO (uma)

68

69,9

72

72,33

DENSIDAD (g/mL)

5,9

5,93

5,5

5,47

3

3

4

4

FÓRMULA DEL ÓXIDO

R 2O3

Ga2O3

RO2

GeO2

FÓRMULA DEL HIDRURO

RH3

GaH3

RH4

GeH4

PROPIEDAD

VALENCIA


3 3

QUÍMICA

TEMA 3


TABLA PERIÓDICA CORTA DE MENDELEIEV GRUPO I GRUPO II SERIES R 2O RO 1 2

Li=7 K =39

10

–=44

Sr=87

Cs=133

GRUPO VI GRUPO VII GRUPO VIII RH2 RH RO4 RO3 R 2O7

– –

(Au=199) –

Hg=200 –

Sn=118

– ?Er=178

?La=180

Ta=182

periodos y columnas verticales denominadas grupos.

GRUPO

El orden de cada periodo indica el número de niveles de energía de la conguración electrónica

o el último nivel (capa de valencia). Orden del periodo = Capa de valencia B. Grupo • Son las columnas verticales que contienen a

Son 16 grupos de los cuales 8 tienen la denominación

"A" llamados elementos representativos, y 8

QUÍMICA

– – –

– – – –

4 4

ELECTRONES DE VALENCIA

DENOMINACIÓN

1A

ns1

Metales Alcalino (excepto el H)

2A

ns2

Metales Alcalinos Térreos

3A

ns2np1

Boroides o Térreos

4A

ns2np2

Carbonoides

5A

ns2np3

Nitrogenoides

6A

ns2np4

Calcógenos o Anfígenos

7A

ns2np5

Halógenos

8A

ns2np6 Gases Nobles He = 1s2 (excepción)

elementos de propiedades químicas similares.

TEMA 3

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

GRUPOS A (Elementos representativos)

del 1 al 7.

•

–

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

A. Periodo • Son las las horizontales que están enumeradas

•

– – – –

– U=240

Diseñado en 1915 por el químico Alemán Alfred Werner, tomando en cuenta la ley periódica moderna de Moseley y la distribución electrónica de los elementos. En la tabla periódi ca moderna, los elementos están ordenados en función al número atómico creciente en donde se pueden apreciar las horizontales llamadas

I=127

–

Bi=208

II. TABLA PERIÓDICA MODERNA (TPM)

Ru=104 Rh=104 Pd=106 Ag=108

–

W=184

–

Br=80

Te=125

–

Fe=56 Co=59 Ni=59 Cu=63

–=100

–

Pb=207 Th=231

Se=78

Sb=122 –

Cl=35,5 Mn=55

Mo=96

–

Tl=204 –

As=75 Nb=94

?Ce=140

S=32 Cr=52

–=72

In=113

F=19

P=31 V=51

Zr=90

?Di=138

O=16

Si=28

–=68

Cd=112 Ba=137

N=14

Ti=48

?Yt=88

( –) –

C=12 Al=27,3

Zn=65

(Ag=108)

11 12

Ca=40

Rb=85

9

B=11

Mg=24

(Cu=63)

7 8

Be=9,4

Na=23

5 6

GRUPO V RH3 R 2O5

H=1

3 4

GRUPO III GRUPO IV R 2O3 RH4 RO2



Ejemplo: Indicar el Grupo y Periodo de: 2 + 5 = 7

GRUPOS B (Metales de transición) LA CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA GRUPO TERMINA EN LOS SUBNIVELES 1B

ns1(n –1) d10

DENOMINACIÓN

•

    

b

n = 3

GRUPO 7A PERIODO = 3

2+4=6

Familia de cobre (metales de acuñación) •

ns2(n –1) d10

Familia del zinc (elementos puente)

3B

ns2(n –1) d1

Familia del escandio

4B

ns2(n –1) d2

Familia del titanio

5B

ns2(n –1) d3

Familia del vanadio

6B

ns1(n –1) d5

Familia del cromo

7B

ns2(n –1) d5

Familia del manganeso

8A

ns2(n –1) d6 ns2(n –1) d7 ns2(n –1) d8

Elementos Ferromagnéticos: (Fe, Co, Ni)

2B

17Cl:

a

1s22s22p63s 2 3p 5

2 2 6 2 6 2 10 4 34Se: 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p

a b  GRUPO 6A   

PERIODO=4

n = 4 Nota: El orden del grupo A, indica el número de electrones de valencia. GRUPO A LA CONFIGURACIÓN ORDEN DEL PERIODO ELECTRÓNICA TERMINA EN: GRUPO B a+b nsa(n –1) db n nsa (n –2) f (n –1) db n a+b Tener en cuenta el siguiente cuadro: GRUPO 8B a+b 8 9 10

Nota: En la tabla periódica moderna los elementos se ordenan en función al número atómico creciente. Los elementos de transición interna (Lantánidos y Actínidos) tienen incompleto el subnivel «f» y pertenecen al grupo 3B, se caracterizan por ser muy escasos.

1B 11

2B 12

Ejemplo Indicar el grupo y periodo de: 2+6=8 •

26Fe:

1s22s22p63s23p64s 2 3d 6

a b

    

GRUPO 8B PERIODO=4

n = 4

C. Clasifcación de los elementos por bloques Los elementos químicos se clasican en 4 bloques (s,

2+10=12

p, d, f) y esto depende del subnivel en el que termina su conguración electrónica.

•

2 2 6 2 6 2 10 30Zn: 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d

a b

    

GRUPO 2B PERIODO=4

n = 4 ns

(n –1)d

n –p

Nota: Para conocer el número de grupo de un elemento cuya conguración electrónica termina en subnivel

Lantanidos Actínidos

(n –2)f

p simplemente suma dos unidades al número de electrones de dicho subnivel "p".

4f 5f

D. Ubicación de un elemento en la tabla periódica

GRUPO A LA CONFIGURACIÓN ORDEN DEL PERIODO ELECTRÓNICA TERMINA EN: GRUPO A a nsa n a b a+b ns np n a b a+b ns (n –1)d np n a b ns (n –2) f (n –1)d np n a+b


5 5

E. Carácter metálico y carácter no metálico

1. Carácter Metálico (C. M.) Llamado también electropositividad, es la capacidad de un átomo para perder electrones (oxidación). 2. Carácter No Metálico (C. N. M) Es la capacidad de un átomo para ganar electrones (reducción).

QUÍMICA

TEMA 3


La variación del C. M. y C.N.M. en la tabla periódica es como se muestra a continuación. Aumenta Periodo C.M. G r u p o

III. PROPIEDADES PERIÓDICAS DE UN ELEMENTO QUÍMICO A. Radio Atómico (RA) Se dene como la mitad de la distancia entre dos

átomos idénticos adyacentes enlazados químicamente.

G r u p o

d

Aumenta Periodo C.N.M.

RA RA

Es el radio de un anión o catión monoatómico. Se cumple que:

1. Metales

RI(Anión) > RA(Átomo neutro) > RI(Catión)

• Buenos conductores del calor y electricidad. • Son dúctiles y maleables. • A temperatura ambiental se encuentran en

Ejemplo: Sean las especies químicas del elemento carbono (C) I. 6C4+ → # e – = 6 – 4 = 2 → #e – = 6 II. 6C 4 – → #e – = 6 + 4 = 10 III. 6C Entonces, se cumple que: RIIII > RAII > RII

estado sólido, excepto el mercurio que es líquido. • Presentan brillo metálico. • En las reacciones químicas pierden electrones,

es decir se oxidan. • Casi todos los óxidos metálicos son sólidos

iónicos con carácter básico.

Nota: Para especies isoelectrónicas se cumple que el número atómico es inversamente proporcional al radio iónico. Ejemplo: Sean las especies isoelectrónicas I. 12Mg2+ → # e – = 12 – 2 = 10 → #e – = 10 II. 10Ne → #e – = 8 + 2 = 10 III. 8O2– Entonces, se cumple que: RI III > RIII > RII

Nota: El metal que mejor conduce la corriente eléctrica es la plata, luego el cobre y después el oro. Cu > Ag > Au 2. No Metales • No conducen el calor ni la electricidad. • No tienen lustre. • Los sólidos suelen ser quebradizos, algunos

duros y otros blandos.

C. Energía de Ionización (EI) o Potencial de Ionización (P.I.)

• En reacciones químicas ganan electrones

convirtiéndose en aniones.

Es la energía mínima necesaria para eliminar un electrón del nivel externo de un átomo en estado gaseoso y así transformarse en un catión. La magnitud de la energía de ionización es una medida de que tan fuertemente se encuentra unido el electrón al átomo, cuando mayor es la energía de ionización es más difícil arrancar un electrón. X(g) + EI1 → X+(g) + 1e –

• La mayor parte de los óxidos no metálicos son

sustancias moleculares que forman soluciones ácidas. 3. Metaloides Los metaloides tienen propiedades intermedias entre metales y no metales. Podrían tener algunas propiedades características de los metales, pero carecer de otras. Por ejemplo el silicio es metal, pero es quebradizo en lugar de ser maleable y no conduce el calor y ni la electricidad, tan bien como los metales. Varios de los Metaloides son semiconductores eléctricos y constituyen como el silicio los principales elementos empleados en la fabricación de circuitos integrados y chips para computadoras. Los metaloides son 8 elementos: B, Si, Ge, As, Sb, Te, Po, At.

QUÍMICA

RA= d 2

B. Radio Iónico (RI)

F. Metales, no metales y metaloides

TEMA 3

+

+

– X+(g) + EI2 → X2+ (g) + 1e 3+ – X2+ (g) + EI3 → X (g) + 1e

Donde: EI1: Primera Energía de Ionización EI2: Segunda Energía de Ionización EI3: Tercera Energía de Ionización Se cumple:

6 6

EI3 > EI2 > EI1



Nota: Recuerda que los no metales poseen mayor EI, AE y EN que los metales.

Nota: • •

Siempre es más fácil quitar el primer electrón en

una ionización.

Electroanidad (EA)

D. Afnidad Electrónica (A. E.) Ó Electroafnidad (EA)

Es el cambio de energía que ocurre cuando un átomo en estado gaseoso, acepta un electrón para formar un anión. Generalmente este proceso es exotérmico (libera energía) pero en algunos casos especiales es endotérmico (absorbe energía) X(g) ± AE + 1e – → X –(g)

Es la capacidad de un átomo para atraer hacia sí los electrones de un enlace químico. Según la escala de Linus Pauling; el Fluor es el elemento más electronegativo de la TPM. Valor Máximo: EN (F) = 4,0 Valor Mínimo: EN (Fr) = 0,7

AUMENTA A T N E M U A

AUMENTA


Los metales alcalinos son sólidos metálicos blandos, son muy reactivos por lo que no se encuentran libres en la naturaleza. Reaccionan con agua para producir el hidrógeno gaseoso y el hidróxido metálico correspondiente. Los metales alcalinos térreos son sólidos pero más duros y densos que los metales alcalinos. Son menos reactivos que los metales alcalinos y su reactividad con el agua es variable, el berilio no reacciona con el agua, el magnesio lo hace lentamente con el vapor de agua, el calcio, estroncio y bario en cambio reaccionan con el agua fría. C. Grupo 7 A: Halógenos

Los Halógenos presentan gran reactividad por lo que no se encuentran en estado elemental en la naturaleza. El astato es extremadamente raro y radiactivo, muchas de sus propiedades todavía no se conocen.

F. Variación de las propiedades periódicas

A T N E M U A

A. Grupo 1A: Metales Alcalinos

B. Grupo 2 A: Metales Alcalinos Térreos

E. Electronegatividad (EN)

RI RA

IV. TENDENCIAS GENERALES DE LAS PROPIEDADES EN LOS GRUPOS

D. Grupo 8 A: Gases Nobles

Son no metales gaseosos a temperatura ambiente, todos ellos son monoatómicos, presentan gran estabilidad por lo que su reactividad es excepcionalmente baja.

EN EI AE

7 7

QUÍMICA

TEMA 3


PROBLEMAS RESUELTOS CE: [Ne] 3s23p6

Problema 1 Señale la conguración electrónica para

el ion sulfuro. Dato el numero atómico del azufre (Z=16). A) [Ne] 3s23p6 B) [Ne] 2d4 C) [Ar] 4s23d3 D) [Kr] 3s24d8 E) [Ar] 3d5 NIVEL FÁCIL

Resolución: El ion sulfuro es S –2 vamos determinar la cantidad total de electrones que presenta mediante la siguiente ecuación; e – = z –carga e – = 16 –( –2)=18 Luego procedemos la determinar su

Respuesta: [Ne] 3s 2 3p 6

Problema 2 ¿A qué grupo de la tabla periódica pertenece un elemento cuyo Z=23? A) 5A B) 3B C) 4B D) 8B E) 5B NIVEL INTERMEDIO

Resolución: Z=23 → 1S22S22P63S23P64S23d3 Elemento se encuentra en el grupo 5B.

Problema 3 Un elemento se encuentra en el cuarto periodo y grupo 6A de la tabla periódica. calcula su número de masa si tiene 36 neutrones. A) 36 B) 40 C) 25 D) 70 E) 72 NIVEL DIFÍCIL

Resolución: Datos del elemento: Periodo: 4, Grupo: 6A CE: 1S22S22P63S23P64S23d104P4 Z=34 Luego reemplazamos en la ecuación: A= Nº + Z ⇒ A=36+34 =70

Respuesta: 5B

Respuesta: 70

D) Es más electronegativo que el oxígeno. E) forma enlace covalente con el potasio (19K)

IV. Tiene dos electrones en el último nivel de energía. A) Todas B) II y IV C) I D) III E) IV

conguración electrónica:


2.

3.

¿Qué serie contiene un metal alcalino-térreo, un metaloide y un no metal, en ese orden? A) Mg –As – S B) Sr – O – As C) K – S – As D) Li – Sb – F E) Na – Ca – F

4.

•

TEMA 3

El número de periodo en la tabla

periódica es igual al número de niveles de energía que tienen los elementos que pertenecen a ese periodo. ( )

¿Cuál de los siguientes elementos se encuentra en estado líquido? A) Mercurio B) Bromo C) Sodio D) Yodo E) A y B El elemento tiene la siguiente configuración electrónica: 1s22s22p5 se puede armar que: A) Presenta mayor radio atómico que el átomo de sodio (Na). B) Los números cuánticos (“n” y “l”) de los electrones desapareados son 3 y 2. C) Se encuentra en la familia de los nitrogenados VA

Coloque verdadero o falso según corresponda en el paréntesis:

•

PROFUNDIZACIÓN 6.

¿Cuál es la proposición incorrecta respecto a los metales alcalinos (Na, K, Li)? A) Reaccionan con el agua, liberando hidrógeno. B) Reaccionan violentamente con el agua. C) Son muy reactivos y reaccionan con casi todos los elementos D) son agentes reductores muy poderosos E) Se encuentran libres (puros) en la naturaleza.

7.

La distribución electrónica de un elemento termina en 5d10 ¿En qué grupo de la tabla periódica se encuentra? A) IB B) IIIA C) IVA D) VB E) VIIIB

El tercer periodo consta de 18

elementos. ( ) •

Los gases noble son monoató-

micos. ( ) •

En un grupo los elementos

químicamente son similares. ( ) A) VVVV B) VFVF C) FFFF D) FVFV E) VFVV 5.

QUÍMICA

En la siguiente configuración electrónica: 1s22s22p63s23p64s23d2 son correctas: I. Es la conguración de un catión.

II. Corresponde a un elemento de transición. III. Representa a un elemento con 22 neutrones.

8 8



8.

9.

Respecto a los elementos Y (Z=39) y As (Z=33), determine la relación que no corresponde: A) Pertenecen a familias diferentes. B) Pertenecen a periodos diferentes. C) El As posee cinco electrones de valencia. D) El elemento Y es un metal, porque no posee carácter no metálico E) Ninguno de ellos es transuránidos Relacione las propiedades periódicas con su signicado adecuado:

I. Electronegatividad II. Energía de Ionización III. Anidad electrónica

a. Energía transferida para que el átomo en fase gaseosa gane un electrón.

b. Fuerza relativa con que el átomo atrae electrones de enlace al núcleo. c. Energía absorbida por un átomo en fase gaseosa, para perder su electrón externo. A) Ic–IIa–IIIb B) Ib–IIc–IIIa C) Ia–IIc–IIIb D) Ia–IIb–IIIc E) Ib–IIa–IIIc

SISTEMATIZACIÓN 10. El número de masa de un átomo “D” es doble, de su número atómico mas diez unidades, además posee 50 neutrones, entonces su conguración electrónica es:

A) [Kr] 5d10 B) [Ne] 2d4


9 9

C) [Ar] 4d10 D) [Kr] 3s24d8 E) [Ar] 4s23d10 11. Los átomos de cierto elemento de transición del cuarto periodo presenta tres electrones desapareados, determinar a que grupo de la tabla pertenece, considerando la máxima conguración posible.

A) IB C) IVA E) VIA

B) VIIIB D) VB

12. Si la carga absoluta del núcleo de un elemento es +3.2×10 –18C, determine el grupo al cual pertenece dicho elemento. A) IA, 1 B) IIA, 2 C) IIIA, 3 D) IB, 2 E) VIA.5

QUÍMICA

TEMA 3

QUÍMICA TEMA 4

ENLACE QUÍMICO Y FUERZAS INTERMOLECULARES SNII2Q4

DESARROLLO DEL TEMA

ENLACE QUÍMICO I. ENLACE QUÍMICO INTERATÓMICO

• Octeto de Lewis: "Todo átomo, al formar un enlace químico, adquiere, pierde o comparte tantos

Es aquella fuerza de atracción entre dos o más átomos que resulta como consecuencia de la transferencia o compartición mutua de uno o más pares de e–, entre los átomos participantes. Este tipo de enlace define las propiedades químicas de la sustancia, como: la clase de sustancia, valencia(s) del elemento, forma geométrica de la estructura, además estabiliza la estructura de la nueva sustancia liberando energía en su formación; osea los átomos libres poseen mayor energía que los átomos unidos por enlaces.

Capa de Valencia Grupo Elementos

electrones hasta alcanzar la conguración electrónica • •

de un gas noble: , es decir cada átomo debe poseer 8 , en su última capa". Kernel: Es todo lo que queda de un átomo al no tomar en cuenta su última capa. Simbolo de Lewis: Es la notación de los electrones de valencia alrededor del símbolo de un elemento representativo (grupo A). Lewis planteó la representación de estos electrones mediante puntos o aspas.

ns1

ns1

ns2np1

ns2np2

ns2np3

ns2np4

ns2np5

ns2np6

1A

2A

3A

4A

5A

6A

7A

8A

Li

Be

B

C

N

O

F

Ne

Na

Mg

Al

Si

P

S

Cl

Ar

Nota:

•

La valencia no tiene signo, simplemente es un número que indica cuántos electrones debe compartir ganar o perder el elemento antes de que se sature. A. Valencia Es la capacidad de saturación o combinación con la que un elemento se enfrenta a otro para cumplir con el octeto de Lewis.

•

•

B. Carga iónica Es el estado que adopta un átomo cuando ha perdido o ganado electrones (catión o anión).

O

⇒ (

O )2

⇒ anión

2 2 6 2 18 Ar:Núcleo,1s ,2s ,2p ,3s ,3p x

p y pz

⇒

Kernel

Ejemplo: • 12Mg: Núcleo, 1s 2, 2s2, 2p5, 3s2 ⇒

Ar

Kernel


Mg Valencia=2 ⇒ Mg2+ ⇒ catión carga=0 Valencia=0 carga=2+

1 1

Valencia = 0 Carga = 0

QUÍMICA

TEMA 4

ENLACE QUÍMICO Y FUERZAS INTERMOLECULARES

Nota:

Nota:

La valencia de un elemento indica el número de átomos del otro.

Hay algunos elementos que no cumplen con el octeto de Lewis: 1H; 2He; 4Be; 5Be; etc. Para los elementos representativos (Grupo "A"), el orden del grupo coincide con el # de e – de la última capa.

Características de un compuesto iónico • Generalmente existen en estado sólido. • Su mínima porción es la celda cristalina unitaria,

Ejemplo: xx

no presentan moléculas.

VIA: O ; x S ; etc x x x

Ejemplo:

xx

x VIIA: Cl ; x F x ; etc xx

IA: K; Na; etc

II. CLASES DE ENLACE INTERATÓMICO Son 3: Iónico, Metálico y Covalente. A. Enlace iónico o electrovalente Es la atracción electrostática entre 2 iones debido a la transferencia de del metal al no metal posiblemente, siempre que la 1,7.

Ejemplo 1 • IA: Na → val = 1 xx • VIIA: x Cl xx → val = 1; xx

• • • • •

EN(Cl ) = 3,0

En la naturaleza son sólidos. Poseen alto punto de fusión y ebullición. Son duros y frágiles. El CaO presenta mayor Tebullición que el . En estado sólido son malos conductores del calor y la electricidad, pero cuando están fundidos o disueltos en agua sí son buenos conductores.

EN(Na) = 0,9 ∆ EN = 2,1

El enlace es iónico

B. Enlace metálico Es la fuerza de atracción entre la nube electrónica circundante y los cationes metálicos sumergidos en el océano de electrones.

Nota: Para hallar la fórmula se coloca del menos al más electronegativo.

Ejemplo: catión

anión xx

+

(x Cl xx) –

⇒ Na

xx

+

+

+

+

+

+

+

+

Enlace iónico Unidad fórmula = NaCl Atomicidad = 1 + 1 = 2

xx

VA: x Nx x

∴

El enlace es iónico

K +

– x N x –

xx x

→ val

+

+

+

+

+

+

+

+

= 3; EN (K) = 0,82 ∆ = 2,22

+K o

: Flujo de Electrones

Características de una sustancia metálica • Son relativamente blandos, pero tenaces. • Temperatura de fusión y ebullición variables. • Excelentes conductores del calor y electricidad. • La mayoría son dúctiles y maleables. • Todo metal es muy electropositivo (puede perder

xx

también: 3K + (x N x )3– x

K +

fácilmente electrones).

Unidad fórmula = K 3 N

• Todos son sólidos (excepto el Hg). • Su mínima porción es la celda cristalina unitaria y

Atomicidad = 3 + 1 = 4

TEMA 4

: Catión Metálico

Enlace Metálico

Ejemplo 2 • IA: K → val = 1; EN (N) = 3,04 •

+

QUÍMICA

no la molécula.

2 2



C. Enlace covalente Por lo general es la atracción electromagnética entre 2 átomos, en lo posible no metálicos, debido a la compartición mutua de uno o más pares de electrones entre los átomos participantes. Este enlace ocurre siempre que la ∆EN < 1,7. Existen 2 clases: normal y coordinado.

Nota: El H no cumple con el octeto de Lewis, pero sí con el dueto, al igual que el He. Se llaman enlaces múltiples al enlace doble (D) y enlace triple (T). Fuerza de enlace: T > D > S. Longitud de enlace: S > D > T.

1. Enlace covalente normal Resulta cuando del total de e – compartidos, cada átomo aporta la mitad, a su vez puede ser de 2 clases:

a. Enlace covalente polar Se da entre no metales de diferente naturaleza siempre que la ∆EN ≠ 0, el o los pares de e – se comparten por desigual, es atraido mejor por el no metal mas electronegativo.

Es aquel enlace donde sólo uno de los átomos (dador) aporta un par de a compartirse y el otro simplemente los acepta (aceptor) para que ello ocurra se deben seguir las siguientes indicaciones:

• Recordar el orden del grupo de cada elemento.

• La disposición de los átomos y de la estructura debe ser lo más simétrico posible.

Ejemplo:

• El "H" jamás va en el medio de 2 elementos,

Pero: xx

• VIIA: x Cxxl xx • VIA: O

2. Enlace covalente coordinado o dativo

→

siempre va en una esquina y por lo general pegado al oxígeno.

val = 1; EN (O) = 3,44

• Átomos de la misma naturaleza en lo posible no val = 2; EN (C l ) = 3,16

→

deben estar juntos.

• En lo posible los e– libres de un átomo ∆ EN

= 0,28 ≠ 0

O xx

⇒

x x

x

x

Cl

s

xx

O

Cl xx ⇒ Cl

xx

xx

intermedio colocables a un sólo lado, no entre enlaces.

s

Ejemplos:

Cl

Conclusiones • Presenta 2 enlaces covalentes: normales

Halla la estructura de Lewis de las siguientes sustancias químicas: O

polares y simples (2).

• Presenta 8 orbitales solitarios o 8 pares de electrones libres.

I. H Cl O4

x x

⇒

O x x Cl xxx O

⇒

O Cl

H

• Unidad fórmula = • Atomicidad = 3. • Tiene 20 e– de valencia.

VIA VIIA IA

b. Enlace covalente apolar Se da entre no metales tal que la EN = 0 y ello ocurre generalmente entre no metales de la misma naturaleza, los pares de e– se comparten equitativamente.

O

O

Conclusiones: • Hay 5 orbitales covalentes (2 normales polares/ 3 coordinados o dativos)

• Hay 11 orbitales libres. • Hay 32 de valencia. • Todos los enlaces son simples (5).

Ejemplo: • VIIA: F F

⇒

F – F

⇒ F2

x x

• VIA: xxOx xx xx O

x x

⇒

O=O

x

O

hay un enlace simple x

x x

II.

O x x

x

O

⇒

s

O

O O

Conclusiones: • Hay 2 enlaces (1 normal apolar doble / 1

⇒ O2

coordinado)

• Hay 6 orbitales solitarios o 6 pares de

hay un enlace doble

electrones antienlazantes.

• VA: N N

⇒ N ≡ N ⇒

• Hay 18 e – de valencia • Hay 2 enlaces sigma (s) y un enlace pi (p)

N2

hay un enlace triple


3 3

QUÍMICA

TEMA 4


Características de una sustancia covalente • La mayoría de ellos presentan como mínima

b. Longitud de Enlace (L) Es la distancia promedio de separación entre los núcleos de dos átomos enlazados en una mólecula.

porción a la molécula.

• En su estructura por lo general hay puros no metales.

• Las sustancias moleculares presentan bajo

Variación

punto de fusión y ebullición.

– La longitud de enlace varía en relación directa con el número atómico. – A mayor unión química, menor longitud de enlace. – A menor longitud de enlace, mayor es la energía de disociación.

• Son malos conductores del calor y la electricidad.

• Pueden encontrarse en estado sólido, líquido y gaseoso, a condiciones ambientales.

• Por lo general la mayoría de sólidos son blandos y frágiles.

Ejemplo: 3. Parámetros del enlace covalente a. Energía de enlace (E)

Enlace

Es la energía que se requiere para romper una unión o enlace covalente, o como la que se libera cuando se forma un enlace covalente, generalmente expresada en función de una mol de enlaces.

– C – C – C = C – C ≡ C –

Curva de energía potencial para el hidrógeno ) 1 – l o 0 m . J K ( l a i c n e t o p a í g r e n 0 E

E(kJ.mol –1)

154

348

134

614

120

839

c. Ángulo de enlace Es el ángulo formado por las líneas imaginarias que unen los núcleos de un átomo central enlazados a otros dos átomos.

Ejemplo:

H+H

En el agua (H2O).

Energía de disociación de enlace

H2

L(pm)

L = 96 pm 74 (pm) Distancia internuclear H

En la disociación o ruptura del enlace hay absorción de energía. H

H + 432 kJ. mol –1

→

a

H a =

104,5°

H + H

Nota: Los electrones libres del átomo central (oxígeno) se van a un solo punto y oprimen a los electrones de enlace haciendo a la molécula asimétrica, el polo

En la formación del enlace hay liberación de energía.

negativo se maniesta en el lugar donde hay más H + H

→ H

concentración (> densidad electrónica).

– H + 432 kJ. mol –1 Energía de formación del enlace

TEMA 4

QUÍMICA

4 4



FUERZAS INTERMOLECULARES • • •

Fuerzas de London Entre moléculas apolares.

•

Fuerzas dipolo-dipolo Entre moléculas polares:

(H2, O3, CO2, CH4, etc.)

(HCl , H2S; HBr, SO2, etc.)

Entre moléculas polares. Entre átomos de gases nobles.

d

+

–

d

+

d

–

+

d

d

H – Cl

• •

Entre moléculas polares.

El hidrógeno de una molécula interactúa con átomos de F, O o

–

d

N de otra molécula.

H – Cl

H – F --- H – F --- H – F

–

d

Cl – Cl

+

Puente de hidrógeno

d

Cl – Cl

HCl **** HCl 2


Cl 2 **** Cl 2

HF **** HF

Dipolo - dipolo

+

–

Dispersión de London

+

Atracciones electrostáticas

– e –


H

O

....

H

H

O

e – 2+

....

H

H

2+

O

e –

e –

H

Átomo

Átomo

1

2


PROBLEMAS RESUELTOS Problema 1

Problema 2

Problema 3

¿Qué compuestos tiene enlace iónico?

Indicar la notación Lewis para un átomo con (z = 7) A) x B) x C) x

¿Qué enlace forma x(z = 12), y(z = 35)? A) iónico B) covalente C) apolar D) dativo E) metálico

A) C6H12O6

B) CH3OH

C) H2O

D) KI

E) C12H12O11

D) x

E)

NIVEL FÁCIL

NIVEL INTERMEDIO

Resolución:

Resolución:

KI

z = 7 : 1s2 2s2 2p 3

halógeno (no metal)

NIVEL INTERMEDIO

x

+2

grupo:VA

metal alcalino

notación: x

Forman enlace iónico

1S2 2S2 2P6 3S2 grupo: IIA (metal alcalino) 12X:

35y[ Ar]4s

2 3d10 4p5

grupo: VIIA (halógeno no metal) Forman un enlace iónico

Respuesta: x

Respuesta: KI


Resolución:

5 5

Respuesta: Iónico

QUÍMICA

TEMA 4


PROBLEMAS DE CLASES EJERCITACIÓN 1.

2.

3.

De la relación mostrada: I. H2O IV. CaCl2 II. HCl V. MgO III. KF VI. NH3 ¿Cuáles son compuestos iónicos? A) I y II B) II y III C) III y IV D) III, IV y V E) Todas Con respecto a las propiedades de los compuestos covalentes, indique verdadero (V) o falso (F) en las siguientes proposiciones: I. Son gases, líquidos o sólidos a temperatura ambiente. II. Muchos no se disuelven en líquidos polares como el agua. III. Generalmente poseen bajos puntos de fusión. A) VVF B) FVV C) VVV D) FFF E) VFV

II. Existen 18 electrones libre. III. Se comp arte n 3 pares de electrones. A) Solo I B) Solo II C) II y III D) I y II E) I, II y III

5.

PROFUNDIZACIÓN ¿Qué fórmula posee el compuesto que se forma de la unión de un elemento "X" del grupo VA con un elemento "Y" del grupo VIA? A) XY B) X3 Y 2 C) X2 Y 3 D) X3 Y 4 E) XY 3

7.

Teniendo en cuenta las electronegatividades, ¿qué molécula presenta mayor polaridad?

A) NaOH

8.

C) CH3CH2OH D) CuCO3 E) CH3COONa

4.

Respecto a la molécula del cloruro de aluminio: Cl Cl

Al

Cl

9.

¿Cuántas armaciones son correctas? I. El átomo central completa el octeto.

TEMA 4

H

F

Cl

Br

I

2,1

4,0

3.0

2,8

2,5

A) HF C) HBr E) Igual

QUÍMICA

B) HCℓ D) HI

Indicar cuál o cuáles de las siguientes moléculas son polares: I. CO2

II. HBr

III. H2O

IV. BeCℓ2

V. A) C) E)

B) I; II y III D) II y III

BF3 Solo II Solo III IV y V

Con respecto a las fuerzas intermoleculares: I. Se les llama fuerzas de Van der Walls.

6 6

III. C4H10: Fuerzas de London. IV CH3OH: Puente de hidrógeno. V. H 2 S: Puente de hidrógeno fuerte. Son incorrectas: A) II y V B) II y IV C) I, III y V D) II, IV y V E) Todos

SISTEMATIZACIÓN 10. De las proposiciones:

6.

¿Qué compuestos de los que se indican abajo tendrá todos sus enlaces esencialmente covalentes? B) MgCℓ2

¿En qué sustancia no existe enlace puente de hidrógeno? A) H2O B) NH3 C) CH3OH D) HBr E) HF

II. CO2: interacción dipolo – dipolo.

I. En el SO2 se comparten 3 pares de electrones. II. En el Cℓ2O7 se tiene 6 enlaces covalentes coordinados. III. En el HNO3 no existe enlace múltiple. Es(son) correcta(s): A) Solo I B) Solo II C) Solo III D) I y II E) II y III

11. Ordene en forma creciente según su fuerza de interacción: Puente de hidrógeno (PH) Enlace covalente (C) Fuerza de London (L) Fuerza dipolo–dipolo (D – D) A) PH < C < L < D – D B) L < D – D < PH < C C) L > PH > D – D > C D) PH < C < D – D < L E) D – D > L > PH > C

12. ¿Cuántos de los siguientes compuestos se disuelven en el agua? ( ) NH3

( ) CH4

( ) HBr

( ) KCℓ

( ) Cℓ2

( ) N2

A) 1 D) 4

B) 2 E) 5

C) 3


QUÍMICA TEMA 5

NOMENCLATURA INORGÁNICA SNII2Q5

DESARROLLO DEL TEMA

Básicos = M+2O2 = M2O2 Óxidos

Ácidos = x –4O2 = x2O2

NOMENCLATURA INORGÁNICA

M –a(OH) –1 – M(OH)2

Hidróxidos Bases

Metálicos = M+aH –2 = MH2 Hidruros

No metálicos = H –1x –3 VIA, VIIA Después

II. IV . VA H antes

NOMENCLATURA INORGÁNICA II Metal

No Metal Oxígeno Combinaciones binarias del oxígeno

Óxido Básico

Óxido Ácido Agua

Hidróxido

Oxácido Oxisal Haloidea

Hidrácido

Neutras Ácidas Básica Dobles, mixtas Hidruro

Hidrógeno

No metal


Metal

1 1

QUÍMICA

TEMA 5

NOMENCLATURA INORGÁNICA


Problema 2

Formular el fosfato de bario. A) Ba3P2 B) Ba3(PO4)2 C) Ba3(PO3)2 D) BaO E) BaO2 NIVEL FÁCIL Resolución: 3–

PO

4

fosfato

2+

bario

2+

(PO4)

Ba Ba

Problema 3

Determine el número de oxidación del plomo y cobre respectivamente en: PbO2; CuSO4. A) +2, +2 B) –2; –2 C) +4; +2 D) –2; +4 E) +4; –1

Determine la atomicidad del ácido bórico. A) 1 B) 2 C) 3 D) 4 E) 7 NIVEL INTERMEDIO Resolución:

NIVEL INTERMEDIO Resolución:

3–

Ácido bórico H3BO3

+4 –2

PbO2

Ba3 (PO4)2

Atomicidad = 3 + 1 + 3

+4 –2 +2+6–2

144424443

Atomicidad = 7

CuSO4

fosfato de calcio

Respuesta: 7

Respuesta: +4; +2

Respuesta: Ba 3 (PO 4 ) 2


2.

El ácido sulfúrico: A) Al2(SiO3)3 B) Ca3(PO4)2 C) CaCO3 D) H2SO4 E) KNO3

B) C) D) E) 5.

Identique el óxido ácido.

Corresponde al anión poliatómico dihidrogenofosfato. A) Cl2O7 B) NAOH C) CO2 D) P2O5 E) HCl

Fe2(CO3)3 Fe3(HCO3) Fe(HCO3)3 FeHCO3

A) CO2 D) NH3 9.

Formular el óxido plumboso. A) Pb(ClO4)2 B) PB(CLO)2 C) Pb(ClO2)4 D) Pb(ClO3)2 E) PbO

PROFUNDIZACIÓN 6.

4.

El nombre correcto según la nomenclatura IUPAC, para el compuesto covalente es: A) N2O3: Anhídrido nitroso B) Fe3O2: Dihidróxido de trihierro C) CuO: Óxido cúprico D) SO2: Dióxido de azufre (IV) E) N2O5: Pentóxido de dinitrógeno

10.

Relacione las siguientes sustancias

Si el carbonato CO2– 3 se combina con 3+ el ión Fe ; entonces el compuesto formado es: A) (HCO3)3Fe

TEMA 5

lo correcto. A) P2O3: Óxido ácido B) Pb(ClO)2: Sal haloidea C) FeH3: ácido oxácido D) H2SO4: Saloxisal E) NH4Cl: hidruro metálico 7.

8.

QUÍMICA

compuesto iónico es:

2 2

Si la fórmula el dircromato de niquel

(III) es Ni2(Cr2O7)3, entonces la fórmula del dicromato de hierro (II) es: A) Fe2Cr2O7 B) FeCr3O7 C) Fe(Cr2O7) D) Fe4(Cr2O7) E) Fe2(Cr2O7)3 11.

Determina la atomicidad del hipoclorito de sodio. A) 1 B) 2 c) 3 D) 4 E) 5

12.

Formular el óxido férrico: A) FeO B) FeClO C) FeBr3 D) Fe2O3 E) Fe2O4

Formular el sulfato cúprico A) Al2(CO3)3 B) Cu2O C) CuO D) CuSO4 E) Cu2SO4 La fórmula que corresponde a un

¿Cuál es la fórmula del carbono de sodio? A) NaCO3 B) NA2CO3 C) NaCO2 D) NA3CO2 E) Na4CO2

SISTEMATIZACIÓN

con sus respectiva función e indique 3.

B) N2O3 C) KL E) HCl


QUÍMICA TEMA 6

UNIDADES QUÍMICAS DE MASA Y COMPOSICIÓN CENTESIMAL SNII2Q6

DESARROLLO DEL TEMA

I. MOL

III. MASA ISOTÓPICA O MASA RELATIVA DE UN ÁTOMO

1 mol < > 1N A de partículas discretas

Ai masa absoluta gramos de J A i ( ) m.A. J =

Donde: • • •

N A = Constante de avogadro N A = 6,02 . 1023 Partículas discretas pueden ser:

1, 66.10 –24 g.u–1

Aplicación

átomos, moléculas, iones,... etc. Ejemplo:

A) 1 mol Ca

Determine la masa atómica del isótopo cloro – 37 si su masa absoluta es 6,138 . 10 –23 gramos.

Contiene

B) 1,8 mol H2O

N A de átomos de Ca < > 6,022.1023 átomos de Ca < > 6,02 . 1023 Ca

Resolución 37C m.A. ( 37 C ) = masa absoluta 1,66.10 –24 6,138.10 –23 g = 1, 66.10 –24 g.u–1 = 36,98u

Contiene

1,8 Na de moléculas de H2O < > 1,8 (6,02.1023 moléculas de H2O) < > 1,8 (6,02 .1023 H2O)

II. UNIDAD DE MASA ATÓMICA (u) Equivale a la doceava parte del átomo patrón (isótopo carbono –12)

Átomo patrón

1u =

1u 1u 1u 1u

1u 1u

1u 1u

Isótopos

1u 1u 1u 1u

N° de masa Masa isotópica Abundancia relativa

masa del carbono–12 x

mA ( J) Aprox =

1u = 1,66 . 10 –24 g Observación: 1u = 1g N A Esta unidad es apropiada para medir la masa de partículas discretas.


A1 zJ

A1 zJ

...

A1 zJ

A1

A2

...

An

mA1

mA2

...

mAn

a1

a2

...

an

A. mA (J) Aproximada ......................... (u)

1u = 1 MC–12 12

IV. MASA ATÓMICA PROMEDIO O MASA APARENTE DE UN ELEMENTO

a1.A1 + a2 .A 2 + ... + an.A n a1 + a2 + ... + an

B. mA (J)Exacta ......................... (u)

mA ( J )Ex =

1 1

a1.mA1 + a2.mA 2 + ... + an.mA n a1 + a2 + ... + an

QUÍMICA

TEMA 6

UNIDADES QUÍMICAS DE MASA Y COMPOSICIÓN CENTESIMAL

VI. MASA FÓRMULA (mF)

Aplicación:

Es la masa en u de una sola unidad fórmula (especie iónica).

Para el cloro: 35 17 Cl

35 17 Cl

(liviano) mA1 = 35,11 i a1 = 75%

(pesado) mA2 = 36,98 u

Ejemplo: 1. mFNaC =1mA ( Na+ ) + 1mA ( C – ) = 23u + 35,5 u = 58,5u

a2 = 25%

Determine la masa aparente en unidades de masa atómica (u) de este elemento de forma aproximada y exacta.

2. mFCaCO3 =1mA ( Ca ) + 1mA ( C ) =+ 3mA ( O ) = 40u + 12u + 3 ( 16u) =100u

Resolución:

mA ( C ) Aprox =

a1A1 + a2.A 2 a1 + a2

VII.MASA MOLAR (M) Es la masa de una mol es decir de un N A de partículas discretas. Ejemplos:

75% ( 35 ) + 25% ( 37 ) – 75% + 25% = 35,5u a .mA + a .mA mA ( C )Ex = 1 1 2 2 a1 + a2

1. MO = 48 g/mol 3

2. MH O = 18 g/mol 2

3. MH

75% ( 35,11) + 25% ( 36,98) 75% + 25% = 35,58u

2SO4

=

4. MNaCl = 58,5 g.mol –1

VIII. NÚMERO DE MOLES (n)

V. MASA MOLECULAR (M)T

Es la masa de una molécula expresada en unidades de masa atómica (u). Ejemplo: 1. Mo3 = 3MA(O) = 3(16u) = 48 u

nJ =

3. MH

mJ Nº partículas J VJ = = N A Vm MJ

CN signifca: Condiciones normales es decir: P = 1 atm; T = 0ºC.

2. MH O = 2MA(H) + 1mA(O) 2

= 98 g.mol –1

= 2(1 u) + 1(16 u) = 18 u

Luego a C.N. se cumple. CN

Vgas = ngas.Vm

= 2MA(H) + 1mA(S) + 4mA(0) = 2(1u) + 1(32) + 4(16u) = 98 u

2SO4

CN

Vm = 22,4 L/mol


El azul de prusia es una sal compleja, si un alumno lo escribe de la siguiente forma Fe4[Fe(XY)6]3 y recuerda que el peso molecular era 860. Determinar el peso molecular de XY. (Dato P.A Fe = 56)

A) 26 D) 30

B) 28 E) 32

C) 24

Resolución: Para hallar Mxy requerimos sus pesos

atómicos a partir del dato:

TEMA 6

QUÍMICA

MFe4[Fe(XY)6]3 = 860

Problema 2

4 × 56 + (56 + (XY)6)3 = 860 168 + 18XY = 860 – 224 168 + 18XY = 636 18XY = 636 – 168 M(XY) = 468 = 26 18

Se tiene 1026 g de azúcar (C12H22O11). Calcular cuántas moléculas de hidrógeno

contiene. A) 11N A B) 22N A C) 30N A D) 33N A E) 44N A Resolución:

Respuesta: 26

2 2

Nos piden # moléculas (H2) en:


UNIDADES QUÍMICAS DE MASA Y COMPOSICIÓN CENTESIMAL

1 mol-gC12H22O11 = (M)g = 12×12+22(1)+16×11 = 342 g → 22at - gH = 11 mol – gH2 144424443

11N A moléculas H2

1026g → x ⇒

1026 × 11N A 342 x = 33 N A moléculas de H2

x=

Respuesta: 33 NA

MCH 3(CH 2)16COOH = 12+3(1)+(12+2)

Problema 3

¿Cuánto pesa una molécula de CH3 – (CH2)16 – COOH?

16+12+16×2+1 MCH3(CH2)16COOH = 284 1mol-gCH3(CH2)16COH = 284 g 6,023 × 1023 moléculas x ← 1 molécula 284 ⇒ x = 6,023 × 1023 x = 4,71 × 10 –22 g

(P.A. C = 12; O = 16)

A) B) C) D) E)

1,41 × 10 –21g 9,43 × 10 –22g 4,71 × 10 —22g 9,43 × 10 –22g 1,66 × 10 –23g

Resolución:

Hallando el peso molecular del compuesto:

Respuesta: 4,71 x 10–22 g


2.

3.

A) 2,5g B) 5g D) 1,25g E) 3,5g

Cierto elemento presenta dos isótopos 40E, 39E. Si por cada 5 átomos ligeros existen 3 átomos pesados, determinar el peso atómico. A) 39,4 B) 39,5 C) 39,6 D) 39,8 E) 39,9 ¿Cuánto pesan 3 moles de sodio? P.A. (Na = 23) A) 69g B) 32g C) 23g D) 46g E) 96g

6.

A) 6.10 C) 0,5 E) N.A. 7.

8.

¿Cuántas moles hay en 160g de

calcio? P.A. (Ca = 40) A) 0,25 B) 4

D) 2 5.

C) 16

E) 0,4

¿Cuánto pesan 3×1023 átomos de litio? P.A. (Li = 7)

9.

23

¿Cuánto pesa un átomo de Al? P.A. (Al = 27) A) 0,19.10 –22 0g B) 3.1023 C) 0,16.10 –23 D) 5,3.10 –23 E) 4,5.10 –23


3 3

B) 2 D) 3.1023

P.A. (C = 12, O = 16)

A) 88g C) 22g E) 98g

¿Cuántas moles hay en 90g de agua? (O = 16) A) 15 B) 8 C) 5

E) 20

P.A. (C = 12, H = 1)

11. Hallar la masa existente en 0,5 mol de anhídrido carbónico (CO 2).

Calcular el peso molecular de un alcaloide (compuesto químico) presente en la planta de la marihuana. (C21H30O2) P.A. (C = 12, O = 16) A) 310 B) 311 C) 312 D) 313 E) 314

D) 10

(CH4)? A) 0,5 C) 6.1023 E) 1,5.1023

B) 3.10 D) 42

23

P.A. (Mg = 24)

4.

¿Cuántos átomos hay en 10g de neón? P.A. (Ne = 20)

magnesio? B) 5 D) 3×1024

10. ¿Cuál es el número de moléculas que hay en 8 gramos de metano

PROFUNDIZACIÓN

¿Cuántos átomos hay en 120g de

A) 10 C) 5.1023 E) 18.10 –23

SISTEMATIZACIÓN

C) 10g

B) 44g D) 11g

12. Un elemento “L” está constituido por 3 isótopos L – 110; L – 112; L –116; el isótopo L –110 es 4 veces

más abundante que el isótopo L –112 y además la abundancia de L –116 es 20%. Determinar la masa atómica promedio del elemento “L” A) 89,6 B) 118,5 C) 111,5 D) 200,06 E) 40,08

QUÍMICA

TEMA 6

QUÍMICA TEMA 7

ESTADO GASEOSO - MEZCLA DE GASES SNII2Q7

DESARROLLO DEL TEMA

I. DEFINICIÓN Es uno de los estados de agregación de la materia y se caracteriza porque sus moléculas están en constante movimiento ya que posee alta energía cinética. Debido a esta característica los gases poseen forma y volumen variable. En el estado gaseoso sus moléculas están sometidas a dos fuerzas moleculares: la fuerza de repulsión (F R ) que son mayores que las fuerzas de atracción o cohesión (F A).

C. Difusión Todo gas puede difundirse, es decir, trasladarse a través de otro gas o de un líquido. Ejemplo:

Aroma

Analizando una molécula gaseosa : D. Efusión Todo gas puede pasar a través de oricios pequeños o poros, es decir pasan de una presión alta a una presión baja.

FR

FR > FA F A

Presión alta

Ejemplo de gases: N2, O2, F2, Cl2, gases nobles (He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn) CO, CO2, SO2, HCl, CH4.

Globo

II. PROPIEDADES DE LOS GASES

Globo

III. PARÁMETROS DEL ESTADO GASEOSO

A. Expansibilidad Todo gas trata de ocupar el máximo volumen que le sea permitido. Se expande fácilmente por un aumento de temperatura, es decir el volumen aumenta.

Son aquellas variables que alteran las características físicas de los gases. Tanque de hospital Son: P P = presión V T = temperatura V = volumen T

IV. GAS IDEAL

B. Compresibilidad Todo gas se puede comprimir, es decir, disminuir su volumen al aplicarle una fuerza externa.

•

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

Ejemplo:


Presión baja

1 1

QUÍMICA

TEMA 7

ESTADO GASEOSO - MEZCLA DE GASES

V. ECUACIÓN UNIVERSAL DE LOS GASES IDEALES

Nota:

•

Se denomina también ecuación de estado de los gases ideales, porque nos permite establecer una relación de parámetros (variables) de estado. P V T n

• •

P.V = R.T.n

⇒

Nemotécnia

•

P aV o = R a T on

Donde: P = presión absoluta (atm, mmHg, Torr, KPa) V = volumen (litros) T = temperatura absoluta (°K) n = número de moles del gas R = constante universal de los gases ideales o constante de Regnault. Valores de R

• •

Un gas ideal es un modelo hipotético cuyas características se basan en la Teoría Cinética Molecular (T.C.M). Al aumentar la temperatura y disminuir la presión de un gas, su densidad aumenta. Temperatura absoluta son los grados Kelvin y para hallarlo se calcula usando la fórmula: Un gas ideal es un modelo hipotético cuyas características se basan en la Teoría Cinética Molecular (T.C.M). Al aumentar la temperatura y disminuir la presión de un gas, su densidad aumenta. Temperatura absoluta son los grados Kelvin y Ranking

VIII.GAS A CONDICIONES NORMALES (C.N.) Un gas se encuentra a condiciones normales cuando cumpla lo siguiente:

atm.L 62, 4 mmHg.L 8, 3 kPa.L = = R = 0,082 mol.K mol.K mol.K

P = 1 atm = 760 mmHg = 101,3 KPa T = 0°C = 273°K

Equivalencias P 1 atm = 760 mmHg =3760 Torr 1 KPa = 1000 Pa = 10 Pa

{

V = 22,4 L n mol

3 3  V 1 L 3= 1000 ml = 1000 cm = ldm 1 m = 1000 L

T °K = °C+273 °R = °F +460

{

Nota:

masa 1 kg = 1000g 1 libra = 1 lb = 453,6g

{

Para usar la constante "R" debes tener cuidado en identicar los datos de presión: Si "P" esta en atmósfera R = 0,082 Si "P" esta en mmHg R = 62,4

VI. FÓRMULA PARA CALCULAR EL PESO MOLECULAR (M) DE UN GAS

De: P.V. = R.T.n ... (1)

Además: n = m ... (2) M

IX. ECUACIÓN GENERAL DE LOS GASES IDEALES (LEY DE CLAUSIUS) •

dado pueden cambiar, debido a que no son estáticos.

(2) en (1): P.V. = R.T.  m  ⇒ M = RTm P.V. M

•

De: P.V. = R.T.n

... (1)

m Además: n = M

... (2)

La ecuación general relaciona los cambios que sufre una misma masa del gas (proceso isomásico), por

VII. FÓRMULA PARA CALCULAR LA DENSIDAD (D) DE UN GAS

Las condiciones de un gas (P, V, T) en un momento

tanto se cumplirá

( )

(2) en (1): P.V. = R.T.  m  ⇒ P .M = R.T m V M



D

D=

TEMA 7

P.M R.T

QUÍMICA

2 2



C. Ley de Gay-Lussac (Proceso Isocórico Isométrico, "V" constante)

P1.V1 P2.V2 = = ....... = constante T1 T2

"Si el volumen (V) es constante, la presión absoluta (P) de una misma masa gaseosa es directamente

Nemotécnia:

proporcional a su temperatura absoluta (T)". PaViTo De:

m Como: D = V

⇒

v1 V2 1 = = 1 y m1 D1 m2 D2

P 1 V1 P V V1 V2 = 2 2 ⇒ = T2 T1 T2 T1

P =Presión constante

Reemplazando en la ecuación general: P1 P2 = = ..... = constante D1.T1 D2 .T2

X. PROCESOS GASEOSOS RESTRINGIDOS Son los cambios que experimenta un gas, manteniendo

Nota:

constante la masa y cualquiera de las variables de estado

Recordar para los procesos gaseosos:

(P, V ó T). Ley

A. Ley de Boyle-Mariotte (Proceso isotérmico, "T" constante)

(V) de una misma masa gaseosa es inversamente proporcional a su presión absoluta (P)". P1V1 T1

=

P2 V2 T2

⇒ P1.V1 = P2.V2

Fórmula

T

P1.V1. = P2.V2

Charles

Isobárico

P

V1 V = 2 T1 T2

Gay − Lussac

Isocórico

V

P1 P = 2 T1 T2

• •

Temperatura T = constante

Variable Constante

Boyle − Marriotte Isotérmico

"Si la temperatura (T) es constante, el volumen

De:

Proceso

La unidad de la densidad de un gas es g/L. Un gas se encuentra a condiciones normales (C.N.) cuando la presión es 1 atm y la temperatura es 0°C ó 273°K.

XI. MEZCLA DE GASES •

Una mezcla gaseosa es la unión de moléculas de dos o más gases sin que entre ellos se produzca una reacción química. Es decir, cada uno de los componentes de la mezcla mantiene todas sus

B. Ley de Charles (Proceso isobárico, "P" cons-

propiedades.

tante)

"Si la presión (P) es constante, el volumen (V) de una

•

En una mezcla gaseosa la temperatura es constante.

misma masa gaseosa es directamente proporcional a su temperatura absoluta (T)". De:

P 1 V1 P V V1 V2 = 2 2 ⇒ = T1 T2 T1 T2

Molécula de gas “A”

P =Presión constante

Molécula de gas “B”

A. Fracción Molar

Es la relación que existe entre el número de moles parciales de un componente y el número de moles totales de la mezcla gaseosa.


3 3

QUÍMICA

TEMA 7


P

Gas “A”

A

n A

Gas “B”

B

n A X A = nT

nB n t = nA + nB

V A

nB XB = nT

y n T = n A + nB

V

PB

A

+ V

n A

Se cumple: PT = PA + PB

y

n T = n A + nB

;

x A =

nB

nT

B

A + B

nB

nT

; xA =

VT

Ley de Amagat V A VT

; xB =

VB VT

XII.PESO MOLECULAR PROMEDIO APARENTE DE UNA MEZCLA GASEOSA

PT

V

Como: mT = m A + mB ... (1)

Ley de Dalton P A PT

xB =

PB PT

De: n = m → m = n .M ... (2) M (2) en (1): n T . MT = nA.MA + nB .MB

C. Ley de los volúmenes parciales (Amagat) • "El volumen total de una mezcla gaseosa es igual a la suma de los volúmenes parciales de cada gas".

•

A + B

Donde: P A = presión parcial del gas A V A = volumen parcial del gas A PB = presión parcial del gas B. VB = volumen parcial del gas B.

La presión parcial de cada gas es la misma que tendría al encontrarse solo ocupando el volumen del recipiente a igual temperatura. P A

P

B

Se cumple: VT = VA + VB

B. Ley de las presiones parciales (Dalton) • "La presión parcial de una mezcla gaseosa es igual a la suma de las presiones parciales de cada gas".

•

+ VB

n A

x A + xB = 1

Además:

A

P

El volumen parcial de cada gas es el mismo que tendría al encontrarse solo a la presión total y a igual temperatura.

PROBLEMAS RESUELTOS Por la ecuación general de los gases.

Problema 1

Se tiene 40 litros de un gas, si la presión aumenta en un 40 % y la temperatura disminuye en 30%, ¿cuál será el volumen nal? A) 30 L B) 40 L C) 50 L D) 20 L

En un proceso isócoro la presión de un gas se reduce un medio de su valor inicial. Determine la temperatura nal, si la inicial fue de 127 ºC.

P1 V1 P2 V2 = T1 T2 Reemplazando:

E) 10 L NIVEL INTERMEDIO

Resolución:

NIVEL INTERMEDIO

7P V × 2 P × 40 L = 5 T 7 T 10

Respuesta: D) V 2 = 20 L

QUÍMICA

4 4

A) 150 K

B) 190 K

C) 200 K

D) 209 K

E) 300 K

∴ V2 = 20 L

TEMA 7

Problema 2

Resolución: Proceso isócoro: V = Cte P1 P2 ... ( α ) = T1 T2



Problema 3

Calcular el número de moles de un gas "L" que ocupa un volumen de 4,1 atm a 27ºC y 1,5 atm de presión. NIVEL INTERMEDIO

Reemplazando: P P = 2 400 T2

A) 0,1 D) 1,0

B) 0,25 E) 1,5

C) 0,50

Según la ecuación universal de los gases. PV = nRT Reemplazando:

atm.L .300K 1,5atm. 4,1l = n.0,082 mol.K n = 0,25 mol.

Resolución: P = 1,5 atm

∴ T2 = 200 K

atm.L R = 0,082 K.mol n = ?

V = 4,1 l

Respuesta: C) T 2 = 200 k

Respuesta: B) 0,25

T = 27 ºC + 273 = 300 K


2.

3.

4.

5.

En un proceso isotérmico, ¿qué volumen ocuparán 2,5 L de un gas si la presión cambia de 600 mmHg a 500 mmHg? A) 1 L B) 2 L C) 3 L D) 4 L E) 5 L

C) 1/3 y 0,4 atm D) 1/4 y 0,5 atm E) 1/2 y 0,4 atm

PROFUNDIZACIÓN 6.

En un recipiente hermético hay un gas a 47 °C y 800 Torr. Hallar la presión nal (en atm) si se calienta a 207 °C A) 0,96 B) 1,57 C) 1 200 D) 2,43 E) 2,74 ¿Qué presión ejercerá 14 g de nitrógeno gaseoso en un recipiente de 31,2 L y 22°C? A) 250 mmHg B) 500 C) 295 D) 750 E) 840 Hallar la densidad del gas metano ( CH4 ) a 4,1 atm y 127 °C. A) 5 g/L B) 4 g/L C) 3 g/L D) 2 g/L E) 1 g/L Se mezclan 2 moles de hidrógeno y 4 moles de nitrógeno en un recipiente, generando una presión total de 1,2 atm. Hallar la fracción molar y presión parcial del N 2. A) 1/3 y 0,3 atm B) 2/3 y 0,4 atm

9.

7.

8.

En una localidad de la sierra (T = 10°C; P = 566 mmHg) una pelota que tiene un diámetro de 41,7 cm tiene un volumen de 38,0 L. Determine su nuevo volumen en L, si es trasladada a la ciudad de Lima cuando la temperatura es de 20°C y la presión es 760 mmHg. A) 21,5 B) 29,3 C) 58,6 D) 58,9 E) 30,0 ¿Cuál debe ser el volumen molar del gas acetileno (C 2H2) a una presión de 590 torr y a una temperatura de 25°C? A) 30,4 L B) 44,8 L C) 31,2 L D) 24,4 L E) 62,4 L Nueve gramos de agua se evaporan dentro de una olla de presión de 10 L de capacidad y alcanza una temperatura de 177°C. ¿Cuál es la presión en atmósfera dentro de la olla? Masas atómicas: H = 1; O = 16 A) 1,95 B) 2,35 C) 1,85 D) 1,58 E) 2,15


5 5

Se tiene un gas cuya fórmula es CxHx siendo su densidad 2,6 g/L a 227°C y 4,1 atm. Determinar la fórmula del gas. A) C2H2 B) C3H3 C) C4H4 D) C5H5 E) C6H6

SISTEMATIZACIÓN 10. Un balón contiene 88 g de CO 2

y 18 × 1023 moléculas de O3 a la presión de 1,5 atm . Hallar la presión en atmósferas que ejerce el gas carbónico. A) 0,6 atm B) 0,3 atm C) 0,4 atm D) 0,5 atm E) 1 atm 11. Determine cuántos globos de 2 L

de capacidad se pueden inar a 760 mmHg y 27 ºC, si se utiliza un balón de 4L con He que inicialmente se encuentra a 2 atm y –73 ºC. A) 4 B) 5 C) 6 D) 7 E) 8 12. Se mezclan 8 g de CH4, 4 g de H2

y 45 g de C2H6 en un balón de 12 L, donde la presión absoluta es 8,2 atm. Calcule la temperatura de la mezcla en grados celsius. A) 127 °C B) 573 °C C) 217 °C D) 300 °C E) 27 °C

QUÍMICA

TEMA 7

QUÍMICA TEMA 8

REACCIONES REA CCIONES QUÍMICAS SNII2Q8

DESARROLLO DEL TEMA

II. FUNDAMENTOS FUNDAMENT OS PARA RECONOC RECONOCER ER UNA REACCIÓN QUÍMICA:

Son procesos en la cual una o más sustancias iniciales, llamadas “reactantes” “ reactantes” sufren cambios en su estructura molecular dando lugar a la formación de nuevas sustancias, llamados “productos” llamados “productos” .

Tenemos los siguientes fundamentos más importantes: • Desprendimiento de un gas • Liberació Liberaciónn de calor calor.. • Cambio de olor • Formación de precipitados • Cambio de propiedades físicas y químicas de los reactantes.

I. ECUACIÓN QUÍMICA Es la representación literal de una reacción química.

Coecientes 2Fe(s) + 3H2O(l) + Q

14444244443

1444442444443

Reactantes

III. CLASIFICACIÓN DE LAS REACCIONES QUÍMICAS.

1Fe2O3(s) + 3H2(g)

→

Productos

Q = Calor

g = Gas

S = Sólido

l = Líquido

A. DE ACUERDO ACUERDO A LA NATURALEZA NATURALEZA DE LAS SUSTANCIAS.

1. Reacciones de Adición o Asociación o Combinación Reacciones dos o más sustancias para formar una nueva sustancia. Ejemplos: (Sin balancear) 1) Síntesis de Lavoisier: H2 + O2 → H2O 2) Síntesis de Haber – Haber – Bosh Bosh N2 + H2 → NH3

Ejemplo:

H2O(g) (Vapor) Fe(s)

2. Reacción de Descomposición Son aquellas que a partir de un solo reactante (compuesto) se obtiene varios productos, por lo general se necesita energía (caloríca, eléctrica, luminosa, etc.) Ejemplos: 1) CaCO3(s) Calor CaO(s) + CO2(g)

Fe2O3(s)

H2O(l)

Calor (Mechero)


D

Reacción de Pirolisis 2) NaCl(s) Corriente Na(s)+ Cl2(g) Eléctrica 3) H2O2(l) Corriente H2O(l) + O2(g) Eléctrica

1 1

QUÍMICA

TEMA 8

REACCIONES QUÍMICAS

3. Reacción de Simple Desplazamiento o sustitución Simple Es la reacción de un elemento con un compuesto, donde el elemento desplaza a otro que se encuentra formando parte del compuesto. Esto se fundamenta en la mayor actividad química.

1) Reacciones Reacciones Endotérmicas (DD>0) Reacción donde hay una ganancia neta de calor, por lo tanto la entalpía del producto es mayor respecto a la del reactante. Ejemplo: CO2 + H2O + 890 KJ/mol → CH4 + O2 CO2 + H2O → CH4 + O2 DH = + 890 KJ/mol DH = Entalpía Donde:

NO METAL MAS ACTIVO

METAL MAS ACTIVO

DH

= DH (Productos) – (Productos) – DH (Reactantes)

Entalpía de Reacción (DH) Es el cambio de calor de reacción a una presión y temperatura constante. D H° = Entalpía estándar de la reacción a condiciones estándar (25º C y 1 Atm). Analizando: Analiz ando: la variació variaciónn de la entalp entalpía ía (DH) a medida que avanza la reacción.

* Los metales más activos activos desplaza: H, excepto: Cu, Ag, Au, Hg, Pt. Ejemplo: 1) Zn(s)+H2SO4(l)→ ZnSO4(ac)+H2(g) Desplaza

DH

= (KJ/mol)

C.A.

2) Na(s)+ H2O(l) → NaOH(ac) + H2(g) 950

Desplaza 3) F2(g) + NaCl(ac) → NaF(ac) + Cl2(g)

900

Desplaza

E A

4. Reacción de Doble Desplazamiento (Metatesis o No Redox) Reacción donde existe un intercambio de elementos entre dos compuestos, formándose dos nuevos compuestos.

CO2 + H2O Avance de la reacción reacción CONCEPTOS Y VALORES: * Energía de Activación (E A) Es la energía (calor) necesaria que debe absorber los reactantes para iniciar la reacción. Donde el gráco: E A = (950 (950 – – 10) 10) = 940 KJ/mol

1) Reacciones de Neutralización: HCl(ac) + NaOH(ac) → NaCl(ac) + H2O(l) (Ácido) (Base) (Sal) (Agua) 2) Reacciones de Precipitación

* Complejo Activado (C.A.) Es un estado de máximo estado caloríco que alcanza los reactantes. A esta condición ocurre la ruptura y formación de enlace. C.A. = 950 KJ/mol Donde el gráco: (900 – – 10) 10) = + 890 KJ/mol DH = (900

Pb(NO3)2(ac) + K 2CrO4(ac) → PbCrO4(s) + KNO3(ac) 144444424444443

Precipitado → AgCl(s)+NaNO3(ac) 1444442444443

Precipitado

Signica que ganó calor

B. POR EL INTERCAMBI INTERCAMBIO O DE ENERGÍA CALORÍFICA:

Cuando se produce una reacción química, ésta se realiza liberando o absorbiendo calor neto al medio que lo rodea, esto permite clasicar a las reacciones como: Endotérmicas y Exotérmicas.

TEMA 8

QUÍMICA

H

10

Ejemplo:

AgNO3(ac) + NaCl(s)

D

2) Reacción Reacción Exotérmica (DH>0) Reacción en donde hay una pérdida neta de calor, por lo tanto la entalpía del producto es menor

2 2



V. REACCIONES CATALÍTICAS

respecto a la del reactante. Ejemplo: C + O2 → CO2 + 390 KJ/mol C + O2 → CO2 DH = –390 KJ/mol Gracando: DH

2 2(ac)

= (KJ/mol) C.A.

2 (l)

2(g)

VI. REACCIONES REDOX

100 0

Son aquellas que se producen en presencia de un catalizador que inuye en la velocidad de reacción. Ejemplo: MnO2 KClO3(s) + KCl(s) + O2(g) MnO2 HO H O + O

E A

D

H

–390

Avance de la reacción

Son aquellas en donde existen transferencias de electrones de una especie a otra. Los átomos o iones experimentan cambios en sus estructuras electrónicas debido a la ganancia o pérdida de electrones. Ejemplo: +2 –2 ° + O° → Zn Zn O 2

Donde: +2 ° – 2e – → Zn Zn (se oxida) –2 O° – 2e – → O (se reduce) 2

VALORES ENERGÉTICOS: E A = 100 – 0 = 100 KJ/mol C.A. = 100 KJ/mol DH = –(390 – 0) = – 390 KJ/mol

Signifcado de Redox

Signica que perdió calor

REDUCCIÓN

OXIDACIÓN

Gana electrones

Pierde electrones

E.O. disminuye

E.O. aumenta

Es una agente oxidante Es un agente reductor

III. REACCIONES DE COMBUSTIÓN Son aquellas que se producen por desprendimiento de calor y luz que dan origen a los siguientes tipos:

Nota: Se debe conocer la regla del E.O. de los principales elementos. Por ejemplo:

A. Combustión Completa:

Se produce en presencia de suciente cantidad de oxígeno obteniéndose Dióxido de Carbono (CO2) y agua (H2O) Ejemplo: 1C3H8 + 5O2 → 3CO2 + 4H2O

REDUCCIÓN OXIDACIÓN +1 –1 F° + K I Agente Agente Oxidante Reductor 1442443

B. Combustión Incompleta:

Se produce por deciencia de Oxígeno, obteniéndose como producto, Monóxido de Carbono (CO), Carbono (C) y Agua (H2O) Ejemplo: 2CH4 + 5 O2 → 1CO + C + 4H2O 2

1442443

1442443

Reducción Oxidación

Ejemplo: 1HCl + 1NaOH → 1NaCl + 1H2O 1H2SO4+1Ca(OH)2→1CaSO4+ 2H2O


14243

Un tipo especial de reacción REDOX, se llama reacción de desproporción en donde un mismo elemento se oxida y se reduce a la vez. Ejemplo:

Ácido + Base → Sal + H2O

+1 –1 I°2 + K F Forma Forma Oxidada Reducida

VII.REACCIONES DE DESPROPORCIÓN O DE DISMUTACIÓN

IV. REACCIONES DE NEUTRALIZACIÓN Es una reacción entre un ácido y una base. Las reacciones acuosas Ácido – Base, por lo general, tienen la siguiente forma:

→

+1 –2 +1 Cl°2 + Na O H

3 3

+1 –1

→

+1 +5 –2

+1

Na Cl + Na Cl O + H 2 O

QUÍMICA

TEMA 8


• Se identican las especies que se oxidan y las que se reducen. • Balancear átomos y de electrones en cada semireacción, teniendo en cuenta el número de electrones ganados y perdidos, son iguales. • Se reemplazan los coecientes en la ecuación original. • Se analiza la ecuación y si no se encuentra balanceada se produce por tanteo.

IGUALACIÓN O BALANCE DE ECUACIONES QUÍMICAS En toda Reacción Química el número de átomos para cada elemento en los reactantes debe ser igual a los productos, para ello se hace uso de diferentes métodos de Balanceo de acuerdo al tipo de reacción.

I. MÉTODO DE TANTEO O SIMPLE INSPECCIÓN:

OXIDACIÓN

Este método se utiliza para reacciones simples y se recomienda haciendo de acuerdo al siguiente orden: 1. Metal(es) 2. No Metal(es) 3. Hidrógeno y Oxígeno

... –3 –2 –1

Relación Molar

Ni

↓

↓

3

2

→

Ni2 (SO4)3 + ↓

2

↓

3

3

144424443

2)

b) En la Reducción: 1) C + 4e – → C –4

1. Se le asigna coeficientes (a,b,....) a todas las sustancias que participan en la reacción. 2. Se efectúa un Balance de Atomo para cada elemento obteniéndose un sistema de ecuaciones algebraicas. 3. Se asume un número conveniente para la letra que más se repite generalmente la unidad. 4. Se resuelve el sistema de ecuaciones y los valores obtenidos se reemplazan en la ecuación original. 5. Si el coeciente resulta fraccionario se multiplica por el m.c.m. del denominador. Ejemplo: aK 2Cr2O7 + bHCl → cKCl + dCrCl3 + eCl2 + f H2O (1) (2) (3) (4) (5)

144424443

Ag. Oxidante 2)

+ 6e – → 2N –3

Ag. Oxidante Ejemplo: Ecuación Completa: Balancear por Redox NH3 + O2 → NO + H2O Calcular: E = Coef. (reductor) N° e transferidos

IV. MÉTODO IÓN – ELECTRÓN En un caso de Balance Redox donde participan iones y moléculas y depende del medio. Forma Práctica: • En primer lugar escogemos el par de iones que se oxida y reduce, para formar las dos semireacciones. • Luego analizamos el Balance de Masa, pero en éste Balance no considere el átomo de H y O. • El H y O se balancean de acuerdo al medio donde se realizan.

III. MÉTODO REDOX Se aplica a ecuaciones donde existe Reducción y Oxidación.

A. Medio Ácido o Neutro:

1. Balance de cargas iónicas 2. Balance los Iones H+ 3. Balance con el H2O, por exceso de “H”

Reglas (Procedimiento): • Se asignan los valores de E.O. a los elementos en la ecuación.

QUÍMICA

N2 144424443

Y se determinan los valores de los coecientes literales: a = 1 (repetida). a = 1 b = 14 c = 2 d = 2 e = 3 f = 7

TEMA 8

Cl –1 – 4e – → Cl+3 Ag. Reductor

144424443

II. MÉTODO DE COEFICIENTES INDETERMINADOS (ALGEBRAICO)

Se forman ecuaciones algebraicas K : 2a = c ................................................... Cr : 2a = d ................................................... O : 7a = f.................................................... H : b = 2f .................................................. Cl : b = c + 3d + 2e ..................................

+1 +2 +3 ... E.O.

a) En la oxidación: Balancear: 1) Fe – 3e – → Fe+3 Ag. Reductor

H2

↓

0

REDUCCIÓN

Ejemplo: H2SO4 +

Ejemplo:

4 4



Donde: 1 Cuº + 2 NO3 – → 1 Cu2++2NO2

B. Medio Básico:

1. Balance de cargas iónicas. 2. Balance con los Iones OH – 3. Balance con el H2O por exceso de “H”

•

Balance de cargas iónicas: (M. Acido) –2 = + 2

Ejemplo: Balancear en medio ácido. Cu + NO3 – → Cu2+ NO2

•

Balance con H+ : 4H+ \ –2 + 4H+ = +2 +2 = +2

Aplicamos Redox: en el par iónico. – 1x 3 Cuº –2e Cu 2+

•

Balance con H2O – = 2H2O

4 2 +5 +1e – 2x 4 1 N

Finalmente: 1 Cuº + 2NO3 – + 4H+ → 1Cu2+ + 2NO2 + 2H2O

N +4

PROBLEMAS RESUELTOS Problema 1 Determine el número de oxidación del cobre en:

Problema 2 Identique la sustancia que se oxida en: Na + H2O NaOH + H2

CuSO4

A) B) C) D) E)

A) B) C) D) E)

+1 +2 +3 +4 –4

Zn + HCl → ZnCl2 + H2

Na H2O NaOH H2 Na y H2

A) B) C) D) E) Respuesta: A) Na

Respuesta: B) +2

x +6

CuSO –2 4

x + 6 – 8 = 0 x = +2

Zn HCl ZnCl2 H2 HCl y H2

Resolución:

O +1 –1 +2 –1 O Zn + HCl → ZnCl2 + H2 –2e –

Resolución: Resolución:

Problema 3 Determine agente reductor en:

+1 O Na + H2O → NaOH + H2 –e –

El Zn se oxida y es el agente reductor. el Na se oxida porque pierde electrones.


5 5

QUÍMICA

Respuesta: A) Zn

TEMA 8



2.

3.

¿Qué hechos son pruebas irrefutables que se ha producido una reacción o fenómeno químico? I. Cambios de color y sabor de las sustancias II. Cambio de estado de las sustancias III. Liberación de gases. IV. Formación de un sólido insoluble. A) Solo I B) I y IV C) Solo IV D) I y II E) I, III y IV ¿Qué evento indicaría la ocurrencia de una reacción química? A) Trituración de un sólido B) Variación del estado físico de la sustancia. C) Disolución de sal en agua. D) Formación de un sólido insoluble en agua. E) Dilatación del mercurio en los termómetros.

C) Reversible exotérmica – descomposición endotérmica – doble desplazamiento D) Desplazamiento simple – reversible exotérmica – descomposición E) Reversible exotérmica – descomposición endotérmica – desplazamiento simple

PROFUNDIZACIÓN 6.

Balancee por simple inspección y de cómo respuesta la suma de coecientes de los reactantes en ambas reacciones I. Fe + H2O → Fe2O3 + H2 II. C2H2 + O2 → CO2 + H2O A) 12 B) 10 C) 5 D) 8 E) 14

7.

Indicar la suma de coecientes estequiométricos de lós productos en la combustión completa de 1 mol del siguiente hidrocarburo CnH2n+2 + O2 → CO2 + H2O A) n+1 B) n+2 C) 2n+1 D) 2n –1 E) 2n

8.

Para la reacción: D Fe2O3(s) + CO(g) Fe(s) + CO2(g) Marque la alternativa correcta: A) Es una reacción redox y exotérmica a la vez B) El carbono gana electrones y se reduce C) El CO es el agente oxidante y el Fe2O3 el agente reductor. D) El hierro pierde electrones y se oxida. E) La suma de los coecientes estequiométricos en la ecuación balanceada es 9.

El nombre de la siguiente reacción es: A + BC → AC + B A) Adición B) Descomposición C) Simple desplazamiento D) Metátesis E) Exotérmica

4.

5.

Cuando en una reacción en las sustancias nales se obtiene CO2 + H2O se denomina reacción de: A) descomposición B) Combustión incompleta C) Combustión completa D) Adición E) Composición Marque la alternativa que clasifique las siguientes reacciones: I. N2(g) + 3H2(g) D 3NH3(g) + Q II. 2NaHCO3(s) + Q → Na2CO3(s) + H2O(g) + CO2(g) III. 2Al(s) + 3H2SO4(ac) → Al2(SO4)3(ac)+3H2(g) A) Reversible endotérmica – descomposición endotérmica – desplazamiento simple B) Reversible exotérmica – descomposición exotérmica – desplazamiento simple

TEMA 8

QUÍMICA

9. Después de balancear la siguiente reacción química: KMnO4 + KCl + H2SO4 → MnSO4 + K 2SO4 + Cl2 + H2O Marque la secuencia de verdadero (V) o falso (F) para los siguientes enunciados: I. El agente oxidante es el KMnO4 II. El coeciente estequiométrico del agente reductor es 10 III. La suma de los coecientes estequiométricos de los productos es 21 A) VFV B) FVV C) VVF D) FFV E) VVV

6 6



SISTEMATIZACIÓN 10. Balancear la siguiente ecuación en medio acido e indicar el mínimo coeciente estequimetrico para el ion hidrogeno. BrO –3 + Br – → Br2 A) 10 B) 11 C) 12 D) 13 E) 14 11. Balancear la siguiente ecuación en medio ácido e indicar el mínimo coeciente estequimetrico para el agua en el siguiente proceso.


7 7

A) 10 D) 3

IO –3 + I – → I2 B) 1 E) 4

C) 6

12. Después de balancear las reacciones químicas siguientes: I. C3H8(g) + O2(g) → CO2 + H2O(g) + Calor II. CaCO3(s)+H3PO4(ac) → Ca3(PO4)2(ac) + CO2(g) + H2O(g) El coeciente estequiométrico del óxido ácido en (I) y la sal oxisal del producto en (II) es: A) 3 y 3 B) 1 y 3 C)3 y 1 D) 1 y 1 E) 2 y 1

QUÍMICA

TEMA 8

QUÍMICA TEMA 9

ESTEQUIOMETRÍA SNII2Q9

DESARROLLO DEL TEMA

I. DEFINICIÓN Nota:

La palabra "estequiometría", se deriva del griego stoicheion , que signica "primer principio o elemento", que quiere decir "medida". La estequiometría describe las relaciones cuantitativas entre los elementos en los compuestos (composición estequiométrica) y entre las sustancias cuando experimentan cambios químicos (estequiometría de reacción). Las leyes Estequiométricas tienen su importancia porque radica en que podemos predecir la masa de los productos formados en una reacción química conociendo la cantidad de sustancias de los reactantes.

Según la Ley de conservación de masas, la suma de masas reactantes es igual a los productos.

B. Ley de las proporciones defnidas o composi ción constante

Fue enunciado por el químico francés Joseph L Proust en 1799 "cuando

II. LEYES PONDERALES (GRAVIMÉTRICAS)

dos o más elementos se combinan para formar un

A. Ley de conservación de las masas o materia Fue planteado por el químico francés Antoine Lavoisier en 1789 "En toda reacción química, las masas de las sustancias reactantes es siempre igual a la suma de las masas de los productos" armando la ley de conservación de la materia, donde esta no se crea ni se destruye, sólo se transforma.

determinado compuesto, lo hacen siempre en una relación o proporción en masa ja o invariable", cualquier exceso quedará sin reaccionar.

Ejemplo 1:

CaCO

3

Ejemplo:

Calor

CaO

CO

56 g

44 g

2

2

100 g 100 g

SO2

O2

2

SO3

100 g

Ejemplo 2:

3 H

N

2

28 g

2

6g 34 g

3 NH 2 (17 g) 2

34 g


1 1

QUÍMICA

TEMA 9

ESTEQUIOMETRÍA

III. LEYES VOLUMÉTRICAS

C. Ley de las proporciones múltiples

A. Ley de los volúmenes de combinación

Esta ley fue enunciada por el químico inglés John Dalton en 1804, considerado como el Padre de la Teoría Atómica Moderna. "Si dos elementos forman compuestos diferentes, las masas de un elemento que se combina con la masa ja de otro elemento se encuentran en relaciones de números enteros sencillos".

Fue dada a conocer por el cientíco francés Joseph GayLussac en 1808 como producto de sus investigaciones sobre la compresión y expansión de los gases y la reacción entre ellos. "A temperatura y presión constante, los volúmenes de los gases que reaccionan están en la misma proporción que sus coecientes estequiométricas". Las proporciones pueden ser molares y volumétricas.

Ejemplo:

Ejemplo:

+

2 C

O2

c + o

2 CO

c

o

o

H2 + Cl2

2 HCl

H

H

+

Cl Cl

H

H Cl

H

H Cl

0,75 g 1,00 g +

C

1,75 g

O2

c + o

CO

0,75 g 2,00 g

1 mol 1 mol 1V 1V o

o

c

o

O sea:

2 moles 2V

(5 L)

(5 L) (10 L) Sabiendo que V = 5

2,75 g Ejemplo: "A condiciones normales (CN), los volúmenes molares equivalen a 22,4 L.

Se observa que la relación de pesos de oxígeno que reaccionan con un peso jo de carbono (0,75 g) es

H

N2 + 3 H2

1 1,00 g = 2 2,00 g

N

2 NH3

N

H

+

H

H

H

H

H

N

H

H

H

N

H

H

D. Ley de las proporciones recíprocas (o pesos de combinación)

1 mol 3 moles 2 moles A: C.N. 1(22,4 L) 3(22,4 L) 2(22,4 L) B. Contracción volumétrica (C.V.)

Fue planteado por J.B. Richter y C.F. Wenzel en 1792:

Es una proporción que se tendrá de la disminución del volumen en una reacción gaseosa respecto al volumen de los reactantes:

"Las masas de diferentes elementos que se combinan con una misma masa de otro elemento dan la relación en que ellos se combinarán entre sí (o bien múltiplos o submúltiplos de estas masas)".

C.V. =

VR = Suma de los coeficientes gaseosos de los reactantes. Vp = Suma de los coeficientes gaseosos de los productos.

Ejemplo:

H

2

+

Cl

2 HCl

2

H H +

Cl Cl

2 g 71 g 2 Na

+

Cl

2

2 NaCl

Na Na

+

H H

Cl Cl

H

Ejemplo: N2(g) + 3H2(g)

H

Cl

Na Cl

Cl

Na Cl

C.V. =

H 2

2g

TEMA 9

+2

Na

46 g

2 NH3(g)

→

(1 + 3) – 2 = 1 2 (1 + 3)

(el volumen se contrae en un 50%)

46 g 71 g H

VR – VP VR

2 NaH

Na H + Na H

48 g

QUÍMICA

H

Na

Na

H

Ojo: Si sucede lo contrario el volumen se expande.

H

2 2


ESTEQUIOMETRÍA

IV. CASOS ESPECIALES

B. Porcentaje de pureza de una muestra química

En toda reacción química, las sustancias que deben reaccionar deben ser 100% puras; por lo tanto, extraeremos las impurezas bajo este criterio:

A. Reactivo limitante (RL), y Reactivo en exceso (RE)

RL: Es aquel reactante que se consume totalmente porque interviene en menor proporción estequiométrica (Agota sustancia). RE: Es aquel reactante que se consume parcialmente porque interviene en mayor proporción estequiométrica (sobra sustancia). Regla particular para determinar el RL y RE. CR = menor valor RL = CT

Es la relación expresada en porcentaje de las cantidades reales (CR) frente a los teóricos (CT) según: C.T. → 100 % C.R. → RR

Ojo: CT = Cantidad teórica CR = Cantidad real

123

12 g 6g

123

32 g 6g

CO2 12 3

44 g ... (CT) x

... (CR)

6 = 0,5 12

6 = 0,19 32

144424443

144424443

Mayor valor (RE)

ó

RR =

CR . 100% CT

V. RELACIONES ESQUIOMÉTRICAS QUE SE CUMPLEN EN UNA REACCIÓN QUÍMICA

Ejemplo:

→

cantidad sust. pura . 100 cantidad muestra

C. Rendimiento o efciencia de la reacción (RR)

CR = mayor valor CT

RE =

C + O2

% Pureza =

•

mol → mol ó vol → vol (coeciente estequiométrico)

•

gmasa → masa (masa atómica (m.A.) ó masa molar (M))

•

mol → masa (coecientes estequiométricas → m.A. ó M

•

Vol(CN) → mol (coef x 22,4 L

•

gramos

•

N A

•

Vol(CN)

→

Vol(CN) (m.A. ó M

→

coeciente) coef x 22,4 L)

→

gramos (Avogadro (6.1023) → m.A. ó M)

→

N A (coef x 22,4 L

→

Avogadro (6.10 23))

→

Ojo: Si nos piden moléculas (N A) y si piden átomos (N A x subíndice)

Menor valor (RL)

11 ∴

x =

(6) (44) (32)

= 8,25 g

Nota:

CO2

Reglas para resolver un problema por Estequiometrías.

8

Ojo: También se cumple con la relación molar y volumétrica.


3 3

•

La ecuación debe estar completamente y balanceada.

•

Aplicar la relación estequiométrica.

•

Resolver por regla de 3 simple directo.

•

Comprobar el rendimiento de la reacción.

QUÍMICA

TEMA 9

ESTEQUIOMETRÍA


Problema 2

¿Cuántos gramos de agua se formarán al hacer reaccionar 10 g de H 2 con 500 g de O2?

¿Cuántos gramos de carbón vegetal con 90% de carbono se requieren para obtener 280 g de hierro?

Datos: Pesos atómicos: O = 16, H = 1

Datos: PA: Fe = 56; C = 12; O = 16

A) 45 D) 270

A) 50 g D) 55 g

B) 90 E) 135

C) 180

B) 60 g E) 45 g

UNMSM 2008 NIVEL FÁCIL

Resolución: 2H2 4 ÷

÷

Reactivo limitante

UNMSM 2007 NIVEL INTERMEDIO

Resolución: +

10 g 2,5

C) 40 g

O2 22

→

5000 15,625

2H2O 36

2Fe2O3(S) + 3C(s) 4Fe(s) + 3CO2(g) 3

xg

×

12

UNMSM 2007 NIVEL INTERMEDIO

4 × 56

xg

280 g

x = 45 g de "C"

Reactivo en exceso

Resolución: 2(CH3)2NNH2+4N2O2 → 4CO2+6N2+8H2O

90 % → 45 g 100 % → y

10 × 36 x= g 4

Problema 3 El compuesto (CH3)2 NNH2 se usa como un combustible para propulsar naves espaciales. Tal compuesto reacciona con N2O4, de acuerdo con la reacción: 2(CH3)2NNH2+4N2O2 →4CO2+6N2+8H2O Calcule la masa en gramos de N 2O4 que se requiere para hacer reaccionar 120 g de (CH3)2NNH2. Datos: Pesos moleculares (CH3)2NNH2 = 60 g/mol; N2O4=92 g/mol A) 368 g B) 230 g C) 240 g D) 123 g E) 417 g

2 × 60

4 × 92

120g

xg

y = 50 g de carbon vegetal

x = 90 g

Respuesta:

x = 368 g

Respuesta: 50 g

90

Respuesta: 368 g

PROBLEMAS DE CLASE EJERCITACIÓN

3.

En el proceso: H2S + Mn(OH)3

1.

En el proceso: H2S + Mn(OH)3

Mn2S3 + H2O

→

Hallar los gramos de sulfuro mangánico Mn2S3 (M = 206) que se puede preparar con 530 gramos de hidróxido mangánico Mn(OH) 3 (M = 106)

Mn2S3 + H2O

→

Hallar los gramos de sulfuro mangánico Mn2S3 (M = 206) que se puede obtener con 68 gramos de ácido sulfhídrico H 2S (M = 34).

A) 515

B) 360

A) 137,3 B) 136

D) 285

E) 745

D) 285 2.

5.

C) 88,4

E) 745,6 4.

Fe(OH)3 + H2SO4 → Fe2(SO4)3 + H2O Los gramos de hidróxido férrico Fe(OH)3 (M = 107) necesarios para producir 600 gramos de sulfato férrico Fe 2(SO4)3 (M = 400), son: A) 321

B) 624

D) 213

E) 567

C3H8 + O2

C) 123

QUÍMICA

CO2 + H2O

→

A) 60 g

B) 54 g

D) 44 g

E) 20 g

¿Cuántos litros de oxígeno se emplean para formar 12 litros de SO3 gas?

¿Qué peso de CaO se obtiene a partir del calentamiento de 120 g de CaCO3, si el rendimiento de la reacción es del 60%?

A) 3 L

B) 6 L

PA (Ca = 40; C = 12; O = 16)

D) 12 L

E) 18 L

CaCO3

CaO + CO2

→

A) 67,2

B) 61,9

D) 49,3

E) 40,3

4 4

En: SO2 + O2

7.

C) 53,7

C) 30 g

PROFUNDIZACIÓN 6.

En el proceso:

TEMA 9

C) 195

Se someten a combustión 20 g de propano. ¿Cuántos gramos de CO 2 se producirán si el rendimiento de la combustión es 90%?

SO3

→

C) 9 L

Determinar el volumen de NH 3 que se forma por la reacción de 12 L de H2, según:


ESTEQUIOMETRÍA

N2 + H2 → NH3 A) 2 L

B) 6 L

D) 12 L

E) 15 L

A) 1130 g C) 8 L

11. Hallar las moles que se forman de CO2 en la combustión de 10 moles de metano de acuerdo a:

B) 1360 g C) 1420 g

CH4 + O2

D) 1480 g 8. Al reaccionar 20 g de carbono y 20 g de hidrógeno para formar el compuesto metano (CH4), indicar el reactivo limitante. A) C

B) H2

D) C; H

E) N.A.

C) CH4

9. Al reaccionar 1200 g de nitrógeno con 240 g de hidrógeno para formar NH3. ¿Qué cantidad de amoniaco se forma?

E) 1520 g

CO2 + H2O

→

A) 2

B) 4

D) 8

E) 10

C) 6

SISTEMATIZACIÓN 12. En el proceso: 10. Hallar las moles de CO 2 en combustión completa de 3 moles de propano. C3H8 + O2

CO2 + H2O

→

A) 7

B) 3

D) 1

E) 9


5 5

C) 5

Fe(OH)3 + H2SO4

Fe2(SO4)3 + H2O

→

¿Cuántos gramos de sulfato férrico Fe 2(SO 4) 3 (M = 400) se podrá obtener con 1,2 moles de ácido sulfúrico H2SO4? A) 160

B) 624

D) 213

E) 567

QUÍMICA

C) 123

TEMA 9

QUÍMICA TEMA 10

SOLUCIONES SNII2Q10

DESARROLLO DEL TEMA

I. DEFINICIÓN

2. Solución concentrada

• Son mezclas homogéneas formadas por uno o más solutos y un solvente. • El solvente es el que se encuentra en mayor proporción y es el que determina el estado de agregación física de la solución. • El soluto es la sustancia que está en menor proporción y es de quién depende el nombre y la concentración de la solución.

Es aquella donde falta poco soluto para alcanzar la saturación. Ejemplo:

Ejemplo:

Solución de "salmuera", será:

3. Solución saturada

Es aquella que contiene la máxima cantidad de soluto disuelto a una determinada temperatura. Ejemplo:

II. CLASIFICACIÓN DE SOLUCIONES

4. Solución sobresaturada

A. Por la concentración de soluto

El soluto se encuentra en una pequeña cantidad.

Es aquella que admite un excedente de la máxima cantidad de soluto disuelto en el solvente. El excedente puede ser disuelto en "baño maría".

Ejemplo:

Ejemplo:

1. Solución diluida


1 1

QUÍMICA

TEMA 10

SOLUCIONES

B. Por la disgregación del soluto 1. Solución iónica

B. Porcentaje en volumen (% vsto)

Indica el volumen de soluto disuelto en un litro de solución.

El soluto de esta solución se disocia o se ioniza por lo cual estas soluciones son "conductoras" de la electricidad.

%msto

=

Ejemplo:

donde : v sol

Salmuera (Cloruro de sodio, NaC, disuelto en agua).

v sto x100% v sol =

v sol + v ste

2. Solución molecular

El soluto de esta solución se disgrega a nivel molecular; por lo cual estas soluciones son "no conductoras" de la electricidad, no forma iones. C. Partes por millón (ppm)

Ejemplo:

Indica el número de miligramos (mg) de soluto por litro (L) de solución. Un ppm es lo mismo que 1 gramo de soluto en un millón de centímetros cúbicos de disolución.

Azúcar común (Sacarosa, C12H22O11) disuelta en agua. C. Por estado de agregación física del solvente

ppm =

msto V sol

Además: 1 g = 103 mg Ejemplo:

Si 0,50 L de una disolución acuosa contiene 4,4 mg de ión cloruro. ¿Cuántos ppm de iones cloruro contienen? Solución:

ppm = m ⇒ ppm = 4, 4mg = 8,8 mg v 0,50 L L 8,8 partes por millón de ión cloruro.

IV. DETERMINACIÓN DEL PARÁMETRO "q"

III. UNIDADES FÍSICAS DE CONCENTRACIÓN A. Porcentaje en masa(% msto)

Indica la masa del soluto disuelto en 100 g de solución: %msto

=

donde : msol

TEMA 10

msto x100 % msol =

msol + mste

QUÍMICA

2 2


SOLUCIONES

V. U N I D A D E S Q U Í M I C A S CONCENTRACIÓN

DE

Para soluciones gaseosas o líquidas volátiles donde: X sto + X ste = 1

A. Molaridad (M)

Es el número de moles de soluto disuelto en un litro de solución. M=

nsto v sol

Unidades : mol L

< >

molar

⇒

msto M sto.v sol

M=

nsto + nste

VI. APLICACIONES DE LAS UNIDADES DE CONCENTRACIÓN Es el procedimiento que se usa para preparar soluciones de baja concentración a partir de soluciones muy concentradas. El proceso consiste en añadir agua a una solución de alta concentración hasta alcanzar la concentración deseada.

en función de Msto y m sto

Además: Dsol

=

A. Dilución de una solución

Como: n= m M

nsol

= densidad de la solución en g/mL

%m = porcentaje de masa. Msto

= masa molar del soluto (g/mol)

⇒

M=

(10) (%m) (Dsol ) Msto

nsto1 B. Normalidad (N)

Es el número de equivalentes gramos (Eq-g) de soluto disuelto en un litro de solución. # Eq − gsto N= v sol

unidades eq − g L

< >

normal

nsto2



Se cumple que: C1.V1 = C2.V2 Donde: C = concentración molar o normal. B. Mezcla de soluciones

Se obtienen al unir dos o más soluciones de un mismo soluto, pero de concentraciones diferentes.

También se cumple: ⇒

=



N = M × q (relación entre normalidad y molaridad)

Donde "q" es el parámetro mide la capacidad de reacción y depende del soluto.

+ V 1

V 2

V 3=V1+V 2

C2

C2

C3

Se cumple que: nsto1

C. Molalidad (m)

Es el número de moles de soluto disuelto en 1 kilogramo de solvente. msto

=

nsto w ste

unidades : mol kg

< >

+

nsto2

=

nsto3

C1.V1 + C2.V2 = C 3.V3 C. Neutralización

molal

Es una reacción entre un ácido y una base, formándose como producto sal y agua.

donde: Wste: peso o masa del solvente en kg. También se cumple: m=

1000(%msto ) (100 − %msto ).Msto

D. Fracción molar (x) X sto =

nsto nsol ;

X ste =

Cumpliéndose: # Eq – g (Ácido) = # Eq – g (Base) N Ácido ⋅ VÁcido = NBase ⋅ VBase

nste nsol


3 3

QUÍMICA

TEMA 10

SOLUCIONES

PROBLEMAS RESUELTOS Reemplazando: Nsol=1,25 × 2 ⇒ Nsol=2,50 equivalente/L

Problema 1

Problema 2

En medio litro de una solución 1 N de H2SO4, hay ____ gramos de soluto. Masa atómica: H = 1; O = 16; S = 32 A) 98,0 B) 49,0 C) 45,0 D) 24,5 E) 12,25

Al disolver 14,5 g de Mg(OH) 2 en suciente cantidad de agua, se obtiene Respuesta: D) 2,5 – 1,25 200 mL de solución; en consecuencia, su normalidad es _______ y su molaridad, Problema 3 __________. La normalidad de una solución de Masa atómica: Mg = 24; O = 16; H = 1 H2SO4 2M que se diluye la doble de su A) 2,50–5,00 volumen es: B) 1,25–2,50 A) 2,0 B) 1,0 C) 4,0 C) 5,00–2,50 D) 4,0 E) 8,0 D) 2,50–1,25 UNMSM 2010 - II E) 1,25–5,00 NIVEL INTERMEDIO

UNMSM 2009 - II NIVEL INTERMEDIO

Resolución:

Según los datos:

UNMSM 2010 - I NIVEL INTERMEDIO

Resolución:

Según los datos:

Resolución:

Sabemos que: Nsol = Msol × q stol

En una dilución se cumple:

1 = Msol x 2 → Msol = 0,5 mol/L Sabemos que:

Además: Msol =

Wsto M sto × V sol

;

0,5 =

Wsto 98 × 0,5

Wsto = 24,5 g

Respuesta: D) 24,5

Msol =

Msol =

14,5 58,5.0,2

⇒

Wsto

N1 ⋅ V1 = N2 ⋅ V2

Msto × V sol

4 ⋅ V = N2 ⋅ 2V

Msol = 1, 25 mol L

N2 = 2

Además: Nsol = Msol × qsto

equivalente L Respuesta: A) 2,0


2.

3.

Se disuelven 60 gramos de cloruro de sodio en 440 g de agua. El porcentaje en peso de la sal en la soluciones A) 8,5 % B) 10,1 % C) 10,0 % D) 11,1 % E) 12,0 % Se prepara 500 mg de una solución de nitrato de sodio con 40 g de la sal. ¿Cuál es la concentración en %W? A) 4,0 % B) 20,0 % C) 4,5 % D) 8,0 % E) 2,5 %

TEMA 10

4.

5.

QUÍMICA

Se prepara 200 mL de solución disolviendo 20 g de hidróxido de sodio. ¿Cuál es su molaridad? m.a.(Na = 23) A) 20,0 B) 10,0 C) 5,0 D) 20,5 E) 2,5 El peso de NaNO3 necesario para preparar 200 mL de una solución 0,5 molar es PF (NaNO3 = 85) A) 8,5 B) 42,5 C) 20,0 D) 85,0 E) 4,3 Los valore s de q en: H 3 PO 4 , Ca(OH)2, NaF y Cu2O son

4 4

A) 3,2,1,1 C) 3,2,1,2 E) 3,2,2,2

B) 4,2,1,2 D) 4,1,1,2

PROFUNDIZACIÓN 6.

¿Se disuelven 40 g de bicarbonato de sodio en 160 ml de agua? Determinar el % masa del soluto. A) 10% B) 15% C) 20% D) 30% E) 40%

7.

¿Qué masa de etanol, C2H5OH, se necesita para preparar 300 ml de una solución 0,500 M? A) 6,9 g B) 69,0 g C) 690,0 g D) 13,8 g E) 7,6 g


SOLUCIONES

8.

9.

¿Cuántos mililitros de solución de Ca(OH)2 0,1000 M se necesitan para suministrar 0,05000 moles de Ca(OH)2? A) 500 ml B) 2 ml C) 0,5 ml D) 5 ml E) 50 ml Se tiene 40 g de NaOH en 100 mL de solución, determine el pH. P.A. (Na = 23). A) 8 B) 12 C) 11,7 D) 13 E) 2

SISTEMATIZACIÓN 10. Si se determina que hay 5,20 g de

una sal en 2,500l de una solución 0,500 M. ¿Cuántos gramos estarían presentes en 2,50l de una solución 1,50 M? A) 5,20 g B) 10,4 g C) 15,6 g D) 1,73 g E) 7,8 g 11. ¿Cuál es la normalidad de una

solución preparada disolviendo 16 g de BaCl2 en agua suciente para obtener 450 ml de solución?


5 5

Dato: MA: Ba = 137, Cl = 35,5 A) 0,28 N B) 0,34 N C) 0,42 N D) 0,39 N E) 0,25 N 12. ¿Qué volumen de solución de

HCl 3N, se debe mezclar con otra solución de HCl 6N para obtener un litro de solución cuya concentración sea 2M HCl A) 2l B) 2 l 3 4 C) l D) 2 l 5 3 E) 6l

QUÍMICA

TEMA 10

QUÍMICA TEMA 11

CINÉTICA QUÍMICA – EQUILIBRO QUÍMICO SNII2Q11

DESARROLLO DEL TEMA

I. CINÉTICA

Se cumple que:

Es el estudio de las velocidades de reacción; se dene la velocidad de reacción (v):

v = k [ A ] [B ] x

Donde:

[ ] v =∆ ∆t

k

⇒ Constante de velocidad especíca

[ ] ⇒ Concentración molar

Donde: ∆[ ] ⇒ Variación de las concentraciones ∆t ⇒ Variación de un intervalo de tiempo Sea la reacción química: aA + bB → cC + dD Se cumple que la velocidad media de un reactante o producto. Es: [ ] [ ] [ ] [ ] v A = – ∆ A ; vB = – ∆ B ; v C = + ∆ C ; vD = + ∆ D ∆t ∆t ∆t ∆t

x

⇒ Orden de la reacción con respecto al reactante A

y

⇒ Orden de la reacción con respecto al reactante B

x + y ⇒ Orden de la reacción experimentalmente. Para reacciones elementales se cumple: a

b

v = k [ A ] [B ]

II. EQUILIBRIO QUÍMICO

Observación: Los signos negativos o positivos signican que disminuyen su concentración o aumentan su concentración, respectivamente. Tambien se cumple que la relación de velocidades es igual a la relación de MOL (proporcional a los coecientes estequiométricos) v A vB v C vD = = = a b c d

Estudia a la constancia de propiedades macroscópicas: A. Características del equilibrio químico

1. La concentración de los reactantes y productos se mantiene constante. 2. Se cumple que la velocidad de reacción directa es igual a la velocidad de reacción inversa.

A. Factores que afectan a la velocidad de reacción 1. Naturaleza química de los reactantes 2. Temperatura 3. Grado de división o supercie de contacto 4. Concentración de los reactantes 5. Presencia de catalizadores

3. A nivel molecular las reacciones directa e inversa continúan desarrollando. 4. Las propiedades físicas, como la temperatura, presión, densidad, viscosidad, etc. se mantiene constante, es decir, desde el punto de vista físico es estático. Sea la reacción química en equilibrio: aA(g) + bB(g) → cC(g) + dD(g)

B. Ley de las velocidades de acción de masas (Guldberg y Waage 1864-1867) "La velocidad de una reacción química es proporcional a las masas activas de las sustancias reaccionantes". Dentro del Marco de la Cinética química, las masas activas son las concentraciones molares y dentro del marco de la termodinámica son las actividades de los reactantes. Sea la reacción: aA + bB → cC + dD


y

Se cumple: K C =

[ C ]c . [ D ] d

[ A ]a . [B ]b

Kc: Cte de equilibrio en función de las concentraciones molares.

1 1

QUÍMICA

TEMA 11

TITULO DEL TEMA TITULO DEL TEMA TITULO DEL TEMA TITULO DEL TEMA TITULO DEL TEMA

c

d

B. Principio de Le Chatelier "Cuando un factor externo perturba un sistema en equilibrio, dicho sistema se desplaza en el sentido que tiende a contrarrestar la perturbación y restablecer nuevamente el equilibrio".

( P ) . (P ) K P = C a D b ( P A ) . (PB )

Kp: Constante de equilibrio en función de las presiones parciales Tambien:

El equilibrio químico se puede perturbar por:

∆n K P = K C (RT )

1. Cambio de concentración.

Donde: ∆n = (c + d) – (a + b)

2. Cambio de presión. 3. Cambio de volumen.

atm.L R = 0,082 mol.K

4. Cambio de temperatura.

PROBLEMAS RESUELTOS

Problema 1 El siguiente proceso elemental transcurre durante 40 minutos a una temperatura constante de 127º C y 2 atm de presión absoluta. 2SO2(g) + 1O2(g) → 2SO3(g) Determina: I. La velocidad de reacción del SO 2 si su concentración inicial y nal son respectivamente 12 molar y 4 mol–g/L, esto para un intervalo de 10 segundos. II. Para el mismo intervalo de (I), la velocidad de formación del óxido sulfúrico. A) I. 0,4 m/s II. 0,6 m/s B) I. 0,9 m/s II. 0,6 m/s C) I. 0,8 m/s II. 1,2 m/s D) I. 0,5 m/s II. 0,4 m/s E) I. 0,8 m/s II. 0,8 m/s

I. Nos piden la velocidad de consumo del SO2(g)

segundo que transcurre, se forman 0,8 mol–g de SO3(g).

( – ) ∆  SO2  ... (∞) ∆ tiempo

Respuesta: E) I. 0,8 M/s II. 0,8 M/s

V SO 2 =

Dato: ∆  SO2  =  SO2  f –  SO2  0 •

∆  SO2  = 4 M – 12 M ∆  SO2  = –8 M •

Reemplazando: – ( –8M) VSO 2 = = 0, 8 M / s 10s

•

Lo cual significa que por cada segundo transcurrido 0,8 mol–g de SO2(g) se transforman en el producto deseado.

NIVEL INTERMEDIO

II. Nos piden la velocidad de formación de SO3(g). ( + ) ∆  SO3  V SO 3 = = ...? ∆tiempo •

NIVEL FÁCIL

Sea el proceso elemental a: T = (127 + 273)K T = 400K ; P = 2 atm 2SO2(g) + 1O2(g) → 2SO2(g) [i] |∆[i]

[i]f

TEMA X

12 M . . . 4M

Problema 2 Respecto a la ley de acción de masas y la cinética de una reacción, no es de importancia: I. Temperatura. II. Concentración (actividad) de una sustancia. III. Tipo y material del reactor. IV. Tamaño de las partículas de los reactantes. A) I y II B) II y IV C) Solo I D) Solo III E) Solo IV

Como no se tiene las concentraciones del producto SO 3(g) entonces empleamos la siguiente relación estequiométrica: V SO 3 V SO 2 VO = 2 = 2 1 2

•

• •

CURSO

Respuesta: D) Solo III

Donde los denominadores son sus corresponidentes coecientes estequiométricos. Luego: VSO 2 = V SO 3 = 0, 8 M/s Esto quiere decir que por cada

2 2

Resolución: La velocidad de una reacción está determinada por la naturaleza de las sustancias reactantes, además de otros factores como son la temperatura, la concentración de los reactantes, el tamaño de las partículas que reaccionan y el efecto de un catalizador.

Problema 3 Determina en cuántas veces se incrementará la velocidad de la reacción. 2NO(g) + O2(g) → 2NO2(g) Si el volumen del recipiente en el cual se realiza dicho proceso disminuye a su tercera parte y la temperatura es la misma.


CINÉTICA QUÍMICA – EQUILIBRO QUÍMICO

NIVEL INTERMEDIO

1

2  nNO   nO 2  V1 = K      Vi   Vi 

Resolución: Por la ley de acción de masas:

2  nNO   nO 2  ( ) V 2 = K   27    Vi   Vi  V 2 = 27 V1    

2

2

V = K [NO ]  O2 

1

 n   nO  V 2 = K  VNO   V 2  i i

... ( ∞ )



3

 

n  V 2 = K ( 3 )  NO   Vi  2

Si: Vf = Vi ...(relación de volúmenes) 3



3

2

La velocidad se incrementará 26 veces más, es decir; será 27 veces la velocidad inicial ( V1 ) .

1

 nO  1  2  ( 3)  Vi 

Respuesta: D) 27


2.

3.

4.

II. Para los reactantes la velocidad es negativa. III. Para los productos la velocidad es positiva. IV. El catalizador modifica la velocidad de reacción. A) Solo I B) Solo II C) II y IV D) I y II E) III y IV

¿Qué factor no determina la velocidad de reacción? A) Catalizador B) Temperatura C) Grado de división D) Densidad E) Naturaleza de los reactantes. Indicar verdadero o falso las siguientes proposiciones sobre la cinética de las reacciones: I. La velocidad de reacción es mínima al inicio. II. E l F e ( p o l v o ) s e o x i d a rápidamente que el Fe (barra). III. Un catalizador positivo aumenta la energía de activación de la reacción. A) VVV B) VFV C) FVF D) VVF E) FVV La siguiente reacción elemental se lleva acabo en un recipiente de 0,5 L en ella la velocidad de consumo de "A" es 12 moles por cada 2 segundos. ¿Cuál será la velocidad de formación de "D"? 3A(g) + 4B(g) → C(g) + 2D(g) A) 12 mol × L/S B) 6 mol × L/S C) 16 mol × L/S D) 9 mol × L/S E) 8 mol × L/S Indicar aquellas proposiciones incorrectas: I. Velocidad de reacción es la variación de la concentración molar de una sustancia con respecto al tiempo.

5.

A) 0,015 y 0,185 B) 0,100 y 0,100 C) 0,035 y 0,165 D) 0,130 y 0,070 E) 0,001 y 0,200 8.

Sobre la cinética de una reacción: I. La velocidad es máxima al inicio. II. Una reacción bimolecular necesariamente es de segundo orden. III. La combustión del carbón en trozos es más veloz que la combustión del carbón en polvo. IV. Los catalizadores heterogéneos generalmente no reaccionan. Es (son) correctas (s): A) I y IV B) I y II C) Solo I D) II y IV E) I, III y IV

N2(g) + 3H2(g)  2NH3(g) + calor I. Aumento de la concentración de N2. II. Disminución de la concetración de H2. III. Incremento de la temperatura. IV. Disminución de la presión del sistema. V. Disminución del volumen del recipiente de reacción.

PROFUNDIZACIÓN 6.

7.

A) Solo I

En un reactor se colocan 4 mol de SO 2 y 6 mol de O2. Si en el equilibrio existe 2 mol de SO3. Hallar K c. Considere que el volumen del reactor es 1 L. A) 0,01 B) 0,02 C) 0,03 D) 0,04 E) 0,2 La constante de equilibrio K c de la reacción siguiente: A + B  C + D es igual a 144 a 25° C. Si se colocan 0,4 mol de A y 0,4 mol de B en un recipiente de 2,0 litros, ¿cuál es la concentración molar en el equilibrio de A y D respectivamente?


3 3

De las siguientes variaciones, cuál(es) favorecerá(n) el incremento en la producción de amoniaco, NH 3(g). La ecuación que representa la formación de este gas por el proceso haber es la siguiente:

B) I y III C) I, III y V D) I y V E) II y IV 9.

Para el sistema en equilibrio, establezca la relación entre K p y K c. 2HBr(g)

 H2(g) +

Br2(g)

A) K p = K c(RT) B) K p = K c(RT)2 C) K p = K c(RT) –2 D) K p = K c(RT) –1 E) K p = K c

QUÍMICA

TEMA 11

CINÉTICA QUÍMICA – EQUILIBRO QUÍMICO

SISTEMATIZACIÓN

11. En un sistema de equilibrio se tiene 2 mol de “A” y 8 mol de “B”.

10. La siguiente reacción en equilibrio a 127º C y en un recipiente de un litros de capacidad y el Kc = 9 para: H2 + l2 → Hl. Si inicialmente se tenía 1 mol H 2; 1 mol de I2 . Calcular [HI] en el equilibrio en mol / l. A) B) C) D) E)

A(g) → 2B (g) A) 0,23 Atm B) 83,4 Atm

0,84 1,2 3,4 10,4 0,92

TEMA 11

Si la presión de la mezcla en equilibrio es 10 Atm. Calcule el Kp de la reacción

C) 40 Atm D) 32 Atm E) 64 Atm

QUÍMICA

4 4

12. Respecto a la constante de equilibrio, marque las proposiciones que son correctas. I. Tiene signicado únicamente en reacciones reversibles en fase gaseosa. II. Al modificar los coeficientes estequiométricos, su valor cambia. III. Perm ane ce con sta nte al modificar la presión a temperatura constante. IV. Si la Keq <<1, la reacción más favorable es la inversa. A) I y II B) II y III C) II y IV D) II, III y IV E) Solo IV


QUÍMICA TEMA 12

ELECTROQUÍMICA SNII2Q12

DESARROLLO DEL TEMA

I. DEFINICIÓN

Electrólisis del NaCl fundido

Es la ciencia que se encarga de estudiar las transformaciones de la energía eléctrica en energía química o viceversa en dispositivos conocidos como celdas electroquímicas, las que a su vez pueden ser de dos clases:

• Celdas electrolíticas • Celdas galvánicas

II. CELDA ELECTROLÍTICA Llaada tabién cuba electrolítica o voltáetro, es el recipiente o dispositivo donde la energía eléctrica se transforma en energía química a este proceso se le llama electrólisis.

III. ELEMENTOS DE UN PROCESO DE ELECTRÓLISIS

Cátodo Ánodo

A. Fuente electromotriz Es un sistema que produce una diferencia de potencial

Reacción Neta :

eléctrico, con la nalidad de antener una corriente eléctrica entre los electrodos.

Na+ + 1e → Na( ) 2Cl – – 2e → Cl2(g) l

2Na+ + 2Cl – → 2Na( ) + 2Cl2(g) l

IV. RELACIONES FÍSICO-QUÍMICAS

B. Electrodos Son sistemas que permiten conducir la corriente eléctrica de un medio externo a un medio interno y viceversa. Los electrodos pueden ser inertes, si solo conducen

A. Coulomb (C) Es la cantidad de carga eléctrica que necesita para que se deposite o libere en uno de sus electrodos de la celda electrolítica, un equivalente electroquímico ó electroequivalente de alguna sustancia.

la corriente eléctrica y activos, si adeás de conducir la corriente eléctrica, participa de la reacción redox.

1C → 1Eq – equim( sust )

1. Ánodo

B. Faraday (F) Es una cantidad de carga eléctrica necesaria para que se deposite o libere en uno de sus electrodos de una celda, un equivalente gramo o equivalente químico de alguna sustancia.

Es el electrodo conectado al polo positivo de la fuente.

2. Cátodo Es el electrodo conectado al polo negativo de la fuente.

3. Electrolito Sustancia que está en solución y que por efecto de la corriente son iones que se dirigen a los electrodos.


: :

1F → 1Eq – g( sust ) 1F → 96 500 C 1Eq – g(sust) → 96 500 . 1 Eq– equi(sust)

1 1

QUÍMICA

TEMA 12

ELECTROQUÍMICA

2. Segunda Ley de Faraday "Si se tiene dos o ás celdas conectadas en serie

Nota: 1 F = 1 Eq – g = 96 500 C = 96 500 Eq – equím = 1 ol e–

1 Eq – equím(sust) =

1 Eq – g 96500

(sust)

y por ella circula la mínima cantidad de corriente y carga eléctrica, entonces se descompone, deposita o libera, igual número de equivalente gramo de algunas de las sustancias de cada celda".

Unidad g mg .

C

C

Cátodo (–)

1. Primera Ley de Faraday

ánodo (+)

"La masa de toda sustancia depositada o liberada es directamente proporcional a la cantidad de carga eléctrica que circula por la celda electrolítica". a m(sust) q

NaCl

m(sust) = 1 Eq – equim(sust) . q m(sust)

=

1Eq – g(sust) 96500

ánodo (+) Cátodo (–)

Au(CN)3

Na+

Au 3+

Cl –

CN –

.q (–)

(+)

• sust = masa de la sustancia depositada o

liberada.

• q = carga eléctrica que circula en la celda

Se cuplirá que: # Eq – g( NaCl ) = #Eq – g[ Au( CN)3] = # Eq – g(

electrolítica. # Eq – g(sust) =

# Eq – g( Cl ) = # Eq – g

q 96500

Na+ )

= # Eq – g(H ) 2

 Au3+ 

Nota:

q= i

t

↓ ↓ C= A

↓

# Eq – gsto =

msto mEq(sto)

= nsto ⋅ θ(sto) = Nsol ⋅ Vsol(L)

s


Problema 2

Determina la masa de aluminio producida por acción de 2 Faraday sobre A l(OH)3.

Determina que masa de calcio se produce por acción de 1 Faraday.

A) 18

B) 16

D) 19

E) 20

C) 22

A) 21

B) 22

D) 20

E) 23

C) 24 NIVEL INTERMEDIO

NIVEL INTERMEDIO

Resolución:

Resolución:

Por la 1.a Ley de Faraday:

1.a Ley de Faraday

msust

=

mEq ×q 96 500

msust

1F → 96 500C 2F → q = 2(96 500 C)

m Al =

 27   3    2 (96 500) 96 500

mCa =

Respuesta: A) 18

QUÍMICA

NIVEL INTERMEDIO

Resolución:

Por la 1.a Ley de Faraday:

= mEq × q

msust

96 500

msust =

× 96 500

=

mCa = 20 g

m Al = 18 g

TEMA 12

 40   2    96 500

Problema 3 Hallar la asa que se depositará en el cátodo por acción de 20 A sobre una solución de Ca(OH) 2 durante 9650 segundos. (mA(Ca) = 40) A) 5 B) 6 C) 3 D) 2 E) 4

= mEq × q 96 500

 40   2    i× t 96 500

20 × 20 × 9650 96 500

msust = 40 g Respuesta: D) 20

2 2

Respuesta: E) 4


ELECTROQUÍMICA


5.

Indicar cuántas proposiciones son correctas: I. La electrólisis es el proceso químico por le cual se descompone un electrolito por medio de la corriente eléctrica. II. El ánodo es positivo y el cátodo es negativo. III. En el cátodo se produce la reducción.

E) 5 g

PROFUNDIZACIÓN 6.

IV. En el ánodo se produce la V. A)

C) E)

3.

8.

A) 35,5 g C) 32,5 g E) 50 g

E) 15 Determine qué masa de calcio se produce por acción de 1 Faraday. A) 20 g B) 40 g D) 30 g C) 60 g E) 15 g

9.

A) 12,2 g

C) 146,4 g

B) 219,6 g D) 152,7 g

E) 73,2 g

SISTEMATIZACIÓN formada en un celda electrolítica, a partir de AlCl3 fundido, por el

paso de 289500 C sobre dicha sal. m.A. (Al = 27) A) 4,5 g B) 9 g D) 18 g C) 13,5 g E) 27 g

11. En la electrólisis del agua, ¿qué volumen de oxígeno gaseoso se

producirá a condiciones norales por el paso de 4 faraday? M.A. (O = 16) A) 28 L

B) 56 L

C) 11,2 L E) 44,8 L

D) 22,4 L

Hallar la masa de cloro gaseoso que

se obtiene en el ánodo por acción de 8 A sobre sal fundida NaCl, durante 96,5 s. (.A. Cl = 35,5)

Hallar la masa equivalente del

Calcio Ca2+. (.A. Ca = 40) A) 10 B) 40 D) 30 C) 20 4.

Hallar la masa de hierro que se de 10 A sobre una solución de Fe(OH)2 durante 19 300 s. (m.A. Fe = 56) A) 28 B) 56 D) 5,6 C) 2,8 E) 14

Cl2 en el cátodo. II. En el cátodo se reduce el Na. III. La solución resultante. A) Solo I B) Solo II D) I y II C) Solo III E) I, II y III

Hallar la asa que se depositará en el cátodo por acción de 5A sobre

depositará en el cátodo por acción

En las electrólisis de la salmuera, las proposiciones correctas son: I. Se produce la formación de gas

m.A. (ZN = 65,4)

10. Determine la masa de aluminio

una solución de Al(OH)3 durante 965 s. (m.A. Al = 27). A) 0, 45 g B) 4,5 D) 450 C) 45 E) 27

oxidación. 1 faraday equivale a 95 600 electrones. 1 B) 2 3 D) 4 5

7. 2.

Hallar la asa que se depositará en el cátodo por acción de 20 A sobre una solución de Ca(OH)2 durante 9650 s. (.A. Ca = 40). A) 4 g B) 2 g D) 8 g C) 10 g

B) 71 g D) 28,4 g

¿Cuántos graos de zinc se depositarán al pasar una corriente de 3, 00A durante 20 horas por una disolución ZnCl2?


3 3

12. Durante la electrólisis de una disolución de CuCl2 en el ánodo se desprendieron 560 mL de gas medido a condiciones normales. Hallar la masa de cobre depositado

en el cátodo. m.A. (Cu = 63,5) A) 6,35 g

B) 0,794 g

C) 15,875 g

D) 3,175 g

E) 1,5875 g

QUÍMICA

TEMA 12

QUÍMICA TEMA 13

PROPIEDADES DEL CARBONO HIDROCARBUROS (CÍCLICOS - ACÍCLICOS) SNII2Q13

DESARROLLO DEL TEMA

PROPIEDADES DEL CARBONO I. LA TEORÍA VITALISTA Jacobo Berzelius propone en el año 1809 la teoría vitalista, según esta teoría los compuestos orgánicos solo pueden ser sintetizados por seres vivos porque ellos poseen la "Fuerza vital". Es por ello que en esos tiempos la química orgánica era el estudio de los compuestos que se extraían de los organismos vivos o productos naturales como el azúcar, úrea, levadura, ceras y aceites vegetales. En 1828 el químico alemán Friedrich Wöhler convirtió el cianato de amonio en úrea simplemente calentando el cianato en ausencia de oxígeno.

• •

III. EL CARBONO Es el sexto elemento no metálico, de la Tabla Periódica Moderna (Z = 6p +), de todos sus isótopos que lo conforman, los más importantes son: •

A. Carbono cristalizado (puro) Es la forma más pura de carbono, presenta los siguientes alótropos cristalinos.

II. PROPIEDADES GENERALES DE LOS COMPUESTOS ORGÁNICOS

• • • •

Constituidos principalmente por elementos químicos llamados organógenos (C, H, O, N) que están presente en la mayoría de los compuestos orgánicos y en una proporción menor tenemos otros elementos denominados secundarios como el Na, Cl, Si, Mg, Ca, Br, Fe, etc. Generalmente son covalentes. En su mayoría son insolubles en agua pero son solubles en solventes apolares. Se descomponen fácilmente en el calor, generalmente < 300º C. Son más abundantes que los compuestos inorgánicos. Generalmente son combustibles. No conducen la electricidad en estado líquido o en solución acuosa.


C – 14 < >14 6 C (Isótopo Radioactivo) Sirve para determinar la edad de los restos fósiles con una antigüedad menor a 50 000 años.

IV. PROPIEDADES FÍSICAS DEL CARBONO

Con este hecho Wöhler demuestra que la fuerza vital no existe, posteriormente se llevaron a cabo otras síntesis por lo que la teoría de la fuerza vital se descartó.

• •

C – 12 < >12 6 C (Isótopo Estable) Sirve como patrón para determinar la masa atómica de los elementos químicos.

•

•

Sus reacciones químicas son lentas. Presentan isomería es decir una misma fórmula global representa a varios compuestos, con diferentes propiedades.

1 1

1. Grato (natural) Es el alótropo más estable del carbono, es un sólido blando negro, con lustre metálico, conduce la electricidad. En el grato los átomos de carbono se unen por enlaces múltiples con hibridación sp 2, formando estructuras cristalinas hexagonales que a su vez constituyen capas o láminas planas. El grato es usado como lubricante sólido en la fabricación de lápices, electrodos inertes, etc.

QUÍMICA

TEMA 13

PROPIEDADES DEL CARBONO - HIDROCARBUROS (CÍCLICOS - ACÍCLICOS)

2. Diamante (natural) En el diamante cada átomo de carbono se encuentra enlazado con otros 4 carbonos formando un tetraedro y constituyendo una estructura cristalina cúbica, donde cada carbono presenta hibridación sp 3. El diamante es muy duro, pero frágil, tiene elevado punto de fusión, no conduce la electricidad, posee gran valor en joyería y es muy usado en la fabricación de herramientas de corte, molienda y pulimentado.

2. Carbones articiales

3. Fullerenos (articial) • Presentan forma de esfera hueca como un balón de fútbol formando hexágonos y pentágonos. • Existen variedades de 60, 70, 74, 84, etc; e incluso mayor número de átomos de carbono. • Una estructura similar a los fullerenos son los nanotubos. • Los nanotubos son más fuertes que los cables de acero de dimensiones similares. • Algún día se podrían utilizar para la fabricación de bicicletas ultraligeras y recubrimiento de motores para naves espaciales. • Los fullerenos evitan la reproducción del virus VIH.

V. PROPIEDADES QUÍMICAS DEL CARBONO 1

A. Covalencia Es la capacidad del carbono de unirse químicamente con átomos iguales o diferentes, debido a una compartición de electrones, es decir mediante enlace covalente. Ejemplo:

Nota: Los alótropos del carbono son el grato, el diamante, los nanotubos y los fullerenos.

B. Carbono amorfo (impuro) Es la forma impura del carbono, existen como sólidos amorfos de color variable que van desde el negro gris hasta el negro oscuro llamados carbones. B. Tetravalencia Mediante esta propiedad el carbono hace participar a sus 4 electrones de valencia en la formación de 4 enlaces covalentes, razón por la cual su valencia es 4. Ejemplo:

1. Carbones naturales Formados por la descomposición de restos de vegetales durante cientos de miles de años, a mayor antigüedad mayor es el porcentaje de carbono y su contenido calórico.

6C

→

2 2 1s 2 2s 2p    

4 e – de vale nci a

TEMA 13

QUÍMICA

2 2



C. Concatenación Capacidad del carbono de unirse con otros átomos de carbono mediante enlaces simples, dobles o triples para formar cadenas carbonadas abiertas muy largas o cerradas, muy estables. Debido a esta propiedad se explica la existencia de millones de compuestos orgánicos. Según su arreglo o disposición espacial s e clasican en:

D. Hibridación

Es la combinación de orbitales atómicos puros de diferentes subniveles (s, p x, p y, p z) de una misma capa energética, para obtener orbitales híbridos, dándole al carbono diferentes geometrías moleculares.

VI. TIPOS DE CARBONOS SATURADOS O TETRAÉDRICOS (SP 3) Se ha encontrado que es sumamente útil clasicar cada átomo de carbono de un alcano o hidrocarburo saturado en: A. Carbono primario (C 1°)

Es aquel que está unido a un solo átomo de carbono; se halla en los extremos o ramicaciones de una molécula, y podría poseer hidrógenos primarios. Ejemplo:


3 3

QUÍMICA

TEMA 13


B. Carbono secundario (C 2°) Es el que está unido a otros 2 átomos de carbono y podría poseer hidrógenos secundarios. Ejemplo: C Fórmula semidesarrollada Son fórmulas intermedias entre la fórmula global y la fórmula desarrollada. Omite los enlaces entre carbono e hidrógeno. Ejemplo:

C. Carbono terciario (C 3°) Es el que se encuentra unido a 3 átomos de carbono y podría tener un hidrógeno terciario. Ejemplo:

D. Fórmula condensada Omite los enlaces. Ejemplo: CH3CH3; CHCCH3 Etano Propino D. Carbono cuaternario (C 4°) Es un carbono que se encuentra completamente rodeado por otros 4 átomos de carbono a los cuales está unido. Ejemplo:

E. Fórmula topológica Ejemplo:

VIII. CLASES DE COMPUESTOS ORGÁNICOS Los compuestos orgánicos se pueden clasicar en dos grandes grupos: A. Alifáticos Sustancias de cadenas abiertas, lineales o ramicadas y también las cíclicas semejantes a ellas, de átomos de carbonos unidos por ligaduras simples, dobles o triples o sus combinaciones. Ejemplo:

Nota: Esta clasicación sólo incluye carbonos saturados y no incluye al metano, CH 4.

VII. TIPOS DE FÓRMULAS A. Fórmula molecular o global Es la fórmula general en la que se indican mediante subíndices la cantidad de átomos de cada elemento participante en la formación de una molécula de sustancia. Ejemplo:

C2H6 ; Etano

B. Aromáticos Son el benceno, C6H6, y sus derivados y también aquellas sustancias semejantes a él en su comportamiento químico. Ejemplo:

C3H4 Propino

Nota: Estas fórmulas globales pueden representan a uno o más compuestos (llamados isómeros).

B. Fórmula desarrollada Es aquella en la que se indican todos los enlaces que hay en una molécula. Ejemplo:

TEMA 13

QUÍMICA

Puede haber muchas cadenas laterales o grupos unidos al anillo aromático.

4 4



HIDROCARBUROS Es la clase más sencilla de compuestos orgánicos. Son compuestos binarios, constituidos exclusivamente por átomos de los elementos carbono (C) e hidrógeno (H).

HIDROCARBUROS

Acíclicos o de cadena abierta

Saturados

Insaturados

Alcano o aparanas

Alquenos

Cíclicos o de cadena cerrada

Heterocíciclos

Homocíciclos

Alicíciclos

Alquinos Aromáticos

I. HIDROCARBUROS ACÍCLICOS SATURADOS Alcanos o Parafinas, son hidrocarburos acíclicos saturados, los átomos de carbono requieren una hibridación sp3 porque presentan enlaces simples () entre carbono y carbono.

II. PREFIJOS IUPAC Dependen del número de átomos de carbono presente en un compuesto orgánico. A. Nomenclatura común de alcanos Se usan los prejos: • n → Para isómeros de cadena lineal o normal, sino hay ramicación en el hidrocarburo. • iso → Cuando en el carbono N° 2, hay un grupo metil ( –CH3) unido a él. • neo → Cuando en el carbono N° 2, existen dos grupos metil ( –CH3) unido a él. Ejemplo: I. CH3 – CH2 – CH2 – CH3: _________________

II.

III.

:

_____________________

: ____________________

Ejemplo:


5 5

QUÍMICA

TEMA 13


IV.

IV.

: _________________________

B. Radicales o grupos alquilo (–R) Resultan de sustituir un hidrógeno a un alcano para que entre otro grupo monovalente en su lugar. No forman una especie química propiamente dicha, pero son útiles para propósito de nomenclatura. Para nombrarlos se cambia la terminación "ano" por il(o).

V.

Otros:

: ______________________________

II.

: _______________________

III.

: _______________________

: _____________________

C. Nomenclatura IUPAC de alcanos ramifcados Considerar las siguientes reglas: 1° Se determina la cadena principal que es la cadena carbonada más extensa (con mayor número de átomos de carbono). 2° Se enumera los átomos de carbono de la cadena principal por el extremo más cercano a un grupo alquilo, de modo que la numeración sea lo menor posible para la posición de este grupo alquilo. 3° Se nombran los grupos alquilos o sustituyentes principalmente en orden alfabético e indicando su posición en la cadena principal. 4° Si un grupo alquilo o sustituyente se repite más de una vez, se usan los prejos di, tri, tetra, etc. 5° Al nombrar los grupos alquilos o sustituyentes en orden alfabético, no se toma en cuenta los prefijos repetitivos (di, tri, tetra, etc) ni los prejos comunes sec y terc. Se deben considerar alfabéticamente los prejos iso, neo y ciclo, según la IUPAC. 6° Finalmente se nombra la cadena principal considerando el número de carbonos que pos ee.

Ejemplos:

I.

: __________________________

III. ALQUENOS U OLEFINAS Son compuestos que en su estructura, presentan por lo menos un enlace doble, siendo una sustancia químicamente activa. El doble enlace carbono - carbono es una unidad estructural y un grupo funcional importante en la química orgánica el doble enlace es el punto donde los alquenos sufren la mayoría de las reacciones.

Ejemplos:

TEMA 13

QUÍMICA

6 6



A. Principales alquenos 1. Eteno o Etileno (C2H4) Es un gas incoloro, insípido, de olor etéreo débil y muy poco soluble en el agua. Al polimerizarse (unión de muchas moléculas) origina el polietileno, plástico poco resistente a la temperatura empleado para fabricar envases, bolsas. Es combustible e inamable. 2. Propeno o Propileno (C 3H6) Se polimeriza en polipropileno, originando otro tipo de plástico de mucha importancia, usada en la fabricación de juguetes y recubrimiento de pañales, etc. 3. Butadieno (CH2 = CH – CH = CH 2) Su polimerización es empleada en la fabricación de los cauchos sintéticos.

B. Grupos alquenilos Son sustituyentes insaturados que tienen nombres comunes aceptados por la IUPAC.

I. CH2 = CH –

____________________________________

II. CH2 = CH – CH2 –

____________________________________

C. Nomenclatura IUPAC de alquenos ramifcados Pasos a seguir: 1º Se debe tener en cuenta que el enlace doble está en la cadena principal. 2º Dicha cadena debe numerarse iniciando del extremo más cercano al enlace doble. 3º Si existe 2 dobles enlaces su terminación será dieno, tres dobles enlaces será trieno, etc.

IV. ALQUINOS O ACETILENICOS Son hidrocarburos acíclicos insaturados o compuestos que en su estructura presenta por lo menos un enlace triple. Los átomos de carbono del grupo funcional (enlace triple) poseen hibridación sp.

Ejemplo:


7 7

QUÍMICA

TEMA 13


Luego al "carburo de calcio" se le agrega agua y se libera el acetileno gaseoso.

A. Alquino más importante Acetileno o etino (C 2H2) Es el más importante de los alquinos. Se le considera como materia clave en la síntesis orgánica. Es una gas incoloro (punto de ebullición – 84° C), poco soluble en agua. En la naturaleza se le encuentra en la hulla y el petróleo. En 1862, Marcelino Berthelot (1827 – 1907), realizó la síntesis del acetileno de acuerdo a la siguiente reacción química:

El acetileno es empleado en "soldadura oxiacetilénica" obteniéndose mediante su combustión una temperatura de 3000 °C empleada para fundir o soldar metales. B. Nomenclatura IUPAC de alquinos ramifcados Este caso es similar a la forma como se nombran a los alquenos, quiere decir que el enlace triple (––) debe estar en la cadena principal y la numeración se debe iniciar del extremo más próximo a este enlace. Si existen 2 triples enlaces su terminación será diino, 3 triples enlaces será triino, etc.

Actualmente el método más práctico es:

V. HIDROCARBUROS CÍCLICOS Son hidrocarburos de cadena cerrada, en los cuales los extremos de una cadena lineal se unen formando una cadena cíclica. Pueden ser cicloalcanos, cicloalquenos y cicloalquinos. Ejemplo:

A. Grupos alquilos derivados de los cicloalcanos

TEMA 13

QUÍMICA

8 8



Como los átomos de carbono de un cicloalcanos poseen hidrógenos equivalentes, la valencia libre se puede originar al extraer un hidrógeno en cualquiera de los átomos.

Benceno o feno: Es un líquido de menor densidad e insoluble en el agua y de olor etéreo, químicamente cada molécula es de forma planar formado por un anillo de 6 carbonos, unidos por enlace simple y doble en forma alternada. Es una molécula más estable de lo esperado y presenta 2 formas resonantes, la molécula es apolar, estas se unen por fuerzas de London.

B. Preparación de cicloalcanos

• Estructura del benceno

El ciclopentano y el ciclohexano son los únicos cicloalcanos que se obtienen de fuentes naturales, se encuentran en el petróleo.

VI. CLASIFICACIÓN GENERAL DE LOS HIDROCARBUROS CÍCLICOS Hidrocarburos cíclicos

Heterocíciclos

Homocíciclos

Alicíciclos

• • •

Fórmula del Benceno Fórmula global = C6H6 Presenta 12 enlaces s y 3p

•

Posee 6 carbonos híbridos en sp2

•

° Longitud de enlace C – C = 1,397 A ° Longitud de enlace C – H = 1,09 A

•

Aromáticos • Heterocíclico Son compuestos en cuyo anillo o ciclo existen otros átomos diferentes al carbono (llamados heteroátomos), como: O, N, S, etc. Ejemplo:

PROBLEMAS RESUELTOS Problema 1 Señala secuencialmente, el número de carbonos terciarios, primarios y secundarios para el siguiente compuesto:

A) 2; 6; 5 C) 2; 5; 6 E) 3; 6; 4

saturados o tetraédricos (sp 3)

Se observa: 6C1°, 5C2°, 2C3° y 1C4° Respectivamente, nos piden determinar: 2C3°, 6C1° y 5C2°

B) 2; 5; 5 D) 3; 5; 5

Resolución: Según la clasicación de los carbonos

En el problema, analizando la estructura del compuesto.


9 9

QUÍMICA

Respuesta: 2; 6; 5

TEMA 13


Problema 2 Determina la fórmula global del siguiente alcano: 3 – etil – 3, 4, 6, 6 – tetrametiloctano A) C3H14 B) C8H16 C) C8H18 D) C12H26 E) C14H30

Resolución: Primero determinamos la fórmula semidesarrollada del hidrocarburo.

En la estructura molecular, se observa: 8 C → En la cadena principal. 6 C → En las ramicaciones. En total hay 14 C en la fórmula semidesarrollada.

Además: Sabemos que la fórmula global de un alcano es CnH2n+2. Reemplazando: C14H2(14)+2 = C14H30 Respuesta: C 14 H 30 Problema 3 Determine la fórmula global del siguiente compuesto: Octa – 1,2 – dien – 4,6 diino A) C8 H6 B) C8 H12 C) C8 H14 D) C8 H16 E) C8 H18

Resolución: Sabemos que la fórmula global (F. G.) de un alquenino, es: F.G. = C n H2n

+

2n–2d– 4t

Según el prejo "octa", signica que existe 8 átomos de carbono: n=8 Además según el prejo repetitivo"di", signica cantidad dos. Entonces: dien → 2 enlaces dobles: d = 2 diino → 2 enlaces triples: t = 2 Reemplazando: F. G. = C 8H2(8) + 2 – 2(2) – 4(2) Por lo tanto la fórmula global será: F. G. = C 8H6

PRE SAN MARCOS 2006–II

Respuesta: C 8 H 6

NIVEL INTERMEDIO


2.

3. El nombre del compuesto es: CH3 Br

Una de las características de los compuestos orgánicos es que : A) Están formados por moléculas donde los átomos están unidos por enlace covalente. B) El carbono, el hidrógeno y el oxígeno forman parte de todas sus estructuras . C) El enlace iónico es lo que une sus átomos D) Al arder produce amoníaco. E) Se descomponen con facilidad cuando absorben hidrógeno Indique el número de carbonos con hibridación sp, sp 2 y sp3 en el siguiente hidrocarburo: CH3

CH – CH – CH – CH – CH – (CH 2)2 – CH3 Cl

A) 2 - cloro - 3 - metil - 4 - isopropil - 5 - bromo - 6 - etilnonano B) 5 - bromo - 2 - cloro - 6 - etil 4 - isopropil - 3 - metilnonano C) 4 - isopropil - 6 - etil - 3 - metil - 5 - bromo - 2 - clorononano D) 3 - metil - 6 - etil - 4 - isopropil - 2 - cloro - 5 - bromononano E) 4 - etil - 5 - bromo - 6 - isopropil - 7 - metil - 8 - clorononano 4.

¿Cuál es el nombre IUPAC del siguiente hidrocarburo saturado?

CH3 – CH2 – CH – CH – CH – CH – CH 3 CH3 C2H5

A) 4 - sec - butil - 2,3 - dimetil heptano B) 3,3,5 - trimetril - 4 - propil heptano C) 2,5 - dietil - 3 - metil - 4 - propil heptano

3, 3, 5 2, 3, 6 3, 4, 4 1, 5, 5 2, 4, 5

TEMA 13

A) B) C) D) E)

IIa, Ib, IVc, IIId Ia, IIb, IIIc, IVd IIIa, IIb, Ic, IVd IVa, IIIb, IIc, Id IIa, IIIb, IVc, Id

C2H5 C3H7

CH3 A) B) C) D) E)

Relacionar adecuadamente las siguientes estructuras: I. CH2 = CH – CH2 – C ≡ C – CH3 II. CH3 – C ≡ C – CH = CH – CH2 – CH3 III. CH2 = CH – CH2 – CH = CH – C ≡ CH IV. CH2 = CH – CH2 – C ≡ C – CH = CH2 a) Hex - 1 - en - 4 - ino b) Hept - 4 - en - 2 - ino c) Hepta - 3,6 - dien - 1 - ino d) Hepta - 1,6 - dien - 3 - ino 5.

CH2 CH – CH3 CH2 – CH2 CH2

CH2 – CH3

CH ≡ C – C = C – CH = C – CH3

D) 4 - etil - 2,3,5 - trimetil octano E) 3 - etil - 5,6 - dimetil - 4 - propil octano

QUÍMICA

0 1 10

PROFUNDIZACIÓN 6.

¿Cuál es el nombre IUPAC del siguiente compuesto? CH3 – CH2

CH3



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

3-metil – 1 – etilciclohexano 1– etil – 3 – metilciclohexano etilmetilciclohexano metiletilciclohexano ciclooctano

D) 3 - etil - 6 - metil - 6 - vinil nona - 1,4 - dieno E) 3 - etil - 6,8 - dimetil - 6 - vinil nona - 1,4 - dieno

Dé nombre IUPAC al siguiente compuesto: C2H5

CH3 – CH2 – CH2 – CH – CH(CH3) – C – C2H5 CH(CH3)

2

CH(CH3)

2

A) 5 - etil - 6 - metil - 2 isopropildecano B) 6,6 - dimetil - 5,7 - dietil - 4 isopropil octano C) 3 - etil - 3,5 - di isopropil - 4 metil octano D) 3,3 - dietil - 5 - isopropil - 2,4 dimetil octano E) 6 - etil - 4,6 - di isopropil - 5 metil octano 8.

Nombre el siguiente hidrocarburo insaturado según la IUPAC: CH3

CH3

CH2 = CH – CH – CH = CH – C – CH2 – CH – CH3 CH2

CH

CH3

CH2

A) 6 - etil - 3 - isobutil - 3 - metil - 1,4,7 - octatrieno B) 6 - etil - 3 - isobutil - 3 - metil octa - 1,4,7 - trino C) A y B

9.

Respecto a los hidrocarburos, señale las proposiciones correctas. I. Son compuestos obtenidos del petróleo. II. Sus moléculas presentan átomos de carbono e hidrógeno. III. El gas propano C3H 8 es un ejemplo de hidrocarburo. A) Solo I B) Solo II C) Solo III D) I y II E) I, II y III

SISTEMATIZACIÓN

11. El nombre IUPAC del compuesto

siguiente es: CH2Br H3C – C – H CH2

CH2Br H – C – CH3 CH2

CH2 – CH2 – C – C2H5 A) B) C) D) E)

H 1,9 - dibromo - 2,8 - dimetil - 4 - etilnonano 1,9 - dibromo - 4 - etil - 2,8 dimetilnonano 2,8 - dimetil - 1,9 - dibromo - 4 - etilnonano 4 - dimetil - 4 - etil - 1,9 dibromononano 2,8 - dimetil - 4 - etil - 1,9 dibromononano

12. Indique el nombre de la siguiente

estructura orgánica: 10. El nombre IUPAC del compuesto

siguiente es: A) 3,5 - dibromo - 2,6 - dicloro 4,4 - dimetilheptano B) 2,6 - dicloro - 3,5 - dibromo 4,4 - dimetilheptano C) 4,4 - dimetil - 3,5 - dibromo 2,6 - dicloroheptano D) 3,5 - dibromo - 4,4 - dimetil 2,6 - dicloroheptano E) 2,6 - dicloro - 4,4 - dimetil - 3,5 - dibromoheptano

1 1 11

CH3

CH3 – CH – CH – CH2 – CH2 – CH – CH2 – CH = CH2

CH3 – CHCl – CHBr – C(CH3)2 – CHBr – CHCl – CH3


CH2 – C ≡ CH

CH (CH3) CH2 CH3

A) 5 - iso - butil - 4,8 - dimetil - 10 - undecen - 1 - ino B) 5 - tert - butil - 4,8 - dimetil 10 - undecen - 1 - ino C) 7 - sec - butil - 4,8 - dimetil - 1 - undecen - 10 - ino D) 5 - sec - butil - 4,8 - dimetil 10- undecen - 1 - ino E) 5 - sec - butil - 4,8 - dimetil - 10 - undecen - 1 - ino

QUÍMICA

TEMA 13

QUÍMICA TEMA 14

AROMÁTICOS OXIGENADOS SNII2Q14

DESARROLLO DEL TEMA

FUNCIONES ORGÁNICAS OXIGENADAS Son aquellas sustancias orgánicas ternarias que tienen en su composición principalmente carbono, hidrógeno y oxígeno.

F)

OH Ciclohexanol

El carbono que contenga el OH tendrá la menor

I. FUNCIÓN ALCOHOL

numeración, que el de doble enlace.

Son compuestos que se caracterizan por tener radicales hidróxilo (–OH) que va unido a un carbono con hibridación sp3 (carbono que solo presenta enlace simple).

Nota: Cuando el (–OH) va unido a un carbono con hibridación sp 2 no es alcohol.

Fórmula General: R – OH

Formación y nomenclatura: A) CH3 – OH • Metanol • Alcohol metílico • Espíritu de la madera Es tóxico, no apto para beber, daña el nervio óptico causando ceguera.

B) CH3 – CH2 – OH • Etanol • Alcohol etílico • Espíritu del vino No es tóxico, apto para beber en pequeñas cantidades; se utiliza también como alcohol medicinal.

C) CH3 – CH2 – CH2 – OH • 1 – propanol • Alcohol propílico

2

3

4

1. Monoles: Solo poseen 1 grupo (–OH) • CH3OH metanol • C2H5OH etanol

5

6

• Etanodiol • Etilenglicol • Glicol Es un líquido viscoso y tóxico, se utiliza como

7

anticongelante de ceras y en radiadores de motores.

CH3 – CH – CH2 – CH2 – C = CH – CH3 OH

A. Según el # de grupos hidróxilo (–OH) en su estructura

2. Polioles: Poseen 2 o más grupos "OH".

D) CH 3 – CH2 – OH • 2 – propanol • Alcohol isopropílico E) 1

II. CLASIFICACIÓN DE LOS ALCOHOLES

CH3

5 – metil – 5 – hepten – 2 – ol


1 1

QUÍMICA

TEMA 13

AROMÁTICOS OXIGENADOS

• Propanotriol, Glicerina o glicerol Líquido incoloro, sabor dulce, no es tóxico, soluble en H 2O, se utiliza en la preparación de jabones como humectante y también en la preparación de la nitroglicerina (explosivo).

Nota: Cuando un alcohol primario se oxida en forma completa o total se obtiene ácido carboxílico

B. Según la posición del grupo oxidrilo (–OH)

• Alcohol secundario

1. Alcohol primario:

 O → CH3 – C – CH3 CH3 – CH – CH3   | || OH O

R – CH2 – OH

Propanona ( Cetona)

2 – propanol

• Alcohol terciario: Son muy difíciles de oxidar. 2. Deshidratación • Para la obtención de éteres.

2. Alcohol secundario:

C2H5 – O – H C2H 5 – O – H 2 moléculas de etanol

3. Alcohol ternario:

C2H5 H2SO4 140ºC C H O + H2O 2 5 éter dietílico

• Para la obtención de alquenos. H2SO4 CH2 – CH2 CH2 = CH2 + H2O 180ºC

H

OH

IV. FUNCIÓN ÉTER Fórmula general

III. PROPIEDADES DE LOS ALCOHOLES

R – O – R

Tipos A. Simétricos: R – O – R (radicales iguales) B. Asimétricos: R 1 – O – R 2 (radicales diferentes)

A. Físicas 1. Los alcoholes son compuestos polares debido a la presencia del grupo –OH esta polaridad es más marcada en los alcoholes de baja masa molecular, a medida que la longitud de la cadena crece, los alcoholes se asemejan más en algunas propiedades de los hidrocarburos correspondientes, razón por la cual los alcoholes de: • Baja masa molecular son solubles en H2O • Alta masa molecular son insolubles en H2O 2. Forman puente de hidrógeno (P.H.), debido a esto presentan alta temperatura de ebullición.

Nomenclatura

A. Derivado de un alifático IUPAC Radical de menor carbono OXI cadena más larga (terminado en ano, eno o ino),

B. Indicando el nombre de la función (Nombre de los radicales) ÉTER. (Funcional) Ejemplo:

3. En alcoholes con igual número de carbonos a mayor ramicación MENOR temperatura de ebullición. B. Químicas

1. Oxidación moderada: En presencia del K 2Cr2O7 (oxidante [O]), los alcoholes se oxidan. • Alcohol primario CH3 – CH2 – OH

Etanol

TEMA 14

[O]   → CH3 – CHO Etanal ( Aldehído )

QUÍMICA

2 2



V. FUNCIÓN ALDEHÍDO

Ejemplo:

Obtención: R – CH2 OH

[O]   → R – CHO

Fórmula general R – CHO

Grupo funcional: Nomenclatura:

Propiedades químicas: • Al reducirse se obtiene el alcohol secundario que le

a) Sistema IUPAC: Raíz "...al" se nombra como derivado de alcano.

dio origen.

b) Sistema Funcional: Para esto se toma en cuenta el número de carbono, pero utilizando la raíz común

LiAlH

4 → R – CH – R' R – CO – R'   |

y debe terminar en aldehido.

Ejemplo:

Cetona

Alcohol secundario

Observación: En reactividad química para la oxidación, se cumple: Aldehído > Cetona

VII. FUNCIÓN ÁCIDO CARBOXÍLICO Obtención:  O   → R – COOH R – CHO 

Aldehído El compuesto más importante es el metanal (HCHO) en solución acuosa al 40 % en volumen se denomina

Ácido carboxílico

Grupo funcional

formol, se utiliza como antiséptico, conservador de tejidos celulares.

VI. FUNCIÓN CETONA

Obtención: [O] R – CH – R '  → R –C–R' | OH

Alcohol secundario Fórmula general:

Nomenclatura a) Sistema IUPAC : ácido raíz (#C) "oico" b) Sistema común: "ácido ...ico" Ejemplo: Ácidos monocarboxílicos: Presentan 1 grupo funcional – COOH.

|| O

Cetona

R–CO–R'

Grupo funcional:

Es el ácido presente en el vinagre en un 5% en masa Nomenclatura a) Sistema IUPAC: Raíz "...ona" se nombra como

aproximadamente: sabor agrio y soluble en agua.

derivado del alcano.

b) Sistema funcional: Se nombra los radicales de menor a mayor número de átomos de carbono seguido del término cetona.


3 3

QUÍMICA

TEMA 14


Ácidos dicarboxílicos:

b) Se neutralizan con las bases, produciéndose sales orgánicas:

Presentan 2 grupos funcionales – COOH:

VIII.FUNCIÓN ÉSTER Fórmula general Ácidos grasos o superiores: Se obtienen de la hidrólisis de grasas sólidas (cebos) y líquidos (aceites). Los más importantes son: C11H23COOH

•

C13H27COOH

•

Ácido dodecanoico Ácido laúrico

•

Proceso de esterifcación

•

Ácido tetradecanoico Ácido mirístico

• •

Observación: La reacción inversa ( ←) se llama hidrólisis del éster. C15H31COOH

•

C16H33COOH

•

C17H35COOH

•

Ácido hexadecanoico Ácido palmítico

•

•

Nomenclatura: "...oato" de alquilo.

Ácido heptadecanoico Ácido margárico

• •

Ácido octadecanoico Ácido esteárico

•

O

•

CH3 – C – O – CH2

Propiedades físicas a) La solubilidad disminuye al aumentar el peso molecular.

b) Presenta puente de hidrógeno (P.H.) debido a esto son los compuestos que tienen la temperatura de ebullición más alta de todos los orgánicos oxigenados.

Propiedades físicas La gran mayoría de los ésteres simples son sustancias

de aroma agradable. A ellos se deben los sabores y fragancias de la mayoría de las frutas y ores así como

c) Los dicarboxílicos son sólidos, pero hasta los 8 primeros son solubles en agua.

diversos sabores de fruta que se emplean para pasteles, dulces y helados.

Propiedades químicas Jabones

a) Son ácidos débiles por lo tanto se disocian parcialmente

Son sales de sodio y potasio de un ácido graso de cadena

cuando están disueltos en agua.

→ RCOO –( ac ) R – COOH( ac )  ← 

TEMA 14

larga que se obtiene por saponicación. La saponicación

+ H(+ac )

QUÍMICA

es la hidrólisis con catálisis básica de grasas y aceites.

4 4



• En la siguiente tabla los grupos funcionales estan ordenados de mayor a menor prioridad. Grupo Funcional

Función Química

Ácido carboxílico Éster Amida Nitrilo A ldehidos Cetonas Alcoholes y Fenoles Aminas Alquenos Alquinos Alcanos

Sufijo (cuando es grupo principal)

Prefijo(cuando es sustituyente)

- COOH - COOR - CONH2 - CN - CHO - CO -

Ácido …oico …oato de… …amida …nitrilo …al …ona

carboxi alcoxicarbonil carbamoil ciano formil oxo -

- OH

…ol

hidroxi -

- NH2 - C C - C C -C–C-

…amina …eno …ino …ano

amino il o ilo il o ilo il o ilo

=

≡

Algunos grupos funcionales pueden ser citados solo como prejos. Ellos son los grupos subordinados que se indican en la tabla y ninguno de ellos tiene prioridad alguna. Grupo funcional

Nombre como sufijo

éter hologenuro nitro

Nombre como prefijo

alcoxi halo (cloro, bromo, etc) nitro

Ejemplos: CH3 – CHOH – COOH CH3 – CHOH – CH = CH – CO – CH3

Ac 2 – hidroxipropanoico 5 – hidroxi – 3 – hexen – 2 – ona

PROBLEMAS RESUELTOS Problema 1 El aroma agradable de las frutas se

Problema 3 Indica qué compuestos son aminas. I. CH3NH2 II. CH3CONH2 III. CH3CH2NHCH3

debe a uno de los siguientes grupos de compuestos orgánicos:

A) B) C) D) E)

Éteres Aminas Alcoholes Ácidos orgánicos Ésteres

UNMSM 1997–I

A) Fenilato de acetilo B) Acetato de bencilo C) Etanoato de propilo D) Benzoato de fenilo E) Benzoato de acetilo

IV.

NIVEL INTERMEDIO

NIVEL INTERMEDIO

Resolución: Los ésteres más volátiles tienen olores agradables bastantes característicos por eso suelen emplearse para preparar

B) II y III

C) I, III y IV

D) I, II y III

E) II, III, IV NIVEL INTERMEDIO

Resolución:

Resolución: Las aminas presentan la siguiente forma general: R – NH2 o Ar – NH2

Donde R: radical alquil y Ar: radical aril

perfumes y condimentos articiales.

I. CH3NH2: metilamina II. CH3CO – NH2: no es amina III. CH3CH2NHCH3: N – metiletilamina IV. bencenamina

Respuesta: E) ésteres

Problema 2 Al completar la siguiente reacción en medio ácido, indica el nombre del producto principal.

A) I y II

Respuesta: D) Benzoato de fenilo


5 5

QUÍMICA

Respuesta: C) I, III y IV

TEMA 14



Indique un aldehído:

A) H – COOH B) H – CO

B) Solo II

C) Solo III E) II y III

D) I y III

PROFUNDIZACIÓN

C) R – COO – R D) R – CHO E) R – CO – R

2.

A) Solo I

6.

¿Cuál es el nombre IUPAC del CH3 Cl

Cl

C) III y IV D) Solo III E) Todos

Cl

B)

CH2OH

C) CH2 = CH – CH2OH D) CH3 – OH – – CH2 CH3

3.

7.

OH

10. El nombre del siguiente compuesto es:

Respecto al siguiente compuesto:

Indique la relación incorrecta:

Es correcto armar, excepto: A) se denomina 1,4 – dimetilbenceno B) su formula global es C8H10

D) CH3CH2OH: alcohol

E) CH3CH2CHO: aldehído ¿Cuál es el grupo funcional de los ésteres? O O = = A) R – C B) R – C – – OH R

C) es un derivado disustituido del benceno D) su nombre es o – xileno

=

–

E) R – C

8.

El nombre IUPAC del siguiente compuesto es:

11. ¿Cuál es el nombre del hidrocarburo aromático siguiente? NH2

Cl

A) 2 – nitro – 1 – clorobenceno B) 2 – cloro – 1 – nitrobenceno

H

Cl

C) o – cloronitrobenceno D) o – cloroanilina

O

Br

E) 1 – amino – o – cloroanilina

D) R – C – R

Cl

O – R

Respecto al Naftaleno, es correcto

armar:

A) 3,5 – dicloro – 4 – bromo B) 2 – bromo – 1,3 – dicloro – 1 –

I. Se denomina también difenilo. II. Su fórmula global es C10H8. III. En su molécula presenta 19 enlaces sigma y 6 enlaces pi.

QUÍMICA

C) 4 – bromo – 3,5 – dicloro – 1 –ciclohexeno D) 5 – bromo – 4,6 - dicloro – 1 – ciclohexano

E) 2 – bromo – 1,3 – dicloro benceno

6 6

12. Nombre la estructura de acuerdo con la IUPAC. CH3

ciclohexano ciclohexano

TEMA 14

C) m – cloroanilina D) m – clorofenol E) o – cloro hidroxibenceno

estructura

=

–

OH

E) presenta 2 radicales metil en su

O

C) R – C

Cl

A) Clorofenol B) p – clorofenol

CH3

C) CH3COOCH3: cetona

5.

SISTEMATIZACIÓN

C) Tolueno D) 2,4,6 – trimetiltolueno

H3C

A) CH3CH2COOH: ácido carboxílico B) CH3OCH2CH3: éter

4.

A) Clorobenceno B) 2,4,6 – triclorotolueno E) Aspirina

OH

E)

II. No es soluble en agua III. Es usado como disolvente de compuestos orgánicos IV. Su principal tipo de reacción es de sustitución A) I y II

B) I; II y III

OH

A)

Con respecto al benceno, indique cuáles de las siguientes proposiciones son correctas: I. Es un líquido incoloro e

inamable

siguiente compuesto?.

¿Qué compuesto no es considerado un alcohol?

9.

CH2OH – COH – CHOH – CH2 – CH3

A) 3 – propil – 2 – propanol B) 4 – metil 3, 4, 5 – pentanotril C) 2 – metil – 2 – pentanol D) 3 – metil – 2, 3 – butanodiol E) 2 – metil – 1, 2, 3 – pentanotriol


QUÍMICA TEMA 15

RECURSOS NATURALES SNII2Q15

DESARROLLO DEL TEMA

I. RECURSOS NATURALES

B. Procesos metalúrgicos

La metalurgía es la ciencia y tecnología de la separación de los metales a partir de sus menas y de la preparación de aleaciones. Una aleación es una disolución sólida de dos o más metales, o de un metal o metales con uno o más no metales. Los tres pasos principales en la recuperación de un metal a partir de su mena son: La preparación de la mena La producción del metal

Metalurgia A. Presencia de los metales

La mayor parte de los metales proviene de los minerales. Un mineral es una sustancia de origen natural, con una composición química característica dentro de cierto intervalo. Un depósito mineral cuya concentración es económicamente factible para extraer el metal deseado, se conoce como mena. En la tabla 1 aparecen los principales tipos de minerales

La puricación del metal

y en la gura 1 se presenta una clasicación de los

Preparación de la mena En el tratamiento preliminar de una mena, el mineral deseado se separa de los materiales de desecho, casi siempre arcillas y minerales de silicatos, que en general reciben el nombre de ganga. Un método muy utilizado para llevar a cabo esta separación se

metales de acuerdo con sus minerales. Los metales más abundantes que existen como minerales en la corteza terrestre son aluminio, hierro, calcio, magnesio, sodio, potasio, titanio y manganeso. El agua de mar es una rica fuente de algunos iones metálicos, como Na+, Mg2+ y Ca2+. Grandes zonas de la plataforma oceánica están cubiertas por nódulos de manganeso, los cuales se componen principalmente por manganeso, junto con hierro, níquel, cobre y cobalto en estado de combinación química.

TABLA 1

denomina otación. En este proceso, la mena se muele namente y se vierte en agua que contiene

aceite y detergente. La mezcla líquida se bate o se le introduce aire para formar una espuma. El aceite moja las partículas de mineral de manera selectiva y las arrastra hacia la supercie de la espuma.

Principales pos de minerales Tipo Metales sin combinar Carbonatos Halogenuros


Minerales

Ag, Au, Bi, Cu, Pd, Pt BaCO 3 (whiterita), CaCO3 (calcita, piedra caliza), MgCO3 (magnesita), CaCO3 . MgCO3 (dolomita), PbCO3 (cerusita), ZnCO3 (smithsonita) CaF2 (uorita), NaCl (halita), KCl (silvita), Na3AlF6 (criolita)

1 1

QUÍMICA

TEMA 15

RECURSOS NATURALES

Óxidos

Fosfatos Silicatos Sulfuros Sulfatos

Al2O3 . 2H2O (bauxita), Al2O3 (corindón), Fe2O3 (hemata), Fe3O4 (magneta), Cu2O (cuprita), MnO2 (pirolusita), SnO2 (casiterita), TiO2 (rulo),

ZnO (zincita) Ca3 (PO4) 2 (roca fosfórica), Ca 5 (PO4) 3OH (hidroxiapata) Be3Al2Si6O18 (berilo), ZrSiO4 (zircón), NaAlSi3O8 (albita), Mg3 (Si4O10)(OH) 2 (talco) Ag2S (argenta), CdS (greenockita), Cu2S (chalcocita), FeS2 (pirita), HgS (cinabrio), PbS (galena), ZnS (esfalerita) BaSO4 (barita), CaSO4 (anhidrita), PbSO4 (anglesita), SrSO4 (celesta), MsSO 4 . 7H2O (epsomita)

1. LA METALURGIA DEL HIERRO El hierro existe en al corteza terrestre en muchos minerales diferentes, como pirita de hierro (FeS2), siderita (FeCO3), hematita (Fe2O3) y magnetita (Fe3O4, a menudo representada como FeO . Fe 2O3). De todos ellos, la hematita y la magnetita son especialmente útiles para la extracción del hierro. El proceso metalúrgico del hierro implica la reducción química de los minerales con carbón (en forma de coque) en un alto horno. Por la parte alta del horno se introducen la mena concentrada de hierro, piedra caliza (CaCO 3) y coque. Se hace pasar una corriente de aire caliente desde la parte inferior del horno hacia arriba, de aquí el nombre alto horno. El oxígeno gaseoso reacciona con el carbono del coque para formar principalmente monóxido de carbono y un poco de dióxido de carbono. Estas reacciones son muy exotérmicas, y a medida que se elevan los gases calientes CO y CO2, reaccionan con los óxidos de hierro en diferentes zonas de temperatura, como se ilustra en la gura 1. Las etapas cruciales en la extracción del hierro son:

3Fe2O3(s) + CO(g) → 2Fe3O4(s) + CO2(g) Fe3O4(s) + CO(g) → 3FeO(s) + CO2(g) FeO(s) + CO(g) → Fe(l) + CO2(g) La piedra caliza se descompone en el horno como sigue: CaCO3(s) → CaO(s) + CO2(g) El óxido de calcio reacciona con las impurezas del hierro, que son principalmente arena (SiO2) y óxido de aluminio (Al2O3):

CO, CO2 Carga (mena, piedra caliza, coque)

200°C

3Fe2O3 + CO2 → Fe3O4 + CO2 CaCO3 → CaO + CO2 Fe3O4 + CO → 3FeO + CO2

CaO(s) + SiO2(s) → CaSiO3(l) CaO(S) + Al2O3(s) → Ca(AlO2)2(l) La mezcla de silicato de calcio y aluminio de calcio que se mantiene fundida a la temperatura del horno se conoce como escoria.

700°C

C + CO2 → 2CO FeO + CO → Fe + CO2 1200°C

El hierro se funde Se forma la escoria fundida 1500°C 2C + O2 → 2CO

Conforme transcurre el tiempo, la mena desciende hacia la parte inferior del horno; para entonces, la mayor parte ha sido reducida a hierro. La temperatura de la parte baja del horno es superior al punto de fusión del hierro impuro, por lo que el hierro fundido que se encuentra en la parte baja del horno se puede drenar hacia un recipiente. Debido a que la escoria es menos densa, forma una capa sobre el hierro fundido y es posible separarla en ese

2000°C

Aire caliente Escoria Hierro fundido

momento, como se observa en la gura.

TEMA 15

QUÍMICA

2 2


RECURSOS NATURALES

2. PURIFICACIÓN DE LOS METALES Los metales preparados por reducción casi siempre requieren un tratamiento posterior para eliminar algunas impurezas. Por supuesto, el grado de purificación dependen del uso al que se destinará el metal. Tres procedimientos comunes de puricación son la destilación, la electrólisis y la renación por zonas. Destilación

plata y oro. Los metales más electropositivos se eliminan por un proceso electrolítico en el cual el cobre impuro actúa como ánodo y el cobre puro actúa como cátodo, en una disolución de ácido sulfúrico que contiene iones Cu2+ . Las reacciones son: Ánodo (oxidación): Cu(s) → Cu2+ (ac) +2e – Cátodo (reducción): Cu2+ (ac) + 2e – → Cu(s)

Los metales que tienen bajos puntos de ebullición, como el mercurio, el magnesio y el zinc, se pueden separar de otros metales mediante destilación fraccionada. Un método de destilación fraccionada muy conocido es el proceso de Mond para la puricación del níquel. Se

pasa monóxido de carbono gaseoso sobre el níquel metálico impuro a 70 °C aproximadamente, para formar el tetracarbonilo de níquel, que es volátil (su punto de ebullición es 43°C) y es una sustancia muy tóxica que se separa de las impurezas menos volátiles por destilación: Ni(s) B 4CO(g) → Ni(CO) 4(g) El níquel metálico puro se recupera del Ni(CO)4 por calentamiento del gas a 200° C: Ni(CO) 4(g) → Ni(s) + 4CO(g) El monóxido de carbono que se desprende se recicla en el proceso.

ELECTRÓLISIS La electrólisis es otra importante técnica de puricación. El

cobre metálico obtenido por la tostación o calcinado del sulfuro de cobre, por lo general contiene impurezas como zinc, hierro,

Los metales reactivos en el ánodo de cobre, como el hierro y el zinc, también se oxidan en el ánodo y pasan a la disolución en forma de iones Fe2+ y Zn2+. Sin embargo, no se reducen en el cátodo. Los metales menos electropositivos, como el oro y la plata, no se oxidan en el ánodo. Por último, a medida que se disuelve el ánodo de cobre, estos metales caen al fondo de la celda. Así, el resultado neto de este proceso electrolítico es la transferencia del cobre el ánodo hacia el cátodo. El cobre preparado de esta manera tiene una pureza superior a 99,5%.

REFINACIÓN POR ZONAS Otro método que se utiliza a menudo para la obtención de metales muy puros es la renación por zonas. En este proceso,

una varilla metálica que contiene algunas impurezas se pasa a través de una bobina eléctrica de calentamiento que funde el metal. La mayoría de las impurezas se disuelve en el metal fundido. A medida que emerge la varilla de la bobina de calentamiento, se enfría y cristaliza el metal puro, dejando las impurezas en la porción metálica fundida que está todavía en el interior de la bobina de calentamiento. (Esto es semejante a la congelación de agua de mar, en la que el sólido que se separa es, sobre todo, disolvente.

Bobina de calentamiento

Técnica de renación por zonas para la puricación

Varilla de metal

de metales. De arriba hacia abajo: se pasa lentamente una varilla de metal impuro a través de un espiral caliente. A medida que el metal avanza las impurezas se disuelven en la porción fundida del metal, mientras que el metal impuro cristaliza delante de la zona fundida. Por último se deja el extremo de la varilla, que contiene la mayor parte de las impurezas y se corta.


3 3

QUÍMICA

TEMA 15

RECURSOS NATURALES

ALUMINIO

El petróleo sin renar, un líquido viscoso de color café oscuro,

El aluminio es el metal más abundante y ocupa el tercer lugar en abundancia como elemento de la corteza terrestre (7,5% en masa). No se encuentra en forma elemental en la naturaleza; su principal mena es la bauxita (Al2O3 . 2H2O). Otros minerales que contienen aluminio son la ortoclasa (KAlSi3O8), el berilo (Be3Al2Si6O18), la criolita (Na3AlF6) y el corindón (Al2O3). En general, el aluminio se prepara a partir de la bauxita, que con frecuencia se encuentra contaminada con sílice (SiO2), óxido de hierro y óxido de titanio (IV). Primero se calienta el mineral en una disolución de hidróxido de sodio para convertir la sílice en silicatos solubles: SiO2(s) + 2OH –(ac) → SiO2– 3 (ac) + H2O(l) Al mismo tiempo, el óxido de aluminio se convierte en el ion aluminato (AlO2 –): Al2O3(s) + 2OH –(ac) → 2AlO –2 (ac)

+ H2O(l) Este tratamiento no afecta al óxido de hierro ni al óxido de titanio, los cuales se ltran. A continuación, la disolución

se trata con ácido para precipitar el hidróxido de aluminio insoluble: AlO–2 (ac) + H3O+(ac) → Al(OH) 3(s) Después de la ltración, el hidróxido de aluminio se calienta

para obtener óxido de aluminio: 2Al(OH) 3(s) → Al2O3(s) + 3H2O(g) El óxido de aluminio anhidro, o corindón, se reduce hasta aluminio mediante el proceso de Hall. En la gura se muestra

una celda electrolítica de Hall, que contiene una serie de ánodos de carbono. El cátodo también es de carbono y constituye el recubrimiento interno de la celda. La clave del proceso de Hall estriba en el uso de la criolita, Na 3 AlF6 (p.f. 1000°C) como disolvente del óxido de aluminio (p.f. 2045 °C). La mezcla se somete a electrólisis para producir aluminio y oxígeno gaseoso: Ánodo (oxidación): 3[2O2– → O2 (g) + 4e –] Cátodo (reducción): 4[A]3+ + 3e– → Al(l)] Reacción global:

2Al2O3 → 4Al(l) + 3O2(g)

LA INDUSTRIA DEL PETRÓLEO En 2005, el petróleo cubrió un estimado de 40% de los requerimientos energéticos de Estados Unidos. El resto fue provisto por gas natural (aproximadamente 25%), carbón (23%), energía hidroeléctrica (4%), energía nuclear (8%) y otras fuentes (0,5%). Además de la energía que produce, el petróleo es la fuente de numerosos compuestos químicos orgánicos utilizados para la fabricación de medicamentos, vestimenta y muchos otros productos.

TEMA 15

QUÍMICA

se denomina petróleo crudo. El petróleo se formó en la corteza terrestre como una compleja mezcla de alcanos, alquenos, cicloalcanos y compuestos aromáticos en el transcurso de millones de años mediante la descomposición anaeróbica de la materia y vegetal a través de la acción bacteriana. Los depósitos de petróleo están distribuidos en todo el mundo, pero principalmente se encuentran en Norteamérica, México, Rusia, China, Venezuela y, por supuesto, el Medio Oriente. La composición real del petróleo varía dependiendo de su ubicación. Por ejemplo, en Estados Unidos, el petróleo crudo de Pensilvania está constituido en su mayoría por hidrocarburos alifáticos, en tanto que los principales componentes de los petróleos crudos del Oeste son en esencia aromáticos. Aunque el petróleo contiene literalmente miles de compuestos hidrocarbonados, sus componentes se pueden clasicar de

acuerdo con el intervalo de sus puntos de ebullición. Estos hidrocarburos se pueden separar con base en la masa molar mediante destilación fraccionada. El calentamiento del petróleo crudo a aproximadamente 400 °C lo convierte de un aceite viscoso en un vapor caliente y uido; de esta forma ingresa a

la torre de fraccionamiento. El vapor se eleva y se condensa en diferentes recipientes recolectores de acuerdo con las temperaturas a las cuales los distintos componentes del vapor se licuan. Algunos gases se extraen de la parte superior de la columna, y el crudo residual no vaporizado se recoge en la parte inferior. Probablemente la gasolina es el producto del petróleo mejor conocido. La gasolina, una mezcla de hidrocarburos volátiles, contiene en su mayor parte alcanos, cicloalcanos y determinados hidrocarburos aromáticos. Algunos de estos compuestos son mucho más adecuados como combustible para el motor de un automóvil que otros, de aquí el problema del tratamiento posterior y renamiento de la gasolina.

La mayor parte de los automóviles tiene la operación de cuatro tiempos del motor del ciclo de Otto. Una importante preocupación de la ingeniería es controlar la combustión de la mezcla de gasolina y aire en el interior de cada cilindro para obtener una expansión suave de la mezcla gaseosa. Si la mezcla se quema con demasiada rapidez, el pistón recibe un tirón duro en vez de un impulso fuerte y suave. Esta acción produce un sonido de cascabeleo o de detonación, así como una disminución en la eciencia de la conversión de

la energía de combustión a energía mecánica. Resulta que los hidrocarburos de cadena recta tienen mayor tendencia a producir cascabeleo, en tanto que los hidrocarburos aromáticos y de cadena ramicada producen el impulso suave deseado. Por lo general, las gasolinas están clasicadas de acuerdo con

el índice de octanaje, una medida de su tendencia a causar el cascabeleo.

4 4


RECURSOS NATURALES

PRINCIPALES FRACCIONES DEL PETRÓLEO Fracción

Intervalo del punto de ebullición (°C)

Átomos de carbono*

Gas natural

C1 – C4

-161 a 20

Éter de petróleo

C5 – C6

30 – 60

Ligronía

C7

20 – 135

Gasolina

C6 – C12

30 – 180

Queroseno

C11 – C16

170 – 290

Aceite combustible

C14 – C18

260 – 350

Aceite lubricante

C15 – C24

300 – 370

Usos Combusble y gas de cocina Disolvente para compuestos orgánicos Disolvente para compuestos orgánicos Combusbles de auto móviles Combusbles para motores de jet y cohete, calefacción domésca Calefacción domésca y combusble para producción de electricidad Lubricantes para automóviles y máquinas

Las entradas en estas columnas indican los núm eros de átomos de carbono en los compuestos implicados. Por ejemplo: C1-C4 implica que en el gas natural los compuestos contienen de 1 a 4 átomos de carbono, y así sucesivamente.

CH3

CH3 Pb CH3 CH3

CH3 CH2

plomotetrametilo

CH3 CH2 Pb CH2 CH3 CH2

CH3 plomote tra etilo

En esta escala, a un compuesto C8 ramificado (2,2,4-trimetilpentano o isooctano) se le ha asignado arbitrariamente un índice de octanaje de 100, y el del n-heptano, un compuesto de cadena recta, es cero. Cuanto más alto sea el índice de octanaje del hidrocarburo, mejor será su desempeño en el motor de combustión interna. Los hidrocarburos aromáticos, como el benceno y el tolueno, tienen los índices de octanaje más altos (106 y 120, respectivamente), como los que poseen los hidrocarburos alifáticos con cadenas ramicadas.

El índice de octano de los hidrocarburos se puede mejorar al añadir pequeñas cantidades de compuestos llamados agentes antidetonantes. Entre los que se utilizan con mayor frecuencia están los siguientes:


5 5

QUÍMICA

TEMA 15

RECURSOS NATURALES

La adición de 2 a 4 g de cualquiera de estos compuestos a un galón de gasolina incrementa el índice de octanaje en 10 o más. No obstante, el plomo es un metal altamente tóxico, y la descarga constante de las emisiones del automóvil en la atmósfera se ha convertido en un serio problema ambiental. Las regulaciones federales requieren que todos los autos fabricados después de 1974 utilicen gasolinas “sin plomo”. Los convertidores catalíticos con que están equipados los automóviles más recientes pueden ser “envenenados”. Para minimizar el cascabeleo, las gasolinas sin plomo contienen metil-ter-butil éter (MTBE), el cual minimiza el mencionado

1er tiempo (Admisión)

ruido e incrementa el contenido de oxígeno de la gasolina, lo que provoca que el combustible se queme más limpiamente. Por desgracia, a nales de la década de 1990 se encontró

MTBE en instalaciones de agua potable, principalmente debido a las fugas de gasolina de los tanques de almacenamiento. La sustancia hace que el agua tenga un olor y un sabor nauseabundo, y es un probable carcinógeno humano. En el momento en que este ensayo se está escribiendo, algunos estados han empezado a eliminar paulatinamente el uso del MTBE en la gasolina, aunque no se ha encontrado un sustituto idóneo.

2o tiempo (Comprensión)

3er tiempo (Expansión)

4o tiempo (Escape)

Las cuatro etapas de operación de un motor de combustión interna. Éste es el tipo de motor utilizado en casi todos los automóviles, y se describe técnicamente como un motor de ciclo Otto de cuatro tiempos. a) La válvula de entrada para dejar pasar una mezcla de gasolina y aire. b) Durante la etapa de compresión las dos válvulas se cierran. c) La bujía enciende y el pistón es empujado hacia abajo. d) Por último, a medida que el pistón es empujado hacia abajo, la válvula de escape se abre para dejar pasar el gas del escape.

TEMA 15

QUÍMICA

6 6


RECURSOS NATURALES


2.

La ecuación CuFeS2(s) + O2(g) → FeO(s) + CuS(S) + SO2(g): representa a la ________ de la _______. es una etapa de la metalurgia del _______. A) Lixiviación - pirita - hierro B) Tostación - calcopirita - hierro C) Lixiviación - pirita - cobre D) Tostación - calcopirita - cobre E) Calcinación - calcopirita - hierro

5.

PROFUNDIZACIÓN 6.

Un yacimiento de alto Chicama (La Libertad) de antracita con 85% de carbono, tiene un poder caloríco

es 7500 kcal/kg, si su densidad es de 1,6 TM/m3. Determine el volumen de antracita en unidades. SI, necesarias para calentar 100 000 litros de agua desde 20° C hasta 80° C. 3 rH O = 1g/mL, 1TM = 10 kg 2 CeH2O = 1 caloría/g°C A) 5,0 B) 5,5 C) 10,5 D) 0,5 E) 50,0 3.

4.

7.

Determine el volumen en unidades. SI, de gas invernadero emitido al ambiente, si combustonan 8,43 TM de gas natural conteniendo 95% de metano, a la temperatura de 2810°C y 1 atm de presión. A) 3, 8 × 108 B) 7,6 × 108 C) 3,8 × 105 D) 7,6 × 105 E) 3,8 × 1011 Marque verdadero (V) o falso (F) según corresponda: I. El gas natural está formado principalmente por metano II. La gasolina es una mezcla líquida de hidrocarburos con cinco a doce carbonos. III. Se aumenta el octanaje de una gasolina agregándole antidedotonantes. A) VFF B) VVV C) FVF D) VFV E) VVF

Los gases contaminantes generados por la combustión incompleta de hidrocarburos y por el proceso de tostación de los sulfuros metálicos son respectivamente. A) CO2, SO3 B) CO, SO2 C) CO, CH4 D) CO2, SO2 E) CH4, H2SO4

8.

¿Qué preposicion(es) es(son) incorrectas? I. El petróleo crudo es esencialmente una mezcla simple de hidrocarburos. II. La composición del petróleo es la misma en todas partes del mundo. III. El petróleo crudo puede variar su color de acuerdo al lugar de donde se extrae. A) I B) II C) I y II D) I y III E) III Con respecto a las características del petróleo. I. Es un líquido aceitoso. II. Es una mezcla heterogénea de hidrocarburos. III. Tiene mayor densidad que el agua IV. es un recurso natural renovable. A) I, III y IV B) I y II C) II Y III D) I, III y IV E) I, II y IV marca la secuencia correcta respecto a la gasolina: I. Su combustión incompleta produce CO2 y H2O. II. El octanaje o índice de octano mide su capacidad detonante III. El n-heptano presenta un índice de octano igual a 0. A) FFV B) FVF C) VVV D) VVF E) VFF


7 7

9.

Marque verdadero o falso respecto al petróleo. I. Es una mezcla de hidrocarburos sólidos y líquidos. II. Actualmente se admite que su origen es inorgánico. III. La dibutanación consiste en separar los hidrocarburos líquidos de los sólidos. IV. La renación del petróleo es una destilación simple. V. El cracking del petróleo permite obtener hidrocarburos ligeros y alquenos. A) FFVVV B) VVFFF C) VFVFV D) FVFVV E) FFFFV

SISTEMATIZACIÓN 10. El petróleo está formado por: A) Una mezcla de aceites pesados. B) Muchos compuestos disueltos en agua. C) Una mezcla de hidrocarburos especialmente alcanos. D) Una mezcla de hidrocarburos especialmente aromáticos. E) N.A. 11. La gasolina está formada: A) De una mezcla de alcanos B) De una mezcla de alcanos y alquenos. C) De una mezcla de alcanos: C5 – C10. D) De una mezcla de alcanos de: C2 – C6. con una gran proporción de hidrocarburos olefínicos. E) Paranas, olenas acetilénicos y aromáticos. 12. ¿ C u á l d e l o s s i g u i e n t e s constituyentes no es crudo de petróleo? A) Kerosene B) Asfalto C) Petróleo diesel D) Éter de petróleo E) Nitroglicerina

QUÍMICA

TEMA 15

QUÍMICA TEMA 16

CONTAMINACIÓN AMBIENTAL SNII2Q16

DESARROLLO DEL TEMA

I. DESTRUCCIÓN DEL OZONO EN LA ATMÓSFERA

La formación y destrucción del ozono por procesos naturales es un equilibrio dinámico que mantiene constante su concentración en la estratosfera. Sin Embargo desde mediados de la década de 1970, los cientícos se han preocupado por los efectos nocivos de ciertos clorouorocarbonos (CFC) en la capa de ozono. Los CFC que se conocen con el nombre comercial de freones se sintetizan por primera vez en la década de 193 0. Los más comunes son CFCl3 (freón 11), CF2Cl 2(freón 12), C2F3Cl3(freón 113) y C2F4Cl2(freón 114). Con estos covolátiles, se han empleado como refrigerantes para acondicionadores de aire y refrigeradoras, en lugar de amoniaco (NH3) y de dióxido de azufre (SO 2) líquido, que es muy tóxico. También se emplean grandes cantidades de CFC para fabricar productos desechables, como vasos y circuitos electrónicos. La mayor producción de CFC en Estados Unidos se dio en 1977, con aproximadamente 1,5 × 106 toneladas. La mayor parte de los CFC que se usan en el comercio y la inductria se descargan en la atmósfera. Como son poco reactivos los CFC se difunden con lentitud en la estratosfera sin sufrir cambios, ahí se descomponen por medio de la radiación UV de longitudes de onda de 175 a 220 nm.

Según se ha mencionado, el ozono de la estratosfera evita que la radiación UV del Sol llege a supercie de la Tierra. La formación de ozono en esta región comienza con la fosodisación del oxígeno molecular por la radiación solar de una longitud de inda menor que 240 nm, O2

UV O + O <240 nm

Los átomos de O son muy reactivos y se combinan con las moléculas de oxígeno para formar ozono. O + O2 + M

→

O3 + M

donde M es cualquier sustancia inerte, como N 2. la función que tiene M en esta reacción exotérmica es absorber parte del exceso de energía liberada y evitar la descomposición espontánea de la molécula de O 3. La energía que no absorbe M se libera en forma de calor. (Cuando las moléculas de M regresan por sí mismas al estado basal, liberan más calor al entorno). Además el ozono por sí mismo absorbe luz UV de entre 200 y 300 nm: O2

O2

UV

O + O2

El proceso continúa cuando el O y el O 2 vuelven a combinarse para formar O 3 como se observa en la ecuación con lo que se calienta aún más la estratosfera. Si todo el ozono estatosférico se lograra comprimir en una sola capa en las condiciones de TPE sobre la Tierra ¡tendría sólo unos 3 mm de espesor! Aunque la concentración de ozono en la estratosfera es muy baja, es suciente para ltrar (es decir absorber). la radiación solar de longitud de onda de 200 a 300 n. La capa de ozono de la estratosfera es como un escudo que nos protege de la radiación UV la cual puede causar cáncer de piel, mutaciones genéticas y destruir los cultivos y otras formar de vegetación.


1 1

CFCl3 → CFCl + Cl CF2Cl2 → CF2Cl + Cl Los átomos de cloro son muy reactivos y experimentan las siguientes reacciones:

Cl + O3 → ClO + O2 ClO + O → Cl + O2 El resultado global (la suma de las ecuaciones) es la eliminación neta de una molécula de O 3, de la estratosfera. O3 + O

2O2

→

QUÍMICA

TEMA 16

CONTAMINACIÓN AMBIENTAL

Los átomos de oxígeno en la ecuación provienen de la descomposición fotoquímica del oxígeno y del ozono, antes descrita. Observe que el átomo de Cl funciona como catalizador en el mecanismo de la reacción representada por las ecuaciones, dado que no se consume, por tanto puede participar en muchas reacciones de este tipo. Un átomo de Cl es capaz de destruir más de 100 000 moléculas de O3 antes que alguna otra reacción lo elimine. La especie CIO (monóxido de cloro) es un intermediario porque es un producto del primero paso elemental [ecuación (17.4)], y se consume en el siguiente paso [ecuación (17.5)]. Este mecanismo de destrucción de ozono se ha comprobado por la detección de ClO en la estratosfera en años recientes. Como se observa en la gura 17.7, la concentración de O3 disminuye en las regiones donde hay más cantidad de ClO. Otro grupo de compuestos capaces de destruir el ozono de la estratosfera son los óxidos de nitrógeno, representado por NOx (como NO y NO2). Estos compuestos provienen de los gases expulsados por los aviones supersónicos que vuelan a gran altura, así como por procesos naturales y algunos otros procesos efectuados por el hombre en la tierra. La radiación solar descompone una cantidad considerable de otros óxidos de nitrógeno en óxido nítrico solar descompone una cantidad considerable de otros óxidos de nitrógeno en óxido nítrico (NO), que también destruye la capa de ozono de la siguiente manera: O3

secundarios están constituidos, principalmente, por NO 2 y O3 y son responsables de la acumulación del esmog. El óxido nítrico es el producto de la reacción entre el nitrógeno y el oxígeno atmosféricos que se lleva a cabo en los motores de los automóviles a temperaturas elevadas: N2(g) + O2(g)

El óxido nítrico se libera a la atmósfera y rápidamente se oxida a dióxido de nitrógeno: 2NO(g) + O2(g)

La luz solar cataliza la descomposición fotoquímica del NO2 (a una longitud de onda poco menor de 400 nm), que se transforma en NO y O: NO2(g) + hv → NO(g) + O(g)

El oxígeno atómico es una especie muy reactiva y puede desencadenar varias reacciones importantes, como la formación del ozono: O(g) + O2(g) + M

→

O3(g) + M

Donde M es alguna sustancia inerte, como N2. El ozono ataca los enlaces C = C del hule:

O2 + O

NO2 + O

→

Global: 2O3

→

NO2 + O2

R R C = C + O3 R R

3O2

ClONO2

→

El nitrato de cloro es más o menos estable y hace las veces de un “depósito de cloro”, otro factor que también contribuye a la destrucción del ozono de la estratosfera en los polos Norte y Sur.

O C

C

R O O

H2O R

R C = O + O = C + H2O2 R R

CH3 – C – O – O – NO2

II. ESMOG FOTOQUÍMICO

O

La palabra “smog” se acuñó originalmente para describir la contaminación de humo y neblina que cubrió de Londres en la década de 1950. El principal responsable de esta nube dañina fue el dióxido de azufre. En la actualidad, es más común hablar de esmog fotoquímico, que se forma por la reacción de los gases que emanan de los automóviles en presencia de la luz solar. Los gases que escapan de los automóviles contienen sobre todo NO, CO y varios hidrocarburos crudos. Estos gases se conocen como contaminantes primarios porque desencadenan una serie de reacciones fotoquímicas que producen contaminantes secundarios. Los contaminantes

QUÍMICA

R

Donde R representa un grupo de átomo de C e H. En las zonas muy contaminadas por el tráco, la reacción puede ocasionar que los neumáticos de los automóviles se resquebrajen. Los tejidos pulmonares y otras moléculas biológicas resultan dañados por razones s imilares. El ozono también se forma por un conjunto de reacciones muy complejas en las que participan hidrocarburos crudos, óxidos de nitrógeno y oxígeno. Uno de los productos de estas reacciones es el nitrato de peroxiacetilo (PAN, por sus siglas en inglés):

En este caso, el NO es el catalizador y el NO2 es el intermediario. El dióxido de nitrógeno también reacciona con el monóxido de cloro formando nitrato de cloro:

TEMA 16

2NO2(g)

→

→

NO + O3 → NO2 + O2

ClO + NO2

2NO(g)

→

El PAN es un poderoso lacrimógeno (produce lagrimeo) y causa dicultad para respirar. En la gura 17.25 se muestra las variaciones características de los contaminantes primarios y secundarios en el transcurso de un día. A temperatura hora, la concentración de NO2 es muy baja. Tan pronto como la radiación solar penetra a la atmósfera, se forma más NO2 a partir de NO y O2. Observe que la concentración de ozono permaneces baja en las primeras horas de la mañana. A medida que aumenta la concentración de los hidrocarburos crudos.

2 2


CONTAMINACIÓN AMBIENTAL

III. LLUVIA ÁCIDA Cada años, la lluvia ácida causa pérdidas de cientos de millones de dólares por daños a las construcciones y monumentos de piedra en todas partes del mundo. Algunos químicos especialistas en el ambiente utilizan el término “lepra de las piedras” para describir la corrosión de las piedras causadas por las lluvia ácida (gura 17.20). La lluvia ácida también es perjudicial para la vegetación y la vida acuática. Hay muchos casos bien documentados, que ejemplican cómo la lluvia ácida ha destruido tierras de cultivo y bosques y ha ocasionado la muerte de organismos acuáticos (vea la gura 15.10). La precipitación pluvial en el noreste de Estados Unidos tiene un pH promedio de 4.3 (gura 17.21). Como el CO2 atmosférico está en equilibrio con el agua de lluvia, no se esperaría que ésta tuviera un pH menor que 5.5. El dióxido de azufre (SO2) y en menor grado, los óxidos de nitrógeno de las emisiones de los vehículos, son los responsables de que el agua e lluvia ácida sea más ácida. Los óxidos ácidos, como el SO2, reaccionan con el agua y forman los ácidos correspondientes. El SO 2 atmosférico proviene de varias fuentes. La naturaleza misma contribuye a la emisión de SO2 con las erupciones volcánicas. Asimismo, muchos metales se encuentran combinados con azufre en forma natural. Para extraer los metales a menudo es necesario fundir o calcinar los minerales. Esto es, el sulfuro metálico se calienta en aire para formar el óxido de metal y SO2. Por ejemplo:

2ZnS(s) + 3O2(g)

2ZnO(s) + 2SO2(g)

→

El óxido metálico se reduce con más facilidad que el sulfuro (con un metal más reactiavo y en algunos casos, con carbono) para liberal el metal. Aunque la fundición es una fuente importante de SO2, la mayor parte del SO 2, que contamina la atmósfera provine de la quema de combustibles fósiles en la industria, las plantas generadoras de electricidad y los hogares (gura 17.22). El contenido de zufre e la hulla o carbón mineral va de 0.5 a 5% en masa, dependiendo de la fuente de carbón. El contenido de azufre en otro combustible fósiles también es muy variable. Pop ejemplo, el petróleo del Medio oriente tiene un contenido bajo de azufre, en tanto que el de Venezuela tiene un contenido alto de este elemento. Los compuestos de nitrógeno que hay en el petróleo y el carbón se transforman en óxido de nitrógeno, que también acidican el agua de lluvia. En suma, ¡cada año se liberan a la atmósfera entre 50 y 60 millones de toneladas de SO2. En la troposfera, el SO2 se oxida casi por completo hasta H 2SO4 en forma de aerosol, el cual termina por ser arrastrado como lluvia ácida. El mecanismo que transforma el SO 2 en H2SO4 es muy complejo y aún no está del todo claro. Se cree que la reacción se inicia por la acción del radica hidroxilo (OH): OH + SO2 → HOSO2 El radical HOSO2 se oxida aún más hasta producir SO3:


3 3

HOSO2 + O2

HO2 + SO3

→

El trióxido de azufre reaccionaría rápidamente con el agua para formar ácido sulfúrico. SO3 + H2O → H2SO4 El SO2 también puede oxidarse hasta SO 3 y después, mediante una catálisis heterogénea sobre partículas sólidas, puede transformarse en H2SO4. Con el tiempo, la lluvia acida corroe las construcciones de piedra caliza y de mármol (CaCO3). La reacción más común es: CaCO(s) + H2SO4(ac)

→

CaSO4(s) + H2O(l) + CO2(g)

El dióxido de azufre también ataca directamente al carbonato de calcio:

2CaCO3(s) + 2SO2(g) + O2(g)

2CaSO(s) + 2CO2(g)

→

IV. EFECTOR INVERNADERO Aunque el dióxido de carbono constituye solo una mínima parte de la atmósfera de la tierra, con una concentración de 0.033% en volumen (vea la tabla 17.1), tiene un papel fundamental en el control del clima. El termino efecto invernadero describe el mecanismo por el cual los gases de la atmósfera, en particular el dióxido de carbono, atrapan el calor cerca de la supercie de la tierra. El techo de vidrio de un invernadero trasmite la luz solar visible y modo, el dióxido de carbono funciona como un techo de vidrio, excepto que aumento de temperatura en un invernadero se debe principalmente a que la circulación del aire interior está restringida. Se ha calculado que si en la atmosfera no hubiera dióxido de carbón ¡La tierra sería unos 30°C más fría! La gura 17.11, muestra el ciclo de carbono en nuestro ecosistema global. La transferencia de dióxido de carbono hacia la atmósfera y desde esta es una parte esencial del ciclo de este elemento. El dióxido de carbono se genera cuando cualquier forma de carbono o compuesto que tenga carbono se quema con un exceso de oxígeno. Muchos carbonatos producen CO 2 cuando se calienta y todos lo producen cuando se trata con ácido CaCO3(s) → CaO(s) + CO2(g) CaCO3(s) + 2HCl(ac) CaCl2(ac) + H2O(l) + CO2(g)

V. CONTAMINACIÓN DOMESTICA La contaminación en los espacios cerrados es tan difícil de evitar como la del aire. La calidad del aire en el hogar y los centros de trabajo se ve alterada por los materiales con que están construidos, por la actividad humana y por otros factores del ambiente. Los contaminantes domésticos más comunes son radón, monóxido de carbono y dióxido de carbono.

QUÍMICA

TEMA 16

Quimica-Pamer

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