QUÍMICA PAMER

QUÍMICA – TEMA 1A

EL ÁTOMO I. IMPORTANCIA • • • • •

•

Desarrollo de nuevos materiales Desarrollo de la electrónica Radioterapia Esterilización de alimentos Control de plagas

Aristóteles (384 – 322 a.C.) Acepta la teoría de Empédocles y propone la siguiente representación: FUEGO Caliente

II. OBJETIVOS • • • • •

AIRE

Conocer las partes del átomo y las partículas que la constituyen. Conocer el desarrollo cronológico de los modelos atómicos. Comprender la diferencia entre los tipos de núclidos. Manejar una ecuación nuclear. Comprender la fusión y fisión nuclear.

TIERRA

Húmedo

Frío AGUA

Por ese tiempo los filósofos griegos Leucipo(450 a.C.) y Demócrito (380 a.C.) propusieron que la materia estaba compuesta por partículas discretas, e indivisibles llamadas átomos, pero esta teoría nunca fue aceptada por Aristóteles por lo cual fue abandonada y permaneció latente durante 2300 años hasta que en el siglo XVII fue aceptada por algunos científicos como Boyle (1661) y Newton(1687). A principios del siglo XIX Dalton presenta su teoría atómica la cual desarrollo entre los años 1803 - 1807 lo cual marco el principio de la era de la química moderna.

III.HISTORIA Todo lo que se encuentra a nuestro alrededor esta compuesto de muy diversos materiales, y desde los tiempos más antiguos el hombre ha sentido curiosidad por comprender el material del cual esta hecho el mundo para lo cual los grandes filósofos griegos plantearon soluciones sobre la composición de la materia como: • Tales de Mileto (624 – 565 a.C.) Propone al agua. • Anaxímedes (585 – 524 a.C.) Propone al aire. • Heráclito Propone al fuego • Empédocles (500–430 a.C.) Aceptó las ideas de sus antecedentes y agrego la tierra, entonces la materia estaría formada por 4 elementos: agua, aire, fuego y tierra.

El átomo está conformado por el núcleo y la zona extranuclear. UNCP REGULAR 2009 - II

Seco

1

Anaxímedes

Empédocles

Heráclito

Aristóteles TEMA 1 A / QUÍMICA

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EL ÁTOMO

En el año 1896 el científico francés Henry Becquerel estudiando un mineral de uranio (pechblenda) descubre la radioactividad. En 1897 Joseph Thomson estudió con profundidad los rayos catódicos descubriendo los electrones con lo cual propone el primer modelo atómico. Posteriormente aparecen una serie de modelos atómicos siendo cada uno más complejo que el anterior como el modelo de Rutherford (1911), el modelo de Niels Bohr(1913), el modelo de Sommerfield(1915) hasta llegar al modelo atómico moderno que se rige por la ecuación de onda de Schrödinger(1828).

Henri Becquerel

Joseph Thomson

IV.DEFINICIÓN El átomo es la mínima porción de materia que conserva las propiedades de un elemento químico.

Ernest Rutherford

I. TEORÍAS Y MODELOS ATÓMICOS

2. Identificación del electrón •

1. Teoría Atómica de Dalton(1808) Su modelo atómico se basa en los postulados que se presentan a continuación: 1. Todos los elementos químicos están constituidos por átomos los cuales son partículas invisibles e indivisibles. 2. Los átomos de un mismo elemento presentan igual tamaño, masa y otras propiedades. 3. Los átomos diferentes poseen propiedades diferentes. 4. En una reacción química los átomos se reordenan sin destruirse, lo cual ocurre en proporciones numéricas simples. Ejemplo:

•

+

C Ejemplo:

O

C

O

TEMA 1 A / QUÍMICA

CO

Los rayos catódicos fueron descubiertos por Julius Plücker (1859) y fueron estudiados con más detalle por Willian Crookes (1886). El tubo de rayos catódicos consiste en un tubo de vidrio 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). En 1897 Joseph Thomson utiliza un tubo de 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 con cargas negativas, a dichas partículas las llamo electrones, como había sugerido anteriormente Stoney.

CO 2

2

UNCP REGULAR 2009 - II

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EL ÁTOMO

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5. Modelo Atómico de Niels Bohr Niels Bohr no descarta totalmente el modelo de Rutherford, estando su modelo basado en los siguientes postulados. Primer Postulado

+++ + Cátodo (-)

Ánodo (+)

Los electrones giran alrededor del núcleo en estado de equilibrio debido a que las fuerzas que actúan

Ranura en el ánodo

sobre el se anulan entre si. Rayos Catódicos desviados

Segundo Postulado

Experimento de Thomson

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

3. Modelo Atómico de Thomson (1904) Thomson partiendo de su descubrimiento plantea que el átomo es una esfera de masa compacta y de carga positiva distribuida homogeneamente en la cual se encuentran incrustados los electrones de carga negativa de tal manera que neutraliza la carga positiva de la esfera. A este modelo atómico se le conoció como el modelo del budín de pasas.

Tercer Postulado Cuando un electrón gira en un nivel u orbita permitida no emite ni absorbe energía. Cuarto Postulado El electrón emite energía cuando se acerca al núcleo y absorbe energía cuando se aleja de él.

4. Modelo Atómico de Rutherford (1911) Después de realizar el experimento del pan de oro Rutherford descubre el núcleo atómico con lo cual plantea su modelo atómico, que considera al átomo como un sistema planetario en miniatura cuya parte central posee un núcleo diminuto y positivo alrededor del cual giran los electrones en orbitas circulares y concéntricas.


3

TEMA 1 A / QUÍMICA

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EL ÁTOMO

6. Modelo Atómico de Bohr–Sommerfield (1913)

SUGERENCIAS

Arnold Sommerfield formuló la existencia de los subniveles de energía, sostuvo también que los electrones aparte de seguir orbitas circulares también

m

El número de masa determina el número de nucleones fundamentales.

m

Al número atómico también se le llama carga nuclear.

seguían orbitas elípticas.

C. Clasificación de partículas

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

A . Núcleo Parte central del átomo, contiene a los protones y neutrones. Es muy pequeña en comparación al átomo. D A = 1 04 DN

Donde: DA → Diámetro del átomo DN → Diámetro del núcleo Concentra el 99,99% de la masa total.

B. Zona extranuclear Parte externa del átomo que envuelve al núcleo y contiene los electrones.

QUARK

Se encuentra prácticamente vacío.

-

Son las mínimas expresiones de materia hasta ahora encontradas. Hoy conocemos 6 tipos de Quark.

ENTÉRATE DE QUE QUARK SIGNIFICADO SÍMBOLO Up Down Charm Strange Top Bottom

Jhon Dalton poseía un deficiente manejo del lenguaje y su único pasatiempo era jugar a los bolos los jueves por la tarde. Probablemente la visión de esas bolas de madera le dio la idea de la teoría atómica.

TEMA 1 A / QUÍMICA

4

Arriba Abajo Encanto Extraño Cima Profundo

u d c s t b

SPIN

CARGA

1/2 1/2 1/2 1/2 1/2 1/2

+2/3 -1/3 +2/3 -1/3 +2/3 -1/3


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D. Partículas Subatómicas fundamentales Como puedes notar el átomo posee una gran variedad de partículas (más de 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

PROTÓN

NEUTRÓN

ELECTRÓN

Símbolo

p+

n°

e-

Absoluta

Masa

Carga

1,672 x 10

-2 4

-24

g

1,675 x 10

g

-28

9,1095 x 10

g

Relativa

1,0073 uma

1,0087 uma

0,00055 uma

Absoluta

+1,6022 x 10 -19 C

0

-1,6022 x 10-19 C

Relativa

+1

0

-1

E. Rutherford (1919)

J. Chadwick (1932)

J. Thomson (1897)

Descubridor

Nota: masa neutrón > masa protón > masa electrón Ejemplo:

Estructura del Protón qp = + 2 + 2 – 1 = + 1 3 3 3

– 1/3

d

qp =+ 1

u + 2/3

Observación: 1. En todo átomo neutro se cumple:

(carga del protón)

u + 2/3

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

2.

Cuando un átomo no es neutro se le llama ión.

Estructura del Neutrón +2/3

qn = + 2 – 1 – 1 = 0 3 3 3

u

Ejemplos:

qn = 0

d – 1/3

d

(carga del neutrón)

– 1/3

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

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

A E Z

IDEAS FUERZA

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

A=Z+N


N =A −Z

5

m

El número atómico determina el número de protones en el núcleo del átomo.

m

El número de masa también se le llama número másico o masa nuclear.

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EL ÁTOMO

II. CLASIFICACIÓN DE NÚCLIDOS

Emisiones nucleares más comunes

1. Isótopos(Hílidos) Poseen igual "Z" y pertenecen al mismo elemento químico. Los isótopos poseen propiedades químicas iguales y propiedades físicas diferentes. Ejemplo: Isótopos del hidrógeno. 1 1

Abundancia

H

2 1

3

H

1

Partícula

Notación en ecuaciones nucleares

Notación simplificada

Protón

1 1H

p+

Deuterón Beta

H

Protio 99,985%

Deuterio 0,015%

H2O

D 2O

T2 O

Neutrino

Agua común

Agua pesada

Agua super pesada

Neutrón

Forma

D -

e o ββ+

0 + +1 β 4 2+ 2 He

Positrón

Tritio 10–15%

2 1H 0 −1 β

Alfa

α

ν

ν

1 0n

n

Ejemplo:

2. Isóbaros Poseen igual "A", tienen propiedades físicas y químicas diferentes. Ejemplo: 40 40

Ca

27

Ar

20

18

A = 40

A = 40

4

Al + 2 He 13

30

1

P + 0n 15

Se cumple: -

Conservación de A 27 + 4 = 30 + 1

3. Isótonos

-

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

Conservación de Z 13 + 2 = 15 + 0

1. transmutación nuclear Consiste en la conversión de un núcleo en otro diferente mediante el bombardeo con proyectiles que pueden ser otros núcleos o partículas nucleares. Ejemplo: La transmutación nuclear permite obtener radioisótopos que son útiles en medicina (quimioterapia), en agricultura (control de plagas), en datación de antigüedad de restos fósiles, en los trazadores isotópicos etc.

4. Especies isoelectrónicas Son aquellas especies químicas que poseen igual configuración electrónica e igual cantidad de electrones . Ejemplo:

Nota: #e – = Z – (Carga del ión)

III. REACCIONES NUCLEARES Se llama reacción nuclear a la alteración del núcleo atómico lo cual da lugar a la formación de nuevos núcleos, dos tipos de reacciones nucleares son la fisión nuclear y la fusión nuclear. Las reacciones nucleares se representan mediante ecuaciones nucleares donde se cumple:

Areactantes =

Aproductos

IDEAS FUERZA • Los isótopos pertenecen a un mismo elemento químico.

Zreactantes = TEMA 1 A / QUÍMICA

Zproductos

• Los isóbaros e isótonos pertenecen a elementos diferentes.

6


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EL ÁTOMO

3. fusión nuclear

2. Fisión nuclear

Es la unión de núcleos pequeños para producir núcleos pesados, lo cual ocurre a temperaturas muy altas ( ≥ 10 8° C ), pero no deja tantos productos radiactivos como la fisión nuclear. La fusión nuclear es el principio de funcionamiento de la bomba de hidrógeno que es 1000 veces más potente que una bomba atómica. Ejemplo: 31H + 21 H → 42 He + 10 n + 17,7Mev

Es el proceso de dividir un núcleo pesado en núcleos mas livianos, con la emisión de uno o más neutrones. Este es el principio de funcionamiento de una bomba atómica. 1 90 143 1 Ejemplo: 235 92 U + 0 n →38 Sr + 54 Xe + 3 0 n Cuando ocurre una reacción nuclear aparte de producir núcleos ligeros produce también una enorme cantidad de energía y radiación.

P roblema 1

En cierto átomo neutro "X" la carga nuclear y los neutrones están en la relación de 2 a 3. Además este átomo posee 48 protones, calcular el número de masa. Resolución: Sea el átomo x A Z

meros de masa son consecutivos. Si el número de nucleones neutros del isótopo más pesado es menor en 5 unidades que su número de protones. Calcular el número de masa del isótopo más liviano. Resolución:

Respuesta: A = 33

Reemplazando: 48 N

=

2 3

→ N = 72n°

Los nucleones neutros del isótopo más pesado son:

Nos piden A = Z + N

238 2 92 U +1

H → 238 Np +x 10n 93

Según la conservación de la masa nuclear:

↓ ↓ A = 48 + 72 = 120

∑ Areactantes = ∑ Aproductos

Respuesta: A = 120

Problema 2 Un elemento químico de número atómico 20 posee 3 isótopos cuyos nú-

2.

Problema 3 En la siguiente reacción nuclear, determine el número de neutrones que se liberan:

Resolución:

A = # p+ + N

1.

Nos piden el número de masa del isótopo más liviano, el cual es (A - 1) A - 1 = 33

Sean los isótopos:

Z 2 +  = , pero #p = 48 N 3

X

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Un catión posee un número de masa igual a 45 y tiene 18 electrones. El número total de las partículas elementales de este catión es: A ) 60 B) 61 C) 64 D) 62 E) 63 De las siguientes reacciones nucleares, la reacción de fusión nuclear es:


Además respecto al isótopo más pesado determinamos, el número de masa (A):

A) B)

2 1

3

4

1

1

2

0

H + H → He +

238 92

C)

242

D)

27

E)

16

96

13

8

234

U→

90

Cm →

Al + O+

Respuesta: 2 neutrones

3.

El elemento con número atómico 6 y número de masa 14 esta formado por:

Th + α

A ) 6 protones y 8 neutrones

238 94

C) 6 electrones y 6 neutrones

n→

27

0

12

1

n

13

→

B) 6 protones y 8 electrones

Pu + α

1

0

n + energía

238 + 2 = 238 + x(1) x = 2 ∴ Se liberan 2 neutrones en este proceso nuclear.

6

7

Mg +

1

1

H

D) 8 protones y 6 electrones E) 6 protones y 6 neutrones

4

C + He 2

TEMA 1 A / QUÍMICA

Academias Pamer 4.

5.

6.

Para un átomo cuyo número de masa es 40, la cantidad de partículas neutras es 10 unidades mayor que la carga nuclear. Calcular el número atómico. A ) 11 B) 13 C) 15 D) 17 E) 18 La diferencia de cuadrados entre el número de masa y el número atómico de un elemento es igual a la suma de estos. Calcular el número de neutrones para dicho átomo. A) 1 B) 2 C) 3 D) 4 E) 5 En la notación: 242 94

8.

9.

b

P u ( n°, p + ) E

Calcular "b – a" A ) 145 B) 149 D) 201 E) N.A. 7.

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a

C) 151

En un átomo el número atómico y el número de neutrones están en la relación de 3 a 5. Determinar el número de electrones para su anión monovalente, si su número de nucleones fundamentales es 96. A ) 35 B) 37 C) 39 D) 40 E) 42 El núcleo cobalto – 59 (Z = 27) se bombardea con un neutrón y se obtiene el Co – 60, este se estabiliza y es isótono con el nuclido Mn – 58 (Z = 25). ¿Cuál es el número de electrones de la especie B) 14

D) 18

E) 20

número atómico y número de masa de un catión de carga uno de un átomo "Y". Además los números de neutrones de "X" e "Y" suman 53. Hallar el número de masa de "Y" si el de "X" es 54. A ) 52 B) 53 C) 54 D) 55 E) 56 11. Indicar la proposición correcta: I. Las partículas fundamentales del átomo son neutrón, protón y electrón. II. El número atómico nos indica la cantidad de nucleones positivos. III. El número de masa indica la cantidad de nucleones fundamentales del átomo. A ) Sólo I B) Sólo II C) I y II D) I y III E) I, II y III

C) 19

12. Si un trón, A) Z B) A C) A D) A E) A

10. El anión de carga tres de un átomo "X" tiene un número de masa y número atómico que son el doble y la mitad de los respectivos

átomo pierde o gana elecentonces: disminuye o aumenta en 1 aumenta o disminuye en 1 = Z - Z = 1 y Z no varían

3+ 13. Para el ión: 59 es falso que 27 Co

tenga A ) 27 B) 32 C) 24 D) 59 E) 89

protones neutrones electrones núcleos fundamentales partículas fundamentales

14. Los siguientes núclidos 40 20

2 + 40 + 40 19 K ; 18

Ca ;

Son: I. Isótopos II. III. Hilidos IV. V. Isoelectrónicos A ) I y II B) C) I y V D) E) IV y V

Ar

Isótonos Isóbaros II y III II y V

15. Respecto a las especies atómicas I.

TEMA 1 A / QUÍMICA

Es A) C) E)

(son) verdadera (s): Sólo I B) Sólo II Sólo III D) I y II I, II y III

16. En un anión X2- hay 54 electrones. Determine el número de masa, si este valor y el número de neutrones están en la relación de 32 a 19. A ) 52 D) 117

B) 76 E) 128

C) 87

17. Para los siguientes isótopos: 5x −1 2x + 2 E

;

4x +6 12 E

Calcular el número de neutrones de A) C) E)

cada 10 y 14 y 24 y

uno, respectivamente: 12 B) 12 y 14 16 D) 11 y 12 26

18. En qué átomo se cumple:

Un elemento esta constituido por tres hílidos cuya suma de sus números másicos es 90, si el promedio del número de neutrones es 10, ¿cuál es la carga nuclear del isótopo más pesado? A ) 10 B) 15 C) 20 D) 95 E) 30

Mn +7 ? A ) 15

EL ÁTOMO

18 Son isótopos: 16 8 O y 8 O

235 II. Son isóbaros: 235 93 Np y 92 U 235 III. Son isótonos: 12 6 C y 92 N

8

A 2 - Z2 = A + Z A ) 11 H

B) 12 H

D) 42 He

E) 11 5 B

C) 13 H

19. Señale verdadero (V) o falso (F) de acuerdo al modelo atómico de Rutherford. I. El electrón alrededor del núcleo se mueve en órbita circular. II. Descubrió el núcleo atómico y estimó dimensiones atómicas. III. No supo explicar la estabilidad del átomo, al indicar que el electrón giraba alrededor del núcleo emitiendo energía. A) V V V B) FFV C) F V V D) V F V E) FFF 20. Indique como falso (F) o verdadero (V) los siguientes enunciados: I. Isótopos, son átomos del mismo elemento con igual número de masa. II.

13

Al

3+

y 10 Ne tiene igual

número de electrones. 39 40 III. 19 tiene igual K y 20 Ca número de neutrones. A) V V V B) F V V C) FFF D) FVF E) V F V


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EL ÁTOMO

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Neutrones (n°)

NÚCLEO

contiene los

de carga relativa

Protones (P+ ) ÁTOMO

constituido por

de carga relativa +1 ZONA EXTRA NUCLEAR

contiene los

Electrones (e– ) de carga relativa –1

NÚCLIDOS se clasifican en

1.

ISÓTOPOS

ISÓBAROS

ISÓTONOS

presentan

presentan

presentan

Igual "Z"

Igual "A"

Igual "N"

6.

Los átomos que poseen igual carga nuclear se

denomina ________________.

denominan ________________.

2.

James Chadwick descubre el ___________________

3.

A los protones y neutrones se les denomina nucleones

7.

Por lo general en todo átomo se cumple que: A > Z, excepto en el ____________________.

8.

La parte más pesada y densa del átomo

es el

___________________________.

_____________________.

4.

El isótopo del hidrógeno que no posee neutrones se

9.

Los isóbaros tienen como caracterísitica particular,

La zona extranuclear determina el ___________ del átomo.

poseer igual número de ________________.

10. La partícula subatómica que dió origen al universo es 5.

el ________________________.

El Tritio es el isótopo más pesado del ___________


9

TEMA 1 A / QUÍMICA

QUÍMICA - TEMA 2A

NÚMEROS CUÁNTICOS CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA

I. CONCEPTOS PREVIOS A.

Principio de incertidumbre Propuesto en 1927 por Werner Heisemberg (alemán) el cual indica que es imposible conocer simultáneamente la cantidad de movimiento (p) (definido como la masa por la velocidad) y la

Erwin Schrödinger recibió el premio Nóbel en 1933 por su trabajo en la mecánica ondulatoria y la estructura atómica.

posición de una partícula subatómica.

B.

Orbital atómico (REEMPE) Región del espacio donde existe la mayor probabilidad de encontrar al electrón, un orbital puede contener como máximo un par de electrones.

δ2 ψ δ2 ψ δ2 ψ 8π 2m + + + (E − v)ψ = 0 δx 2 δ y 2 δ z 2 h2

Donde: Ψ :

Función de onda del electrón, puede considerarse como la amplitud de onda del electrón.

C.

Ecuación de onda de Schrödinger (1928)

h

:

Constante de Max Planck = 6,6261x10-34 Jxs

p

:

momento lineal o cantidad de movimiento.

x

:

coordenada

Erwin Schrödinger (austriaco) desarrolló una

m :

Masa del electrón

ecuación matemática muy compleja llamada

E

:

Energía total de un electrón

ecuación de onda en la cual dota al electrón de

V

:

Energía potencial de un electrón

doble comportamiento (onda y partícula). A continuación se muestra la ecuación de

Derivada parcial. δ : Cada solución de esta ecuación representa un estado particular de un electrón es decir su energía y su posible

Schrödinger


1

TEMA 2 A / QUÍMICA

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NÚMEROS CUÁNTICOS - CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA

ubicación, la forma del orbital y las orientaciones

dentro de un nivel "n" y define para el orbital la

espaciales de los orbitales atómicos, todo esto se

forma geométrica.

describe mediante 3 números cuánticos n,

l

y ml posteriormente Paul Dirac introduce un cuarto número

l = 0 , 1 , 2 , 3 , . . . , ( n − 1)

cuántico ms , teniendo en cuenta la teoría de la relatividad de Einstein.

Relación de subniveles para cada valor de

II. NÚMEROS CUÁNTICOS

l

SUBNIVEL

0 1 2 3 4

1. Número cuántico principal (n) Determina el nivel principal de energía para un electrón y el tamaño del orbital. Define el tamaño del orbital, porque a mayor valor de "n" mayor

s p d f g

l

.

NOMBRE Sharp Principal Difuso Fundamental General

tamaño". Ejemplos:

2s 1s

*

n=1 l = 0

*

s

n=1

n=3 l = 0, 1, 2 s pd

n=2 *

n=2 l = 0, 1

*

n=4 l = 0, 1, 2, 3 s p d f

s p AUMENTA ESTABILIDAD Capas

K

L

M

N

O

P

Q

SUGERENCIAS

+ Núcleo Niveles

m Cuando quieras saber cuántos subniveles

n=1 n = 2 n = 3 n=4 n=5 n=6 n=7

existen dentro de un nivel solamente tienes que contar cuántos valores toma el número cuántico secundario. m El número cuántico secundario nunca podrá ser numéricamente igual al número cuántico principal.

Se cumple en un nivel de capa (n): #máximodee − = 2n 2

3. Número cuántico magnético (m l )

Ejemplo:

Determina para el electrón el orbital donde se encuentra dentro de un cierto subnivel de energía,

Si: n = 3

determina para el orbital, la orientación espacial que

#máximodee− = 2(3)2 = 18

adopta cuando es sometido un campo magnético externo.

2. Número cuántico secundario (l)

También se denomina número cuántico azimutal o

ml = - ,l ... , –1, 0, + 1, ..., + l

del momento angular, designa para el electrón el subnivel de energía donde este debe encontrarse

TEMA 2 A / QUÍMICA

2


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Valores para "m l ":

l

CONFIGURACIÓN DE ORBITALES

0

s

s

1

ml

0

px

py

pz

ml

–1

0

+1

p

NÚMERO DE ORBITALES (2+1) l

MÁXIMO DE e (4+2) l

NÚMERO DE

1

2

3

6

5

10

-

l

2

d m l

3

f

f3

A.

d xz

d z2

–2

–1

0

f

3 z - zr 2 5

m l

d xy

3 x 3 - xr 2 5

–3

f

3 y 3 - yr 2 5

–2

dyz

dx2 – y2

+1

fxyz

–1

0

+2

f

y(x 2 - z2 )

+1

Gráficas de los principales orbitales atómicos 1)

f

x(z2 - y2 )

+2

7

f

z(x 2 - y 2 )

14

+3

3)

Orbitales "d" (forma tetralobular)

Orbital "s"

z

x

d yz

y

2)

dxz

Orbitales "p" (forma dilobular)

d xy Gráficas de los orbitales "p": z

z

y

z

Px

dx2 – y2

x

x y

Pz

SUGERENCIAS

m Cuando quieres saber cuántos orbitales tiene cierto subnivel bastará con calcular el número de valores que toma el número cuántico magnético.

x y

Py


d z2

3

TEMA 2 A / QUÍMICA

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4. Número cuántico del espín magnético ( m s)

Números

Define el sentido de rotación de un electrón alrededor de su eje imaginario.

n

l

ml

ms

1er. electrón

1

0

0

+ 1/2

2do. electrón

1

0

0

- 1/2

Cuánticos

III. ESTUDIO DE LA CORTEZA ATÓMICA 1. Corteza Atómica Llamada zona extranuclear, es la parte externa al núcleo del átomo, formado fundamentalmente por capas, cada capa contiene un conjunto de subcapas, cada subcapa posee uno o más orbitales y en cada orbital hay máximo de 2 e– rotando uno en sentido contrario al otro.

A. Principio de Construcción (AUFBAU) Consiste en distribuir los electrones en función a la energía relativa (ER) creciente de los subniveles. ER = n + l

Ejemplo:

2. Clasificación de la corteza atómica A.

Orbital o Reempe Es el espacio energético que contiene a uno o dos electrones, por ello se le llama: Región Energética Espacial de Máxima Probabilidad Electrónica.

Observación: Cuando los subniveles poseen igual energía relativa se les llama subniveles "degenerados", en este caso

Representación matemática de un orbital

se usara el orden de energía absoluta el cual se efectúa con el mayor valor de "n". Ejemplo:

B.

Es la región espacial formado por uno o más orbitales, la designación de un subnivel esta dado por el efecto espectroscópico provocado por un átomo excitado.

B. Principio de Exclusión de Pauli Un átomo no puede tener 2 electrones con sus 4 números cuánticos iguales, al menos se diferencian

Principio de la máxima multiplicidad (Regla de Hund)

en el espín (ms ). Ejemplo:

Para ubicar los electrones en los orbítales de un subnivel, se va dejando un electrón en cada orbital y si todavía sobran electrones, recién se llena a cada orbital y se aparea cada e–.

En el átomo de helio, He(Z = 2)

TEMA 2 A / QUÍMICA

Subnivel o Subcapa de energía

4


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Efecto Espectroscópico

CAPAS

Configuración d e O r b i t a les

Subnivel

Sharp

s2

sO

principal

p6

p OOO

10

diffuse

d

fundamental

f1 4

f OOOOOOO

general

g 18

g OOOOOOOOO

2

3

4

5

6

7

8

s

s

s

s

s

s

s

s

p

p

d OOOOO

p

p

p

d

d

d

f

f

f

g

g

# max. e- 2

8

18

32

50

1

4

9

16

25

# de orbitales

m El número de orbitales de un subnivel jamás debe variar. c)

1

p

IDEAS FUERZA

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d

p

d

Ejemplo:

SUGERENCIAS

Cuando un subnivel posee un determinado número

Nivel o capa de energía (n) Es el espacio energético formado por subniveles:

de electrones este se denota por: nl x Donde: n → Nivel a capa de energía (1, 2, 3,...) l → Subnivel o subcapa de energía (s, p, d, f,...)

x ≤ Número máximo de electrones en el subnivel analizado. Ejemplo:

Veamos:

4d3 : hay 3 e− "en el subnivel d del nivel 4"

n

# máximo de e-

1

2(1) 2 = 2

Subniveles 1s

2

2(2) 2 = 8

2s2, 2p6

3

2(3) 2 = 18

3s2, 3p6 , 3d10

4

2(4)2=32

4s2, 4p 6, 4d1 0, 4f 14

5g10 : hay 10 e− "en el subnivel g del n ivel 5"

2

• Hallar la configuración electrónica del fósforo (Z=15) Resolución: 15 P

IDEAS FUERZA m En una capa o nivel (n): • Hay 2n2 electrones como máximo. • Hay n2 orbitales. • Hay n subniveles.

IV. CONFIGURACIÓN (C.E.)

ELECTRÓNICA

→1s 2 2s 2 2p 6 3s 23p 3

Conclusiones: • Posee ______ capas siendo su última capa (n=3) • Tiene ______ subniveles en total. • Posee ______ orbitales llenos. • Posee ______ e– apareados. • Tiene ______ e– desapareados. • Posee ______ e– sharp. • En su última capa (3) hay _______ e– de valencia. • El subnivel _____, no está saturado, entonces el átomo es paramagnético, porque posee propiedades magnéticas. • Posee _____ e– principales. • La relación de energía de los subniveles es: 3p > 3s > 2p > 2s > 1 • La estabilidad de los subniveles es: 1s > 2s > 2p > 3s > 3p

Es la distribución de todos los electrones de un átomo neutro o iónico, siempre en orden creciente a su energía relativa o en forma decreciente a su estabilidad, para

IDEAS FUERZA

ello se considera la Regla de la Máxima sencillez o Principio de Construcción (AUFBAU). Este principio de

m Se denomina capa de valencia, al último nivel de la configuración eléctronica de un elemento; y en ella se ubican los electrones de valencia.

origen a la Regla del Serrucho o Regla de Moeller.


5

TEMA 2 A / QUÍMICA

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V. CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA ABREVIADA O MODERNA Para cualquier átomo, se hace considerando el gas noble más cercano a su número atómico, para ello hay que recordar lo siguiente:

Orden

C.E.

Abreviación

Continua la capa (n)

1ro

1s2

 2 He

2

2do

1s2 2s2 2p6

 10 Ne

3

3ro

1s2 ………. 3p6

 18 Ar 

4

4to

1s2 ………. 4p6

 36 Kr 

5

5to

1s2 ………. 5p6

 54 Xe

6

6to

1s2 ………. 6p6

 86 Rn 

7

Ejemplo:

    soy depamer        soy fuerzadepamer  

b. Elementos del grupo 1B(d9), como: 29Cu, 47Ag, 79Au, 111Rg

•

33 As

→

•

80 Hg

→

•

2+ 26 Fe

→

•

4+ 75Re

→

•

16 S

2−

    soypamer  

→ Ejemplo: •

SUGERENCIAS

m Cuando un átomo neutro pierde electrones para transformarse en un catión, siempre lo hace de la última capa, luego de la penúltima capa, etc.

IDEAS FUERZA m Respecto al paladio (Z=46) •

VI. EXCEPCIONES DE LA CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA

TEMA 2 A / QUÍMICA

→  36 Kr  5s 2 4d8 (inestable)

2. Para elementos de transición interna (Regla del By Pass):

Ejemplo:

Ejemplo: 24 Cr

46 Pd

0 10  36 Kr  5s 4d (estable)

1. Para elementos de transición, especialmente para los: a. Elementos del grupo 6B(d4), como: 24Cr, 42Mo, 74W, 106Sg

•

47 Ag →

•

→

6

92 U

→


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Problema 1

Resolución:

Determinar la distribución electrónica del ión fluoruro, 9F1–.

Paso 1: Determinamos el número electrones del anión divalente.

A ) 1s2 2s2 2p5 B) 1s2 2s2 2p1

14 X

C) 1s2 2s2 2p6 D) 1s2 2s1 2p6 2

2

4

2−

−

Resolución: Paso 1:

electrónica.

1− 9F

Paso 2: Luego desarrollamos su congifuración electrónica para 10 e– . 9

su

distribución

X 2 − → 1s 2 2s 2 2p6 3s 2 3p 4 14 4244 3 2 4  10 Ne  3s 3p

10 Ne 

Desarrollamos electrónica:

su

configuración

1s 2 2s 2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p2 144424443 18 Ar  4s 2 3d10 4p2

X 2– →  10 Ne 3s ↑↓ 3p x ↑↓ 3p y ↑ 3pz ↑ Paso 3

∴ Se observa 2 orbitales semillenos y 2e– desapareados.

Su capa de valencia es n=4 y contiene los subniveles:

4s2 4p 2 1424 3

Respuesta: C

Problema 2 ¿Cuántos electrones no apareados habrá en un ión X2–, con Z=14? A) 0 B) 1 C) 2 D) 3 E) 4

Problema 3 ¿En qué nivel de energía se encuentran los electrones de valencia de un átomo cuyo número atómico es 32?

1.

2.


Para el átomo neutro (Z=32), se cumple que:

Por último la configuración de orbitales de la capa de valencia.

Respuesta: C

El orden creciente de __________ de los ___________, nos permite ubicar a los _________ de un átomo en los diferentes _______. A ) energía, electrones, orbitales, niveles. B) ocupación, subniveles, electrones, orbitales C) energía, niveles, electrones, orbitales. D) ocupación, electrones, orbitales, niveles. E) energía, subniveles, electrones, orbitales.

D) 4

E) 6

Paso 2:

Paso 3:

14

F1− → 1s 2 2s 2 2p 6 14 4244 3

C) 5

# e− = Z → # e− = 32

−

→ # e = 9 + 1 = 10

B) 3

Paso 1:

Paso 2: Desarrollamos

14

A) 2

Resolución:

→ #e = 14+ 2 = 16

E) 1s 2s 2p

Primero calculamos el números de electrones del anión monovalente.

de

Exigimos más!

(2 + 2 ) e− devalencia

∴ Hay 4e– de valencia en el 4to nivel energético.

Respuesta: D

Los diagramas: I, II, III t IV

III.

representan algunas porciones de las configuraciones electrónicas del

IV.

estado fundamental de ciertos

A ) I y II

B) I y III

elementos. Marque la alternativa

C) II y III E) III y IV

D) I y IV

que incluya a los diagramas que no cumplan

con

el

Principio

de

Exclusión de Pauli y la Regla de Hund, respectivamente. I.

3.

Señale el elemento que tiene 2 electrones desapareados en su estado basal. A ) 5B B) 7N C) 2He E) 8O

II.

7

D)

13A

l

TEMA 2 A / QUÍMICA

Academias Pamer 4.

5.

6.

7.

8.

Exigimos más!

Ma rque la especie que tiene el mayor número de electrones desapareados del elemento azufre (Z = 16). A) S B) S 2+ C) S D) S2+ E) S Marque la configuración electrónica del ión 34Se2+ A ) [18Ar]4s23d10 4p 4 B) [18Ar]4s24p 4 C) [18Ar]4s23d10 4p 2 D) [18 Ar]3d10 4p 6 E) [18Ar]4s24p 2 ¿Cuál es el número de electrones en la capa de valencia de un átomo que tiene 14 neutrones y A = 27? A ) 13 B) 3 C) 15 D) 2 E) 14 Encuentre el valor del número másico y el número de subniveles de un elemento que tiene 42 neutrones y solo 5 electrones en el cuarto nivel de energía. A ) 45 y 4 B) 54 y 8 C) 65 y 4 D) 78 y 8 E) 75 y 8 Establezca la correspondencia correcta: I. n II. l III. ml

IV. ms ( ) específica la orientación del orbital en el espacio. ( ) supone al electrón como una partícula cargada que gira. ( ) distancia promedio del electrón al núcleo. ( ) determina la forma del orbital. A ) IV, III, I, II B) I, II, III, IV C) II, III, IV, I D) III, IV, I, II E) III, IV, II, I 9.

Marque la secuencia verdadero (V) o falso (F) de los siguientes enunciados. I. En el cuarto nivel de energía hay cuatro subniveles. II. Son cinco los orbitales en el subnivel 5f.

TEMA 2 A / QUÍMICA


III. Los valores de ml para un subnivel 3d son: -3, -2, -1, 0, +1, +2, +3 IV. Un orbital 2p puede contener a lo sumo dos electrones. A ) VFFF B) VVFF C) VFVF D) V F F V E) FVVF 10. Indique la secuencia correcta respecto de la configuración electrónica. I. Son ocupados primero los subniveles con menor suma de (n + l) . II. Para subniveles con igual (n + l) , primero se ocupa aquel que tiene menor n. III. El número de electrones de cada subnivel se indica como superíndice. A) V V V B) F V V C) FFV D) FVF E) FFF 11. Indique el subnivel de menor energía. A ) 3d B) 4s C) 4p D) 4f E) 5s 12. Indique la combinación de números cuánticos que representen al electrón de mayor energía. A ) (3, 0, 0, +1/2) B) (3, 1, +1, -1/2) C) (3, 1, 0, +1/2) D) (3, 1, +1, -1/2) E) (3, 2, -2, +1/2) 13. ¿Cuál de los siguientes conjuntos de números cuánticos existe? A ) (1, 1, 0, +1/2) B) (2, 3, -1, -1/2) C) (3, 2, -3, +1/2) D) (4, 0, 0, -1/3) E) (4, 0, 0, -1/2) 14. Señale la combinación correcta de números cuánticos para un electrón de un átomo. A ) (1, 1, 0, +1/2) B) (2, 0, -1, +1/2) C) (3, 2, 0, -1/2) D) (3, 1, -2, -1/2) E) (2, 3, -3, -1/2)

8

15. Los

valores

de

"n"

y

" l ",

respectivamente, del electrón más externo del 22 Ti, es: A) 4 y 1 B) 3 y 1 C) 4 y 0 E) 3 y 2

D) 3 y 0

16. La combinación de números cuánticos del último electrón de un elemento cuya configuración termina en 3d6, es: A ) (3, 2, -2, +1/2) B) (3, 2, +2, +1/2) C) (3, 2, +2, -1/2) D) (3, 2, -2, -1/2) E) (3, 2, 0, -1/2) 17. Escriba la configuración electrónica de un elemento cuyo último electrón tiene los números cuánticos (3, 1, -1, -1/2) A ) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p4 B) 1s2 2s2 3s2 3p4 C) 1s2 2s2 2p6 3p4 D) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p2 E) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 18. Halle los números cuánticos del penúltimo electrón de un elemento que tiene 36 electrones. A ) (4, 1, 0, +1/2) B) (4, 1, 0, -1/2) C) (4, 1, +1, -1/2) D) (4, 1, +1, +1/2) E) (4, 0, +1, -1/2) 19. Halle Z para un elemento cuyo penúltimo electrón tiene los números cuánticos (3, 2, -2, -1/2) A ) 25 C) 27

B) 26 D) 28

E) 29 20. ¿Cuál es el número de neutrones del átomo con número de masa igual a 80 y cuál es la combinación de números cuánticos del último electrón, si el último término de la configuración es 4p5 ? A ) 35 y (4, 1, 0, +1/2) B) 45 y (4, 1, 0, -1/2) C) 45 y (4, 1, +1, -1/2) D) 35 y (4, 2, 0, -1/2) E) 80 y (4, 1, 0, -1/2) UNCP REGULAR 2009 - II

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1.

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Se denomina ________________, a la región

en el ____________ "d", del ___________ nivel

energética

energético.

espacial

donde

existe

la

mayor

probabilidad de encontrar al ________________

2.

5.

En el nivel 3, hay _____ electrones como máximo.

6.

En el nivel 2, hay _____ subniveles.

7.

En el nivel 4, hay _____ orbitales.

8.

En el siguiente subnivel: 5p hay ____ e– apareados

Al distribuir los electrones en orbitales de un subnivel, primero se trata de ocupar todos los orbitales antes de terminar de llenarlos, esto es, los electrones deben tener igual sentido de spín antes de aparearse. esta regla se denomina Principio de Máxima

________________

o

Regla

de

________________

4

y ____ e– desapareados. 3.

Los electrones ocupan los subniveles de energía de acuerdo a su energía relativa creciente. Esta regla

9.

se denomina Principio de ________________ o

catión trivalente, 43 Tc

Regla máxima ________________

4.

3+

, es ________________

10. La configuración electrónica moderna del siguiente

7

2–

Según la siguiente notación: 4d . Hay ____ electrones


La distribución electrónica moderna del siguiente

anión divalente, 16 S , es: ________________

9

TEMA 2 A / QUÍMICA

QUÍMICA – TEMA 3A

TABLA PERIÓDICA así que se descartó este ordenamiento. En 1862 el geólogo francés Alexander Chancourtois propone un ordenamiento helicoidal llamado tornillo telúrico. En 1864, John Alexander Reina Newlands ordenó los elementos en grupos de siete, a este ordenamienBerzelius to se le conoció como octavas, pero debido a las limitaciones de su ordenamiento Newlands fue sujeto a muchas críticas e incluso al ridículo, tanto así que en una reunión se le preguntó si no se le había ocurrido ordenar los elementos en orden alfabético.

I. OBJETIVOS • • •

Conocer en orden cronológico los intentos por clasificar los elementos químicos. Ubicar cualquier elemento en la tabla periódica conociendo su número atómico. Analizar e interpretar la variación de las propiedades periódicas a través de un grupo y periodo en la tabla periódica.

Sin embargo en 1887, Newlands fue honrado por la Royal Society of London por su contribución. En 1869 el químico ruso Dimitri Mendeleiev y el químico alemán Lothan Meyer propusieron de manera independiente esquemas de clasificación casi idénticos, ambos basaron sus ordenamientos en función al peso atómico creciente.

II. HISTORIA A principios del siglo XIX el número de elementos conocidos se duplico de 31 en 1800 a 63 hacia 1865. A medida que el número de elementos aumentaba resultaban evidentes las semejanzas físicas y químicas entre algunos de ellos por lo cual los científicos buscaban la manera de clasificarlos. En 1813 el químico sueco Jacobo Berzelius realizó la primera clasificación de los elementos y los dividió en metales y no metales. En 1817, el químico alemán Johan Dobereiner agrupa los elementos conocidos en seDobereiner ries de tres, a esto se le conoció como triadas, pero se descubrieron elementos que no cumplían las triadas UNCP REGULAR 2009 - II

Las tablas de los elementos propuestas por Mendeleiev y Meyer fueron las precursoras de la Tabla Periódica Moderna. Al ordenar los elementos en la tabla periódica era natural asignar a cada elemento un número que indicara su posición en la serie basada en el peso atómico creciente, a este número (número atómico) no se le dio ningún significado. En 1911, cuando Ernest Rutherford propone su modelo atómico deduce 1

Moseley

TEMA 3 A / QUÍMICA

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TABLA PERIÓDICA

que la carga del núcleo es igual al número atómico. La verificación de esta hipótesis llega en 1913 con el trabajo

Moseley descubre que las propiedades de los elementos son funciones periódicas de los números atómicos.

del joven físico Ingles Henry Moseley, quien estudio los rayos "X" producidos cuando los rayos catódicos chocan sobre un metal como blanco, gracias a estos experimentos Moseley calculó los números atómicos de los 38 metales que estudió. De esta manera Henry

Lamentablemente Henry Moseley fue muerto en acción bélica a la edad de 28 años durante la campaña británica en Gallipoli, Turquía, en el año de 1915. En 1915 en base a la ley periódica de Moseley, Alfred Werner diseña la Tabla Periódica Moderna (TPM).

III.CLASIFICACIÓN PERIÓDICA DE LOS ELEMENTOS QUÍMICOS

2. OCTAVAS DE NEWLANDS (1864) Ordenó los elementos en grupos de siete en función a sus pesos atómicos crecientes. A este ordenamiento se le conoció como octavas porque el octavo elemento presenta propiedades químicas

1. 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

PA

Li

Na

K

7

23

39

Ca

Sr 87,6

137

40

Ba

PA(Na) =

PA(Sr) =

similares al primer elemento del grupo anterior. Ejemplo:

7 + 39 = 23 2

40 + 137 = 88,5 2

3. TABLA PERIÓDICA CORTA DE DIMITRI MENDELEEV (1869) Ordeno 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. Ejemplo:

TABLA PERIÓDICA CORTA DE MENDELEIEV

(uma) (g/mL)

R2O3

RO 2

RH3

TEMA 3 A / QUÍMICA

GaH3

2

RH4

GeH4


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IV.TABLA PERIÓDICA MODERNA (TPM)

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 periódica moderna, los elementos están ordenados en función al número atómico creciente en donde se pueden apreciar filas horizontales llamadas periodos y columnas verticales denominadas grupos.

denominación "A" llamados elementos representativos, y 8 tienen la denominación "B" llamados metales de transición. Cabe hacer notar que la designación de grupo A y B no es universal. En Europa se utiliza B para los elementos representativos y A para los metales de transición que es justamente lo opuesto al convenio de los Estados Unidos de América. La IUPAC recomienda enumerar las columnas de manera secuencial con números arabigos, desde 1 hasta 18. GRUPOS A (Elementos Representativos) GRUPO B (Metales de Transición)

Werner

GRUPO

1. PERIODO

ELECTRONES DE VALENCIA

DENOMINACIÓN

•

Son las filas horizontales que están enumeradas del 1 al 7.

1A

ns

•

El orden de cada periodo indica el número de niveles de energía de la configuración electrónica o el último nivel (capa de valencia).

2A

ns2

3A

2

nsnp

1

Boroides o Térreos

4A

2

nsnp

2

Carbonoides

5A

nsnp

2

3

Nitrogenoides

6A

nsnp

2

4

Calcógenos o Anfígenos

7A

2 5 nsnp

8A

2 6 nsnp Gases Nobles He = 1s2(excepción)

Orden del periodo = Capa de valencia

2. GRUPO • •

Son las columnas verticales que contienen a elementos de propiedades químicas similares. Son 16 grupos de los cuales 8 tienen la UNCP REGULAR 2009 - II

3

Metales Alcalinos (excepto el H)

1

Metales Alcalinos Térreos

Halógenos

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Ejemplo:

IDEAS FUERZA

Indicar el Grupo y Periodo de:

En la tabla periódica moderna los elementos se ordenan en función al número atómico creciente. Los elementos de transición (Lantánidos y Actínidos)

DENOMINACIÓN 1B

ns (n-1) d

2B

ns (n-1) d

3B

ns (n-1) d

4B

ns (n-1) d

1

10

2

10

2

Familia del zinc (elementos puente)

IDEAS FUERZA

1

Familia del escandio

2

2

Familia del titanio

El orden del grupo A, indica el número de electrones de valencia.

2

3

Familia del vanadio

1

5

Familia del cromo

2

5

Familia del manganeso

5B

ns (n-1) d

6B

ns (n-1) d

7B

ns (n-1) d

8B

ns 2(n-1) d 6 ns 2(n-1) d 7 ns 2(n-1) d 8

GRUPO B

Elementos Ferromagnéticos (Fe, Co, Ni)

tienen incompleto el subnivel «f» y pertenecen al grupo 3B, se caracterizan por ser muy escasos.

Tener en cuenta el siguiente cuadro: GRUPO α+β

3. CLASIFICACIÓN DE LOS ELEMENTOS POR BLOQUES Los elementos químicos se clasifican en 4 bloques (s, p, d, f) y esto depende del subnivel en el que termina su configuración electrónica.

8

8B 9

10

1B 11

2B 12

Ejemplo Indicar el grupo y periodo de:

4. UBICACIÓN DE UN ELEMENTO EN LA TABLA

SUGERENCIAS PERIÓDICA Para conocer el número de grupo de un elemento cuya configuración eletrónica termina en subnivel p simplemente suma dos unidades al número de electrones de dicho subnivel «p».

GRUPO A

5. CARÁCTER METÁLICO Y CARÁCTER NO METÁLICO Carácter Metálico (C. M.) Llamado también electropositividad, es la capacidad de un átomo para perder electrones (oxidación). TEMA 3 A / QUÍMICA

4


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V. PROPIEDADES PERIÓDICAS DE UN ELEMENTO QUÍMICO

Carácter No Metálico (C. N. M) Es la capacidad de un átomo para ganar electrones (reducción). La variación del C. M. y C.N.M. en la tabla periódica es como se muestra a continuación.

1. Radio Atómico (RA) Se define como la mitad de la distancia entre dos átomos idénticos adyacentes enlazados químicamente.

2. Radio Iónico (RI) Es el radio de un anión o catión monoatómico. Se cumple que:

6. METALES, NO METALES Y METALOIDES

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

Metales: ü Buenos conductores del calor y electricidad. ü Son dúctiles y maleables. ü A temperatura ambiental se encuentran en estado sólido, excepto el mercurio que es líquido. ü Presentan brillo metálico. ü En las reacciones químicas pierden electrones, es decir se oxidan. ü Casi todos los óxidos metálicos son sólidos iónicos con carácter básico.

IDEAS FUERZA m Para especies isoelectrónicas se cumple que el número atómico es inversamente proporcional al radio iónico.

IDEAS FUERZA Ejemplo: Sean las especies isoelectrónicas I. 12Mg 2+ → # e- = 12 - 2 = 10 II. 10Ne → #e- = 10 III. 8O 2– → #e- = 8 + 2 = 10 Entonces, se cumple que: RIIII > RIII > RII

El metal que mejor conduce la corriente eléctrica es la plata, luego el cobre y después el oro. Cu > Ag > Au No Metales ü No conducen el calor ni la electricidad. ü No tienen lustre. ü Los sólidos suelen ser quebradizos, algunos duros y otros blandos. ü En reacciones químicas ganan electrones convirtiéndose en aniones. ü La mayor parte de los óxidos no metálicos son sustancias moleculares que forman soluciones ácidas.

3. Energía de Ionización (EI) o potencial de Ionización (P.I.) Es la energía mínima necesaria para eliminar un electrón del nivel externo de un átomo en estado gaseoso. 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.

Metaloides

+ X (g) + EI 1 → X (g) + 1e−

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. UNCP REGULAR 2009 - II

2+ X +(g) + EI 2 → X (g) + 1e − + 3+ X 2(g) + EI 3 → X (g) + 1e −

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

5

TEMA 3 A / QUÍMICA

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TABLA PERIÓDICA

IDEAS FUERZA

SUGERENCIAS

m Siempre es más fácil quitar el primer electrón en una ionización.

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

VI.TENDENCIAS GENERALES DE LAS PROPIEDADES EN LOS GRUPOS

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

Grupo 1A: Metales Alcalinos 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.

− X(g) ± AE +1e − → X(g)

5. Electronegatividad (EN)

Grupo 2 A: Metales Alcalinos Térreos

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 ) = EN (CS ) = 0,7

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.

6. Variación de las propiedades periódicas

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.

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.

Problema 1

Un elemento se ubica en el tercer periodo y presenta cuatro electrones en su último nivel. Hallar el número atómico de dicho elemento. Resolución :

Desarrollamos electrónica.

la

distribución

Determinemos la configuración electrónica, para ubicar cada elemento en la TPM.

#e- = Z = 14 (átomo neutro)

Según su ubicación en la TPM, para el siguiente elemento (E).

Respuesta: 14

Ordenar los elementos de menor a mayor afinidad electrónica. 35 Br, 33 As, 34 Se

6

grupo:7A periodo:4

[

] 4s2 3d10 4p5 

[

] 4s2 3d10 4p3 

[

] 4s2 3d10 4p4 

35B r : 18 Ar

33 As: 18 Ar

34 Se: 18 Ar

Problema 2

TEMA 3 A / QUÍMICA

Resolución :

grupo:5A periodo:4 grupo:6A periodo:4

Se observa que estos elementos se ubican en periodo 4. Además la UNCP REGULAR 2009 - II

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TABLA PERIÓDICA

afinidad electrónica (AE) aumenta de izquierda a derecha en un periodo.

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números de nucleones fundamentales es 104. Hallar la ubicación de dicho elemento en la tabla. Resolución:

Según la afinidad electrónica (AE) As < Se < Br Respuesta: As, Se, Br Problema 3

Se tienen dos isótopos los cuales tienen 20 y 24 neutrones respectivamente. Si la suma de sus

Sean los isótopos: Determinamos la configuración La suma de los nucleones fundamentales es 104. A 1 + A 2 = 104 Entonces restamos miembro a miembro.

1. El elemento de la familia de los metales alcalinos más electropositivo, es el: A) Sodio B) Potasio C) Litio D) Rubidio E) Cesio 2. ¿Cuál de los siguientes elementos químicos reacciona más rápidamente con el agua? A) Magnesio B) Plomo C) Sodio D) Cobre E) Hierro 3. El último electrón del átomo de un elemento posee los números cuánticos (4, 1, 0, -1/2). Determinar en que grupo y periodo, se ubica en la TPM. A) 4A, 3 B) 5A, 4 C) 8A, 4 D) 6A, 5 E) 4A, 4

aumenta a medida que aumenta la carga nuclear. II. El hierro se oxida más rápido que el sodio. III. Los alcalinos no se encuentran libres en la naturaleza. IV. Los metales son oxidantes y los no metales son reductores. A) I y II B) III y IV C) I, II y IV D) Solo II E) II, III y IV 6. L a s e s p e c i e s x2+ y W 2- s o n isoelectrónicas. Hallar el grupo y periodo de W 2-, sabiendo que «x» se encuentra en el 5to. periodo y es un alcalino térreo. A) 3A, 5 B) 2A, 4 C) 6A, 4 D) 7A, 5 E) 7B, 5 7.

4. Ordenar los elementos en orden creciente a las energías de ionización. 16 S , 13 Al , 12 Mg y 19K A) S, Al, Mg, K B) Mg, S, K, Al C) Al, Mg, K, S D) K, Mg, Al, S E) Mg, K, Al, S 8. 5. Indicar que proposiciones no son correctas: I. En los halógenos la fuerza como agente oxidante UNCP REGULAR 2009 - II

Un anión trivalente es isolectrónico con un catión divalente, si el último ion es isobaro con el 90Y e isotono con el 92 40 Zr . Determinar en que periodo y grupo se ubica en la TPM, el primer ion. A) 4; 5A B) 4; 7A C) 5; 6A D) 5; 4A E) 5; 8A Determine el máximo número de nucleones fundamentales de un átomo de un elemento que posee 30 neutrones y se ubica en el grupo 8 B del cuarto periodo. 7

electrónica.

[

30 X : 18 Ar

grupo:2B

] 4s2 3d10 periodo:4 

Respuesta: Periodo 4 y Grupo 2B

A) 56 C) 58 E) 60

B) 57 D) 59

9. Marcar verdadero (V) y falso (F); respecto a un elemento que está en el quinto período y tiene tres electrones desapareados y posee número atómico mínimo. I. Pertenece al grupo V B. II. Es un elemento de transición. III. Su número atómico es 51. A) VVV B) VFF C) VVF D) FVF E) FFV 10. Si un catión divalente tiene en su estructura atómica 48 electrones, luego el elemento que dio origen a dicho catión, ¿en qué grupo de la tabla periódica se encuentra? A) Grupo 2 A B) Grupo 2 B C) Grupo 5 A D) Grupo 4 A E) Grupo 3 B 11. En ión dipositivo se cumple que: # e− 1 = # n° 2

Si además posee 200 nucleones fundamentales. Indique en qué grupo de la TPM se ubica. A) 1 A B) 2 B C) 3 B D) 4 B E) 5 A TEMA 3 A / QUÍMICA

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12. Un elemento se ubica en la tabla periódica, en el cuarto periodo y en el grupo 2 B. Calcular cuántos electrones "p" apareados tiene en su átomo. A) 12 B) 10 C) 6 D) 8 E) 4 13. E l ú l t i m o e l e c t r ó n d e l a configuración electrónica del átomo de un elemento esta caracterizado por el siguiente conjunto de números cuánticos: 1 3,1,–1, − . Señalar el grupo de 2 la tabla periódica al cual pertenece

(

)

el elemento. A) Grupo 5 A C) Grupo 3 A E) Grupo 4 B

B) Grupo 6 A D) Grupo 5 B

14. Marque lo verdadero (V) y lo falso (F) a las siguientes afirmaciones: I. Los alótropos del carbono son el diamante, el grafito y los fullerenos. II. El oxígeno es comburente. III. El Na y K reaccionan exotérmicamente con el agua. A) VFF B) FFF C) VFV D) FVV E) VVV

TEMA 3 A / QUÍMICA

TABLA PERIÓDICA

15. U n catión divalente es isoelectrónico con el ión +3 Ga (Z = 31) . ¿A qué grupo y periódo de la tabla periódica pertenece el elemento que dio origen al catión? A) 4°; 2 B B) 3°; 1 B C) 5°; 3 B D) 4°; 8 B E) 4°; 1 B 16. Indicar lo verdadero (V) y falso (F) con respecto al potencial de ionización: I. En un período disminuye con el número atómico II. Ioniza negativamente al átomo de un elemento III. En un grupo disminuye con el aumento de la carga nuclear A) FVF B) VVV C) FFV D) VFV E) VFF 17. Señalar el nombre del grupo A, que contiene elementos en los 3 estados de agregación física de la materia. A) Alcalinos B) Boroides C) Carbonoides D) Halógenos E) Anfígenos

8

18. En la configuración electrónica de un elemento, su último subnivel tiene una energía relativa igual a cinco, si en dicho subnivel hay orbitales llenos y más de un orbital semilleno. Determinar en qué período y grupo se ubica en la TPM. A) 4°; 8 B B) 3°; 6 B C) 5°; 2 A D) 6°; 5 A E) 4°; 5 A 19. Un cierto elemento se encuentra en el quinto período y grupo 4 A, originando un catión monovalente, calcular la cantidad de electrones que tendrá dicho catión en su último subnivel de energía de su configuración electrónica. A) 3 B) 4 C) 2 D) 5 E) 1 20. Señalar cuál de las alternativas contiene 3 elementos en estado líquido a una temperatura mayor a 27 °C. A) Br, Co, N B) Fe, Co, Ni C) F, Cl, Br D) Cs, Fr, Ga E) O, S, Se


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TABLA PERIÓDICA

1.

Dimitri Ivanovich _____________ diseño la tabla

6.

El elemento más electronegativo es el ___________ y el más electropositivo es el ________________.

7.

Para especies isoelectrónicas se cumple que el número atómico es __________ proporcional al radio iónico.

8.

Algunos metales alcalinos reaccionan rapidamente y exotérmicamente con el agua, produciendo su hidroxido y liberando el gas _____________.

9.

Los elementos que pertenecen al grupo 6 A, se denominan ____________ o ________________.

periódica corta. 2.

Henry ______________ descubre que las propiedades de los elementos químicos, son función periódica de sus números atómicos.

3.

Alfred _______________ diseña la tabla periódica larga.

4.

Los lantánidos y actínidos se encuentran en el grupo ________.

5.

El nombre del grupo A, que contiene elementos en los 3 estados de agregación física de la materia, se

10. La configuración electrónica de los gases nobles terminan en la capa de valencia: _______________, con la excepción del ______ que termina en ________.

denomina, _______________________.


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9

TEMA 3 A / QUÍMICA

QUÍMICA - TEMA 4A

ENLACE QUÍMICO INTERATÓMICO HIBRIDACIÓN, MOLÉCULA POLAR

Al parecer fue el alemán Richard Abegg (1869 - 1910) el primer investigador que llamó la atención sobre el hecho de que valencia química debía estar relacionada con lo que actualmente se denomina configuración electrónica. Según Abegg, un elemento puede variar unicamente en ocho unidades su valencia. En 1916; Albrecht Kossel (1853 - 1921) introdujo el concepto de la electrovalencia por transferencia de electrones de un átomo a otro para formar iones con estructura de gas nobles. En este mismo año, 1916, el norteamericano Gilbert Nexton Lewis (1875 - 1946) propuso que los enlaces químicos se formaban entre los átomos por que los electrones de los átomos interactuaban entre ellos. Lewis había observado que muchos elementos serán más estables cuando ellos contenían ocho electrones en su capa de valencia.

I. ENLACE QUÍMICO INTERATÓMICO

La valencia no tiene signo, simplemente es el número que indica cuántos electrones debe ganar o perder el elemento antes de que se sature.

Es aquella fuerza de atracción entre 2 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 conformación; osea los átomos libres poseen mayor energía que los átomos unidos por enlaces. •

•

Carga iónica, es el estado que adopta un átomo cuando ha perdido o ganado electrones (catión o anión). Ejemplo: 2 2 5 1s , 2s , 2p3 , 12 Mg:Núcleo, 1444424444 Kernel

.. Mg

Valencia = 0 Carga=2+

2 1s 8 O:Núcleo, 14 4244 3 Kernel

)

O

2

,

18 Ar:

2 s , 2 px

O

⇒

Carga=0 Valencia=2

Kernel. Es todo lo que queda de un átomo al no tomar en cuenta su última capa; los e − de la última capa se denotan con puntos. Valencia, es la capacidad de saturación con la que un elemento se enfrenta a otro para cumplir con el octeto de Lewis. UNCP REGULAR 2009 - II

2+

Mg

⇒

Valencia = 2 Carga=0

Octeto de Lewis. “Todo átomo, al formar un enlace químico, adquiere, pierde o comparte tantos electrones hasta alcanzar la configuración electrónica de un gas noble: ns 2;np6 , es decir cada átomo debe poseer 8 e −, en su última capa”; excepto algunos elementos como: 1H, 2He, 3Li, etc.

(

Richard Abegg

2

2

3s

⇒

⇒ catión

py p z

⇒

⇒ anión

Carga=2 − Valencia=0

2 2 6 , 2, 3px p y p z ⇒ Núcleo, 1s ,2s ,2p 1444 424444 3 3s Kernel

 Valencia=0 Ar   Carga=0

1

TEMA 4 A / QUÍMICA

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ENLACE QUÍMICO INTERATÓMICO - HIBRIDACIÓN, MOLÉCULA POLAR

Características de un compuesto iónico

SUGERENCIAS m Hay algunos elementos que no cumplen con el octeto de Lewis: 1H ; 2He ; 3Li , etc. m Para los elementos de la familia “A” el orden del grupo coincide con el # de e − de la última capa. Ejemplo: • VIA : O ; S ; etc. • VIIA: • IA:

Cl ; F ; o

K;

Na;

•

Generalmente existen en estado sólido.

•

Su mínima porción es la celda cristalina unitaria, no presentan moléculas.

Ejemplo:

etc. Cs ; etc.

A. Clases de enlace interatómico Son 3: Iónico, Metálico y Covalente

•

En la naturaleza son sólidos.

•

Poseen alto punto de fusión y ebullición.

1. Enlace iónico o electrovalente Es la atracción electrostática entre 2 iones debido a la transferencia de e − del metal al no metal posiblemente, siempre que la ∆ EN ≥ 1,7. 7. Ejemplos: • IA: Na → val = 1; EN( C l ) = 3,0 • VIIA: Cl → val = 1; EN(Na) = 0,9 ∆EN = 2,1 ∴ El enlace es iónico

• • •

Son duros y frágiles. El CaO presenta mayor Tebullición que el Na Cl . En estado sólido son malos conductores del calor

y la electricidad, pero cuando están fundidos o disueltos en agua sí son buenos conductores. • Su mínima porción es la celda cristalina unitaria. 2. Enlace metálico Es la fuerza de atracción entre la nube electrónica circundante y los cationes metálicos sumergidos en el océano de electrones.

⇒

Ejemplo:

Unidad fórmula = NaCl Atomicidad = 1 + 1 = 2

+

+

+

+

+

+

+

+

+

+

+

+

+

+

+

+

SUGERENCIAS m Para hallar la fórmula se coloca del menos al más electronegativo. g

IA: K → val =1; EN (N)=3,04

•

VA: N

→ val=3; EN (K)=0,82

∆EN = 2,22 ∴ El enlace es ionico ⇒ K+

N

+

K o también :

3K +

N

3

+

K

Unidad fórmula = K3 N Atomicidad = 3 + 1 = 4

Enlace Metálico

: Flujo de Electrones

II. ENLACE COVALENTE Por lo general es la atracción 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.

SUGERENCIAS

m La valencia de un elemento indica el número de átomos del otro. TEMA 4 A / QUÍMICA

: Catión Metálico

Característica 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 fácilmente electrones). • Todos son sólidos (excepto el Hg). • Su mínima porción es la celda cristalina unitaria y no la molécula.

Ejemplo: •

+

2


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A. Enlace covalente normal

Resulta cuando del total de e − compartidos, cada átomo aporta la mitad, a su vez puede ser de 2 clases:

IDEAS FUERZA m Se llaman enlaces múltiples al enlace doble (D) y enlace triple (T). m Fuerza de enlace: T > D > S. m Longitud de enlace: S > D > T.

1. 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.

B. Enlace covalente coordinado o dativo Es aquel enlace donde sólo uno de los átomos (dador) aporta el total de e − 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 e − de la estructura debe ser lo más simétrico posible. * El “H” jamás va en el medio de 2 elementos, siempre va en una esquina y por lo general pegado al oxígeno. * Átomos de la misma naturaleza en lo posible no deben estar juntos. * En lo posible los e – libres de un átomo intermedio colocables a un sólo lado, no entre enlaces.

Ejemplo:

→ val = 1; EN (O)

= 3,44

→ val = 2; EN ( Cl) = 3,16 _____________

* VIA : O

∆ EN = 0,28 ≠ 0 ⇒

• • • • •

O C

⇒

C

σ

O

C

σ C

Presenta 2 enlaces covalentes: normales polares y simples (2 σ ). Presenta 8 orbitales solitarios o 8 pares de electrones libres. Unidad fórmula = Cl2 O.

Ejemplos: Hallar la estructura de Lewis de las siguientes sustancias químicas:

Atomicidad = 3. Tiene 20 e − de valencia.

1)

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

VIIA: F

F

⇒ F

VIA: O

O ⇒ O

F ⇒ F2

O ⇒ O2

hayunenlacedoble

•

VA: N

N ⇒ N

VIA

O

O

•

Hay 5 enlaces - 2 normales polares  covalentes - 3 coordinados o dativos

• • •

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

2) O 3

⇒

O O

N ⇒ N2

hayunenlacetriple

⇒

O σ σ π O O

Conclusiones: •

Hay 2 enlaces - 1 Normal apolar doble  covalentes - 1 Coordinado

•

Hay 6 orbitales solitarios o 6 pares de electrones antienlazantes. Hay 18 e – de valencia Hay 2 enlaces sigma ( σ ) y un enlace pi ( π )

IDEAS FUERZA m El H no cumple con el octeto de Lewis, pero sí con el dueto.


VIIA

Cl

Conclusiones:

hayunenlacesimple

•

H C l O4 ⇒ O C l O ⇒ O O H H IA

Ejemplo: •

O

O

O

Pero: * VIIA: C

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• • 3

TEMA 4 A / QUÍMICA

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Características de una sustancia covalente La mayoría de ellos presentan como mínima porción a la molécula. l En su estructura por lo general hay puros no metales. l Las sustancias moleculares presentan bajo punto de fusión y ebullición. l Son malos conductores del calor y la electricidad. l Pueden encontrarse en estado sólido, líquido y gaseoso, a condiciones ambientales. l Por lo general la mayoría de sólidos son blandos y frágiles. l Hay más sustancias covalentes que iónicos.

Ejemplo:

l

3. Ángulo de Enlace ( α) Es el ángulo formado por las líneas imaginarias que unen los núcleos de un átomo central enlazados a otros dos átomos. Ejemplo: En el agua (H2O).

C. Parámetros del enlace covalente

L = 96 pm

1. Energía de enlace (E) 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.

H a = 104,5º

III. HIBRIDACIÓN

Curva de energía potencial para el hidrógeno Energía potencial (kJ.mol –1)

a

H

Es aquel fenómeno químico mediante el cual dos orbitales puros diferentes de un mismo nivel se combinan para generar 2 o más orbitales híbridos de la misma forma, misma longitud, misma energía y mismas posibilidades para poder saturarse.

0 H + H Energía de disociación de enlace

Ejemplos: 1. Sean 2 orbitales puros

H2

2 orbitales híbridos 0

74

2sp

(pm)

Distancia internuclear

2px

2s

En la disociación o ruptura de enlace hay absorción de energía. –1 H H + 432 kJ. mol H +H

2sp

2. Sean 3 orbitales puros 2px

3 orbitales híbridos 2sp 2 2sp 2

Energía de disociación del enlace

2sp 2

2s

2py

En la formación hay liberación de energía H + H

H

A. Analizando según Lewis

H + 432 kJ. mol –1

Para el carbono en su estado basal, normal o fundamental (Z = 6).

Energía de formación del enlace

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

6

2s

2px py

pz

⇒ Su estructura sería así: Z

Variación – 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. TEMA 4 A / QUÍMICA

C: Núcleo;1s

C H H

4

H

H En realidad esta molécula , lo que existe es el CH4



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CUADRO GENERAL

Hibridación

sp 3 4 orbitales híbridos

sp 2 3 orbitales híbridos sp 2 orbitales híbridos

sp 3d 5 orbitales híbridos

sp3 d2 6 orbitales híbridos

N° de

N° de

orbitales de enlace

orbitales solitarios

4

Forma geométrica

Ejemplos

0

Tetraédrica

CH4 , Cl 04 -

3

1

Piramidal triangular

NH3

2

2

Angular

H2O

3

0

Triangular planar

BH3 , C2H4

2

1

Angular

Sn Cl 2

2

0

Lineal

BeH2 ; C2H2

5

0

Bipiramidal triangular

P Cl 5

4

2

Balancín

SF4

3

2

T

C l F3

2

3

Lineal

XeF2

6

0

Octaédrica

SF6

5

1

Piramidal cuadrada

C l F5

4

2

Cuadrada planar

XeF4

IV. MOLÉCULA POLAR, APOLAR Y RESONANCIA

• O3

A. Molécula polar

Además se conoce que la E.N. (O = 3,5; C l = 3,0; H=2,1), entonces para: • H2O : ∆ EN (H – O = 1,4) • H C l : ∆ EN (H – Cl = 0,9) • Polaridad de enlace: H2O > H C l

Resulta por lo general cuando la estructura molecular es asimétrica y cuando el átomo central (si lo hay) presenta electrones libres, a mayor ∆ EN, el enlace se polariza más. Ejemplo: H2O

δ δ+

Oδ + H Hδ

+

1. Momento dipolar ( µ ) Mide el grado de polaridad del enlace, el sentido del vector va del átomo de menor a mayor. E.N. (µ : ).

molécula polar (Di polo)

l = longitud de enlace (cm) en el S.C.G.S : q = 4,8 . 10 −10 u.e.c. • unidad del “u” es el Debye. • 1 Debye = 10−18 u.e.c. cm.

IDEAS FUERZA m Los e 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 negativo se manifiesta en el lugar donde hay más concentración de e (> densidad electrónica). • H Cl

δ+ δ

H – Cl


+

q = carga del electrón (uec)

µ = q.l

Ejemplo: µ

O

H

Dipolo natural

H

+

H Cl

+

µ

5

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De esta manera en el análisis de la estructura se observarán diferentes formas resonantes, aparentes, que podrían ser reemplazado por un solo híbrido de resonancia. En forma empírica para que una especie química (molécula o ión) presente resonancia, esta debe poseer por lo general (salvo ciertas excepciones) un átomo central rodeado de átomos iguales (o del mismo grupo) y a su lado uno o más enlaces dobles.

B. Molécula apolar Resulta cuando la estructura molecular es simétrica y/o cuando el átomo central no presenta electrones libres. Ejemplo: Cl CCl 4

Cl

C

+

δ

Cl

Cl

δ

+ Molécula Apolar

Observación

Ejemplo:

Los vectores momento dipolar ( µ ) se anulan entre sí; entonces como la molécula es simétrica, los centros de cargas parciales ( δ + y δ − ) caen el mismo punto, neutralizándose, de esa manera la molécula es apolar.

1.

O3

2. CO2

O=C=O

O C O

O C O

3 formas resonantes

O C O} Híbrido de resonancia

:N ≡ N:

N2

O

En el N2 los e − están equidistantes de ambos átomos (No hay µ ) la molécula es apolar..

3. NO 3

O N O

O

.....

Respuesta:

...x..

Problema 2 El tipo de enlace químico interatómico que se producirá entre un elemento "9X" y un elemento " 12Y" es: TEMA 4 A / QUÍMICA

N

O

O

3 formas resonantes

Resolución: Analizando la capa de valencia de cada uno de los elementos.

Resolución: Si "X" pertenece al grupo VA entonces, posee 5 electrones de valencia. Entonces su símbolo de Lewis, es: x

O

O

1. Resonancia Es la deslocalización de los electrones de enlace π , que por ser débiles pueden moverse en toda la estructura, reforzando al enlace simple y haciendo equitativo la longitud de enlace alrededor del átomo central.

Problema 1 Si "X" es el símbolo de un elemento que pertenece al grupo VA de la tabla periódica moderna, entonces su símbolo de Lewis es:

O N

Respuesta: Enlace Iónico Problema 3 Entonces: → No metal, halogeno (7A) → Metal alcalino terreo (2A)

Se genera una transferencia de electrones del metal hacia el n o metal. 6

Respecto a la estructura de Lewis del H2CO 3, entonces es verdad que: A)

La molécula de H2CO 3 tiene 12 pares de electrones libres.

B)

Todos los elementos cumplen con la regla del octeto. UNCP REGULAR 2009 - II


C)

Todos los enlaces son covalentes polares.

D)

La valencia del Carbono es 2 y la de Oxígeno es 4. Existe un enlace dativo.

E)

Resolución:

Desarrollamos la estructura de Lewis del H 2CO 3.

1. Si "A" es el símbolo de un elemento cuya configuración electrónica, es: 1 s 2 2 s 2 2 p 6 3 s 2 3 p 6 4 s 2 3 d 10 4 p 4 ; entonces su símbolo de Lewis es: A) A B) A C) A D) A E) A

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

..... ....

2. El tipo de enlace interatómico que se producirá entre un elemento con número atómico 16 y otro con número atómico 7, es: A) B) C) D) E)

Covalente Polar Covalente Apolar Iónico Metálico Electrovalente

3. Con los siguientes datos de electronegatividad: A = 0,7; B = 3,5: D = 2,5; E = 2,8 Señale lo correcto respecto al tipo de enlace interatómico entre los siguientes pares de elementos: A) B) C) D) E)

A y B: covalente polar B y D: covalente apolar A y E: iónico B y B; covalente polar D y E: covalente apolar

4. De las siguientes sustancias: NH3; CH4 ; KCl ; Al C l 3 ; Ba C l2 y O 2 ¿Cuántas son iónicas? A) 2 B) 3 C) 4 D) 5 E) 1


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C)

Analizando las alternativas. A) (F): tiene 6 pares libres. B) (F): el H no cumple con la regla del octeto.

5. S e c o m b i n a n l o s e l e m e n t o s químicos: A (Z =8); B(Z = 17). Hallar la fórmula y el tipo de compuesto formado: A) AB, iónico B) AB, covalente C) AB2, iónico D) AB2, covalente E) AB3, iónico 6. Es una característica de los compuestos iónicos: A) Están conformados por moléculas. B) Pueden ser sólidos, líquidos o gaseosos. C) Son insolubles en disolventes polares como el agua. D) Presentan altos puntos de fusión. E) Fundidos en solución acuosa son malos conductores de la electricidad. 7.

La estructura de Lewis de XY 3, es:

Y

X Y Y

entonces es cierto que: A) X t i e n e 3 e l e c t r o n e s d e valencia. B) Y tiene 1 electrón de valencia. C) La molécula no cumple con la Regla del Octeto. D) La valencia de Y es 1. E) La valencia de X es 5. 8. Señale la secuencia correcta de verdad (V) o falsedad (F) respecto a la estructura del metano (CH4). 7

(V): porque se enlazan entre átomos de elementos diferentes. D) (F): la valencia del C es 4 y la del Oxígeno es 2. E) (F): no existe enlace dativo. Por lo tanto la alternativa correcta es la C. Respuesta: C

I. Geometría molecular tetraédrica. II. Hibridación sp 3 del carbono. III. Geometría electrónica angular. IV. Es una molécula polar A) VVVV B) VVVF C) VVFF D) VFFF E) FFFF 9. Señale la molécula, que es apolar: A) H 2S B) HNO 3 C) CS 2 D) PCl 5 E) SO 3 10. ¿Cuántos enlaces dativos y sigmas ( σ ), respectivamente están presentes en el compuesto: H2Se2O 7. A) 4; 6 B) 2; 10 C) 3; 8 D) 4; 10 E) 6; 10 11. ¿Qué molécula presenta un átomo central con octeto expandido? A) PF5 B) CO C) BeCl2 D) H2S E) O 3 12. ¿Cuántas moléculas son apolares, con enlaces polares? Cl 2,SO2, CH3F , C 4F , B F3 , C H2Cl 2,BeCl 2 A) 2 B) 3 C) 4 D) 5 E) 1 13. Se combina químicamente el calcio con el nitrógeno. Determine la fórmula del compuesto formado y el tipo de enlace químico implicado A) CaN2 y enlace covalente B) Ca3N y enlace covalente C) Ca3N2 y enlace covalente D) CaN2 y enlace iónico E) Ca3N2 y enlace iónico TEMA 4 A / QUÍMICA

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14. Indicar cuáles de las siguientes moléculas presentan enlaces moleculares pi( π ). I. COCl 2 II. C2H2 III. O 2 A) I, II y III B) Sólo I C) Sólo II D) Sólo I y II E) Sólo I y III 15. Con respecto a las sustancias N 2 y MgO, indicar la afirmación incorrecta: A) El N2 tiene enlace covalente triple y el MgO enlace iónico. B) Todos los átomos de las dos especies cumplen con la regla del octeto C) Ambas moléculas tienen enlaces iónicos. D) En condiciones ambientales el N2 se encuentra en estado gaseoso y el MgO en estado sólido. E) El N 2 no reacciona con el agua y el MgO sí. 16. Se combinan químicamente los e l e m e n t o s 7 X y 9W, ¿ q u é propiedad probablemente no se le asocia al compuesto formado? A) P r e s e n t a b a j o p u n t o d e ebullición. B) Sus unidades químicas son las moléculas. C) Su geometría es piramidal.

1.


D) Es una molécula polar y posee hibridación sp 3. E) Sus soluciones acuosas sí conducen la electricidad. 17. Considerando sólo datos de electronegatividad: H B C N F S 2,1 2,0 2,5 3,0 4,0 2,5 ¿Cuáles de las ordenaciones señaladas a continuación debiera esperarse que corresponda al carácter iónico decreciente de los enlaces indicados? A) H-F>H-N>H-C>H-B>H-S B) H-N>H-F>H-B>H-C=H-S C) H-N>H-S>H-B>H-F>H-C D) H-F>H-N>H-S=H-C>H-B E) H-F>H-N>H-C>H-B=H-S 18. Señalar falso (F) o verdadero (V) según corresponda: I. Los compuestos iónicos son generalmente solubles en agua. II. Los compuestos covalentes pueden ser gases, líquidos o sólidos a temperatura ambiente. III. Los compuestos covalentes poseen moléculas en su estructura interna; mientras que en los compuestos iónicos

Considerado en padre del enlace iónico: _________

6.

________________________________________

IV. A) C) E)

no tiene significado físico hablar de moléculas. Toda molécula que sólo tienen enlaces polares resultan apolar. VVVV B) VVFV VVVF D) VFVV VVFF

19. Si el elemento X forma una molécula, XF3, cuya estructura es piramidal. Determine la configuración electrónica de X sabiendo que pertenece al tercer periodo y es un elemento representativo. A) Ne  3s 23p3 B) Ne 3s 23p1 C) Ne  3s 23p2 D) Ne  3s 23p 4 E) Ne  3s 23p5 20. Respecto a la estructura del ácido sulfúrico (H 2S O 4). Indique lo incorrecto. A) Presenta dos enlaces covalentes coordinados. B) Presenta seis enlaces sigma. C) Presenta doce electrones enlazantes D) Presenta diez pares electrónicos no enlazantes. E) Cada uno de los átomos enlazados alcanza la configuración electrónica del gas noble más cercano.

La resonancia, se presenta en moléculas, cuya átomo central está rodeado por átomos iguales y posee ____________________

2.

Considerado el padre del enlace covalente: ______ ________________________________________

7.

La geometría molecular del CH4, es. ___________ ________________________________________

3.

El Al Cl 3 presenta enlace: ____________________ ________________________________________

8.

La estructura de Lewis de CO 2, es: ____________

4.

El ozono presenta enlace: ____________________

9.

Denominamos enlace covalente apolar ___________

5.

A que llamamos el octeto expandido: ___________

10. El H2SO 4, es una molécula ___________ y posee hibridación _____________.

________________________________________

TEMA 4 A / QUÍMICA

8


QUÍMICA - TEMA 5A

ENLACE INTERMOLECULAR

Los enlaces intermoleculares explican las propiedades de las sustancias así por ejemplo la presión de vapor de los líquidos, el punto de ebullición la solubilidad, tensión superficial ... etc. • Conocer las fuerzas intermoleculares que existen en una sustancia. • Diferenciar la fuerza intemolecular respecto a la fuerza interatómica. • Dar la explicación de las propiedades físicas de las sustancias

ENLACE INTERMOLECULAR Llamada fuerza de Van der Waals, es aquella fuerza de atracción entre moléculas polares o apolares; define las propiedades físicas de la sustancia molecular, como: viscosidad, tensión superficial, presión de vapor, densidad, sublimación, etc, son de tipo electrostático; son más débiles que un enlace interatómico.

Ejemplo:

CLASES DE ENLACE INTERMOLECULAR I. Entre moléculas polares • En el agua en fase líquida se observa

1. Enlace Dipolo - Dipolo (ED-D) Llamado fuerza de Keeson es la fuerza de atracción entre dipolos naturales permanentes. Ejemplo:

El vacío está rodeado por 4 moléculas de agua. 2. Enlace puente hidrógeno (EPH) Se da entre el “H” y los átomos pequeños y de gran EN de la T.P.M (F,O,N) como el HF; H 2O; NH3; también se da entre sustancias polares con grupos OH: CH3OH; CH3COOH ; HNO 3 o NO 2OH, etc. UNCP REGULAR 2009 - II

• Para el hielo común, H2O (S): Las moléculas de H 2O se unen en cristales que siguen planos hexagonales, entonces el vacío está rodeado de 6 moléculas de agua, veamos: 1

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IDEAS FUERZA m Punto de ebullición. Un líquido empieza a hervir cuando la presión de su vapor iguala a la presión externa (P.atm). Ejemplo:

III. Entre Moléculas: polar y apolar 1. Enlace dipolo-dipolo inducido ó fuerza de Debye (ED-DI) Se da entre sustancias de moléculas polar y apolar respectivamente.

IDEAS FUERZA m Presión de vapor. Todo líquido se evapora con menor o mayor velocidad que otro. A mayor fuerza intermolecular, menor velocidad de evaporación y menor presión de vapor.

Ejemplo: La mezcla de agua H2O( l) y dióxido de carbono, CO 2(g) en una botella con agua mineral a alta presión. Sabemos que:

II. Entre moléculas apolares

1. Enlace dipolo instantáneo - dipolo instantáneo o fuerzas de London (FdL) Se da para gases de moléculas apolares deformadas por una alta presión externa, las cuales se transforman en dipolos instantáneos, estas se atraen y generan la licuefacción del gas.

Problema 1 El punto normal de ebullición de un líquido: A) Es 100 °C. B) Es el punto de ebullición en condiciones normales. C) Es el punto de ebullición a una atmósfera de presión. D) Varía con la presión. TEMA 5 A / QUÍMICA

IDEAS FUERZA m

E) Es la temperatura en la que la presión de vapor del líquido es igual a la presión externa. Resolución: Todo líquido empieza a hervir cuando la presión de su vapor igual a la presión externa (P atm). Respuesta: C) Es el punto de ebullición a una atmósfera de presión. 2

Problema 2 La presión de vapor de un líquido en un recipiente cerrado: A) Depende de la cantidad de líquido. B) No depende del área superficial. C) Depende de la temperatura y de la naturaleza del líquido. D) Depende de la forma del recipiente. E) No depende de ninguno de estos factores. UNCP REGULAR 2009 - II

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Resolución: La presión de vapor de un líquido es el conjunto de choques de las moléculas de vapor contra las paredes del recipiente que lo contiene a cierta temperatura. Respuesta: C) Depende de la temperatura y de la naturaleza del líquido.

1. ¿Con qué nombre no se le conoce a las fuerzas de atracción entre moléculas? A) Enlace intermolecular B) Fuerzas de interacción molecular C) Fuerzas de Vander Waals D) Fuerzas ión-dipolo E) Enlace entre moléculas 2. ¿En qué sustancia predomina enlace dipolo-dipolo? I. H2S II. NH3 III. CO 2 A) Solo I B) Solo II C) I y III D) II y III E) I y II 3. ¿En qué sustancia predomina Enlace puente hidrógeno? I. HClO 4 II. HNO 3 III. CH3COOH IV. KClO 4 A) I y IV B) Solo IV C) I y II D) II y III E) I, II y III 4. ¿En qué sustancia predomina las fuerzas de London? I. O 3 II. F2 III. Ne IV. BH3 V. CH3OH A) I, II y III B) II, III y IV C) I y V D) Solo V E) I, II, III y IV 5. ¿En qué sustancia hay mayor fuerza intermolecular? A) NH3 B) CH3CH2OH UNCP REGULAR 2009 - II

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Problema 3 ¿Cuál de las siguientes sustancias se

Resolución:

espera que tenga el menor punto de ebullición?

es la temperatura de ebullición.

A) O 2

B) HF

C)

D) NH3

Cl 2

E) HCl

C) H2O D) CH2OH CHOH CH2OH E) CH3CH2CH2CH2CH3 6. Respecto al H 2SO 4 es correcto: I. Su molécula es polar. II. Entre sus moléculas hay fuerzas de: London, Keesom y puente hidrógeno. III. Hierve a mayor temperatura que el H 2O. A) Solo I B) II C) III D) I y III E) Todas 7.

En una sustancia de molécula apolar no se cumple: I. Su momento dipolar es cero. II. Entre sus moléculas predominan las fuerzas de London. III. Posee alto punto de ebullición. IV. La presión de su vapor es alto. A) I B) II C) III D) IV E) I y III

8. Marque la secuencia correcta respecto a las fuerzas de atracción entre moléculas apolares I. Son fuerzas de atracción electrostática. II. Explican la licuefacción de los gases. III. A mayor distancia intermolecular mayor fuerza de atracción. A) VVV B) FVV C) VFV D) VVF E) VFV 9. La licuefacción de los gases se debe a la: A) E x i s t e n c i a d e l e n l a c e covalente. B) E x i s t e n c i a d e l e n l a c e interatómico. 3

A menor fuerza intermolecular menor

Respuesta: A) O 2

C) Compartición de electrones entre átomos de elementos no metálicos. D) Alta diferencia de electronegatividades de sus elementos. E) Existencia de fuerzas de Van der Waals. 10. Respecto a las Fuerzas de Keeson, que es un tipo de enlace intermolecular. Indicar verdadero (V) o falso (F), según corresponda: I. Es la atracción entre moléculas apolares. II. También se dice que es un enlace dipolo - dipolo inducido. III. Es la fuerza de atracción entre dipolo naturales permanentes. IV. Esta presente en la acetona (CH3COCH3) A) VVVV B) FFVV C) VVFF D) FVFV E) VFVF 11. Ordenar las sustancias líquidas: H 2T e , H2 S , H2 S e ; e n o r d e n creciente a sus fuerzas de interacción intermolecular. A) H2Te, H 2S, H 2Se B) H2S, H 2Te, H 2Se C) H2Se, H 2S, H 2Te D) H2Te, H 2Se,H2S E) H2S, H 2Se, H 2Te 12. El incremento del volumen del agua líquida cuando pasa al estado sólido (hielo común) se debe a la existencia de: A) Enlace Iónico B) Enlace covalente C) Enlace Puente Hidrógeno D) Las fuerzas de Van der Waals E) Enlace Metálico TEMA 5 A / QUÍMICA

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13. Para las siguientes sustancias: I. C3H8 II. BBr3 III. BF3 IV. BI3 V. BCl3 Ordenar de manera creciente, de acuerdo a su temperatura de ebullición: A) II, IV, III, I, V B) I, III, V, II, IV C) II, III, IV, I, V D) IV, V, II, I, III E) V, IV, II, III, I 14. O r d e n a r d e m e n o r a m a y o r temperatura de ebullición de los siguientes compuestos: I. HF II. C2H6 III. HCOOH III. CH3COCH3 A) II < I < III < IV B) IV < III < I < II C) II < I < IV < III D) I < IV < II < III E) III < I < II < IV 15. En la mezcla binaria H2O y CO 2, a elevada presión predomina el enlace. A) Puente - Hidrógeno B) Dipolo - Dipolo C) Dipolo - Dipolo inducido D) Dipolo - instantáneo E) Fuerzas de London

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16. La licuefacción de los gases de debe a la existencia de fuerzas de atracción intermolecular, la cual depende de la polaridad o apolaridad de las moléculas. Si se tienen los siguientes gases. NH3 ; CH4 ; C2H6. ¿Cuál es el orden de la licuefacción? A) NH3 < C2H6 < CH4 B) CH4 < NH3 < C 2H6 C) C2H6 < NH3 < CH4 D) NH3 < CH4 < C 2H6 E) CH4 < C2H6 < NH3 17. Identifique la alternativa incorrecta, respecto a las fuerzas de London. A) S o n d e n a t u r a l e z a e l e c trostática. B) La interacción dipolo - dipolo inducido, se incrementa cuando mayor es la presión del sistema. C) Ello explicaría la licuefaccíon de los gases. D) También se les denomina en forma genérica interacciones de Van der Waals. E) No aparecen moléculas polares. 18. En qué sustancia predomina el enlace: Dipolo - Dipolo y Puente Hidrógeno respectivamente. A) NH3 y H2O B) N2 y CH3Cl

4

C) HCl y CH4 D) CH3OH y HCOOH E) HCHO y HCOOH 19. Indique verdadero (V) o falso (F), respecto a las fuerzas de London: I. Se da por atracción de dipolos inducidos entre moléculas apolares II. Se presenta solo en moléculas polares III. Son fuerzas muy intensas debido a que son de corto enlace IV. E s t a p r e s e n t e e n e l CO 2 ; C2H6 ; CCl 4 ; etc. A) FFVV B) VVFV C) FFFV D) VFFV E) VVFF 20. Indique la tema de sustancias que forman enlace: Puente Hidrógeno, Dipolo - Dipolo y Fuerzas de London, respectivamente. I. HCl, NH3, CH3OH II. CH3COOH, CH4, H 2O III. HCN, HF, C 2H6 IV. HCOOH; HCHO; C 2H6 A) I y II B) Solo III C) Solo IV C) I y IV E) II y III


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1. Los enlaces intermoleculares, son fuerzas de atracción _________ que existen entre moléculas de una sustancia. Depende del tipo de moléculas, es decir si son polares o _____________.

6. Las fuerzas de __________, son interacciones dipolo - dipolo entre moléculas polares, las cuales interactúan entre sí cuando se encuentran sus polos opuestos y se manifiestan con _________ intensidad a distancias muy cortas.

2. Las fuerzas intermoleculares son mucho más _________ que los enlaces interatómicos y son las responsables de la existencia de los estados __________ de la materia: líquidos y sólidos.

7.

Las fuerzas de dispersión o fuerzas de _________, son interacciones dipolo instantaneo - dipolo instantaneo, los cuales se generan debido a las posiciones específicas de los ________ en la

3. La temperatura de ebullición es ___________ proporcional a la intensidad de las fuerzas intermoleculares y a la masa _________ de las sustancias.

molécula en un determinado instante. 8. Las fuerzas de London existe en todo tipo de moléculas, cuando las sustancias se encuentran en estado ___________ o ___________.

4. Los enlaces puente hidrógeno se forman entre las moléculas __________, que contienen el átomo de hidrógeno (H) unida a cualquiera de los 3 átomos pequeños (del periodo 2 de la TPM) y de elevada e l e c t r o n e g a t i v i d a d , q u e s o n e l: _ _ _ _ _ y __________.

9. En moléculas _________ las fuerzas de London son las únicas atracciones intermoleculares que existen, debido a ello se puede explicar la _________ de los gases.

5. El enlace puente hidrógeno consiste en una fuerza de atracción entre los electrones ___________ de un átomo de F, O o N y el núcleo de un átomo de _____________.


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10. La fuerza de London es ________ proporcional a la masa molecular, forma molecular, superficie de contacto y el número de _________ no enlazantes.

5

TEMA 5 A / QUÍMICA

QUÍMICA - TEMA 6A

NOMENCLATURA INORGÁNICA I

Uno de los objetivos de este capítulo es enseñar a los estudiantes la nomenclatura química de todas las sustancias del reino mineral, agrupadas en funciones químicas, es decir a nombrar a los compuestos y a escribir la fórmula de un compuesto dado conociendo su nombre. Existen dos clases de nombres en la nomenclatura química: el nombre común o clásico y el nombre sistemático, siendo la tendencia actual a la nomenclatura sistemática aún cuando hoy se tienen unos cuantos compuestos cuyos nombres comunes persisten, como el agua H 2O y el amoniaco; NH3. La nomenclatura química de los compuestos está dada por

la IUPAC (International Union of Pure and Applied Chemistry) quien periódicamente revisa y actualiza.

DEFINICIÓN

NÚMERO DE OXIDACIÓN (N.O.) O ESTADO DE OXIDACIÓN (E.O.)

Objetivos 1. Aprender a escribir correctamente los nombres y fórmulas para los compuestos inorgánicos. 2. Familiarizarse con los estados de oxidación en la escritura correcta de las fórmulas químicas. 3. Distinguir las diferentes funciones químicas inorgánicas. 4. Distinguir los compuestos binarios, ternarios y cuaternarios. 5. Aprender la nomenclatura adecuada de los diferentes compuestos.

Estudia a todas las sustancias del reino mineral, agrupadas en funciones químicas, mencionando las reglas adecuadas para su obtención y nombre respectivo.

Es una carga relativa aparente que asume el investigador para el átomo de un elemento, tal que este valor haga cumplir la neutralidad o ionicidad de la sustancia la cual contiene al elemento analizado.

Función Química

Es el conjunto de sustancias que poseen propiedades químicas semejantes y en algunos casos presentan en su fórmula uno o más elementos comunes. FUNCIÓN QUÍMICA Óxido básico Óxido ácido

FÓRMULA QUÍMICA

EJEMPLOS

M 2 O x(s)

CaO, A l 2 O, Fe 3 O 4 , etc

Hidróxido

N 2 Oy ( g )

CO 2 , SO 3 , N 2 O 5 , etc

M(OH) x(s)

NaOH, Ca(OH) 2 , A l ( O H )3 , etc

Ácido Hidrácido Ácido oxácido Sal Haloidea

H xN (ac)

HC l , H 2 S, HBr, etc

H x N yO w(ac)

H 2 SO 4 , HNO 3 , H 2 SO 4 , etc

M xN y(ac)

NaC l , CaF2 , FeS 2, etc

Sal Oxisal

M xN yO w(s)

F e S O 4, AgNO 3 , F 2 SO 4 , etc

I. Para Elementos Metáiicos

Donde: M → Elemento metálico N → Elemento metálico


1

•

1A(Alcalinos):Li,Na,K,Rb,Cs N.O. = + 1  :Ag 1B

•

2A(Alcalinos Térreos):Be,Mg,Ca,Sr,Ba N.O. =+2  :Cd,Zn 2B

•

3A(Boroide):Al N.O. = +3  :Sc 3B

• • • •

N.O. N.O. N.O. N.O.

= = = =

+1, +1, +2, +2,

+2 +3 +3 +4

→ Cu, Hg → Au → Co, Fe, Ni, Mn, Cr, V → Pb, Sn, Pt

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II. Para Elementos no metálicos: •

3A (Boroides ):B → N.O.= –3, + 3

•

 4A (Carbonoides ) Si → N.O.= –4, +4

Ejemplos: •

C → N.O. = –4, +2, + 4

•

−1 x −2 H2 S O 4

→ 2(−1) + 1(x) + 4(2) = 0 x = +6

• CaCO 3 → 1( ) + 1( ) + 3( ) = x=

Ge → N.O.= – 4 ,+ 4 

5 ta. En un ión poliatómico, la suma de los N.O. de todos sus elementos debe igualarse a la carga neta de ión. Ejemplo:

N → N.O.= –3, +3, + 5  P → N.O.= –3, + 1, +3, +5 5A (Nitrogenoides )  As → N.O. = –3, + 3, + 5 Sb → N.O. = –3, + 3, + 5 

x +1

• (NH 4 ) + → 1(x) + 4(+ 1) = + 1 x=-3 x −2

•

•

• ( S O 4 )2 − → 1( ) + 4( ) = x=

O → N.O. = –1,–2, +2  S → N.O.= –2, + 2, + 4, +6 6A ( Anfigenos)  Se → N.O.= –2, + 2, + 4, +6 Te → N.O. = –2, + 2, + 4, +6 

FUNCIÓN ÓXIDO BÁSICO E HIDRÓXIDO Sea el metal, M, el cual siempre posee N.O. positivo.

F → N.O. = –1  Cl → N.O.= –1, +1, + 3 +5, +7 7A (Halógenos )  Br → N.O. = –1, +1, +3, + 5, + 7 I → N.O. = –1, +1, + 3, + 5, + 7 

1.

Obtención A) Óxido básico u óxido metálico. x+

M

2−

+O

→ M2O x

Donde:

III. Para Elementos Anómalos: B) Hidróxido o Base x+

M

−

+ (OH) → M(OH)x

Donde:

2.

Nomenclatura clásica, común o tradicional A) Si el metal tiene un N.O. ⇒ Óxido o Hidróxido { de M B) Si el metal posee dos N.O. Moso ( con < N.O. ) ⇒ Óxidoohidróxido  Mico ( con > N.O. )

IV. Reglas prácticas para determinar el N.O. de un elemento en una especie química. 1

ra.

El hidrógeno siempre actúa con N.O. = +1, excepto en los hidruros metálicos donde su N.O. = –1

Ejemplo:

2da. Por lo general el oxígeno al combinarse actúa con N.O.= –2, excepto: a. Cuando forma peróxidos en donde su N.O. = –1

•

b. Cuando se combina con el flúor actúa con N.O. = +2 3 ra. A cualquier átomo libre o cualquier átomo de una molécula de un elemento, se le asigna un N.O. = 0 •

Ejemplo: • Cu → N.O. = 0

• O2 → N.O. = 0

• Ag → N.O. = 0

• P4 → N.O. = 0

• Fe → N.O. = 0

• S8 → N.O. = 0

•

4 ta. La suma de los N.O. de los átomos de un compuesto es cero, puesto que los compuestos son eléctricamente neutros. TEMA 6 A / QUÍMICA

2


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NOMENCLATURA ORGÁNICA I

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4. Óxido Hidratado.- Resulta de añadir 1 o más moléculas de agua a la fórmula del óxido, esta propiedad, se llama "delicuescencia". Ejemplo: • Al2O 3+2H2O → Al2O 3•2H2O: Óxido de alumnio dihidratado (Bauxita)

•

•

Ejercicios: Nombrar los siguientes compuestos: •

CaO

:

______________________

•

Ni2O3

:

______________________

•

K2O

:

______________________

•

SnO

:

______________________

•

SnO 2

:

______________________

•

Al2O3

:

______________________

•

Cu 2O

:

______________________

•

CuO

:

______________________

•

Rb(OH) :

______________________

•

Ca(OH) 2 :

______________________

•

Co(OH) 3 :

______________________

•

Mn(OH) 2 :

______________________

Fe 2O 3 + H2O → Fe 2O 3•H2O: Óxido Férrico Monohidratado (Limonita)

5. Función Peróxido.- Se obtiene al reemplazar un ión óxido (O 2-) de la función óxido (en lo posible básico), por un ión peroxo: O 2– ↔ 2 Nombre: Peróxido de M . Observación: En el óxido, el metal debe actuar con su único o mayor N.O. y su fórmula no se debe simplificar.

Clases de óxidos básicos 1.

Óxido Simple.- Formado por un solo metal. Ejemplo: • Óxido Ferroso: FeO • Óxido Férrico: Fe 2O3

Ejercicios Determine la fórmula química de los siguientes compuestos: • Peróxido de Magnesio : ___________________

2. Óxido Compuesto.- Está formado por 2 óxidos simples de un mismo metal, en su fórmula la relación de átomos del oxígeno al metal es de 4 a 3. (G.O. = 4/3). Ejemplo:  g OxidoFerrosoFerrico  FeO + F e2O3 → F e3O4  g OxidoSalinodehierro  g Magnetita   g OxidoDiplumbosoPlumbico  2PbO + PbO2 → Pb3 O4  g OxidoSalinodePlomo  g Minio 

MgO + TiO 2

: ___________________ : ___________________

•

Peróxido de Estroncio : ___________________

•

Peróxido de Potasio

: ___________________

•

Peróxido de Bario

:___________________

•

Peróxido de Litio

: ___________________

•

Peróxido de Plomo

:___________________

Nombre: Superóxido de M . Ejemplo:

K2O . MgO2 o MgTiO 3 Óxido (doble) de Magnesio y Titanio

→


Peróxido de Cromo Peróxido de Sodio

6. Hiperxódico o Superóxido.- Son sustancias paramagnéticas porque poseen un electrón desapareado:

3. Óxido Doble.- Está formado por la unión de 2 óxidos simples de diferentes metales. Para formular se escribe del menor al de mayor electronegatividad, para nombrar es en orden alfabético. Ejemplo: • K2O + MgO → K2O . MgO o K 2MgO2 Óxido (doble) de magnesio y Potasio. •

• •

+ − • K + O2 →KO2

: Superóxido de Potasio.

•

: Superóxido de Calcio.

Ca2+

+ O2−

→ CaO 4

• Zn2+ + O−2 →ZnO4 : Superóxido de Zinc. 3

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7. Ozónidos.- Resultan de la reacción de un metal con el ión ozónido; también son sustancias paramagnéticas.

• •

2. Hidróxido Doble • A l (OH) + 2Ca(OH) 2 → Ca2A l (OH) 7 Hidróxido (doble) de aluminio dicálcico • 2NaOH + Pb(OH) 4 → Na2Pb(OH) 6 Hidróxido (doble) plúmbico disódico

Nombre: Ozónido de M . Ejemplo: • K + + O −3 → KO3 : Ozónido de Potasio. •

+

Mg(OH) 2 : Hidróxido de Magnesio (Leche magnesia) Ca(OH) 2 : Hidróxido de Calcio. (Cal apagada)

−

Rb + O3 → RbO3 : Ozónido de Rubidio

Clases de hidróxidos 1. Hidróxido Simple •

KOH

3. Hidróxido Hidratado • Ba(OH) 2 • 8H2O : Hidróxido de Bario Octahidratado

: Hidróxido de Potasio (Sosa cáustica)

Problema 1 Establecer la correspondencia:

III. En los hidróxidos, el ión hidróxido posee carga relativa –1.

Entonces en la nomenclatura común se debe considerar.

Unidad fórmula – N.O. del metal I. PbO 2

( ) +1

II. K2O2

(

) +2

III. Sn(OH) 2

(

) +4

Estableciendo la correspondencia correcta: II, III, I

*

Por lo tanto su nomenclatura, será:

*

y su nombre mineralógico es cuprita. No corresponde la alternativa E

A) I, II, III Respuesta: II, III, I

B) II, I, III C) II, III, I D) I, III, II

Problema 2

E) III, II, I

Señalar el nombre que no le corresponde al siguiente compuesto: Cu 2O

Resolución:

A) Cuprita

En toda especie química neutra, la suma de los números de oxidación (N.O.) es igual a cero:

B) Monóxido de dicobre

Analizando a cada compuesto: I.

En los óxidos básicos, el óxigeno actúa con N.O = –2.

C) Óxido de cobre (I) D) Óxido cuproso

Problema 3 Respecto a los siguientes compuestos:

E) Óxido cúprico

I. Hidróxido de cobre (II) II. Monóxido de plomo

Resolución:

Señalar la proposición correcta: A) I es un compuesto binario y II es ternario. B) I es una sustancia diatómica y II es pentaatómica.

*

Para nombrar al siguiente óxido básico, depende del número de oxidación (N.O.) del metal. Determinamos con que N.O. actúa el cobre:

II. En los peróxidos, el oxígeno actúa con N.O. = –1

C) I es nomenclatura tradicional y II es stock. D) En I el N.O. del metal es menor que el de II.

*

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Respuesta: E

Además, sabemos que el cobre posee N.O. = +1 y +2. 4

E) En I el N.O. del metal es igual que el de II. UNCP REGULAR 2009 - II

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Resolución: Primero determinamos la unidad fórmula de cada compuesto. Analizando en: I.

II. Según la nomenclatura IUPAC de la función óxido básico, recordemos los prefijos IUPAC.

Según la nomenclatura Stock de la función hidróxido, el plomo actúa con N.O. = +2. Entonces obteniendo su respectivo hidróxido.

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A nalizando las proposiciones la alternativa correcta es "E". Porque el N.O. de ambos metales es +2 en las diferentes funciones químicas. Respuesta: E) En I el N.O. del metal es igual que la de II.

1. Marque la alternativa que corresponda a las siguientes aseveraciones: I. Los valores de los números de oxidación corresponden a cargas relativas aparentes. II. El número de oxidación de un elemento que no está combinado es igual al de su grupo en la TPM. III. Cuando el hidrógeno se combina con los metales, su número de oxidacíon es –1. A) FVV B) VFV C) FFV D) VVF E) VVV 2. Marque la alternativa correcta respecto al estado de oxidación (E.O.) I. En moléculas como el N2, H2 y O 2 es cero II. El hidrógeno en los compuestos presenta E.O. +1 y –1 III. Los metales al combinarse con los no metales adquieren E.O. negativo. IV. El único E.O. del oxígeno es: –2. A) I y II B) II y III C) III y IV D) I y IV E) I y III 3. Determine el número de oxidación del nitrógeno en los siguientes compuestos. I. Mg 3N2 II. NO 2 III. NO–2 A) –3; +4; +3 B) +2; +2, +3 C) +3, +4; –3 D) –3; +2; –3 E) +3; +2; –3 UNCP REGULAR 2009 - II

4. ¿Qué elemento tiene N.O. = +1? A) Hierro B) Oro C) Sodio D) Niquel E) Manganeso 5. ¿Qué elemento tiene N.O. = +1 y +3? A) Calcio B) Oro C) Mercurio D) Plata E) Hierro 6. Determine el estado de oxidación de los metales en los siguientes compuestos: I. Rb 2O II. CaCl 2 III. FeO IV. A l Cl 3 A) +1; +2; +1; +3 B) +1; +2; +2; –3 C) +2; +1; +1; +1 D) +1, +2; +2; +3 E) +1; +2; +3; +3 7. ¿Cuáles son los posibles N.O. del cromo cuando forma óxidos básicos? A) +1; +3; +5 B) +2; +4 C) +4; +6; +7 D) +2; +3 E) +1; +3 8. ¿Qué nombre le corresponde al siguiente compuesto: Fe 2O 3? I. Óxido Ferroso II. Óxido de Hierro III. Óxido Férrico A) Solo I B) Solo II C) Solo III D) I y II E) II y III 5

9. Las fórmulas del óxido de mercurio (I), óxido de zinc y óxido niquélico, respectivamente son: A) HgO; ZnO; NiO B) Hg2O: ZnO; Ni2O3 C) Hg2O; ZnO; NiO D) HgO2; ZnO; NiO E) HgO; ZnO2; Ni2O3 10. Indique el óxido básico que posee mayor número de átomos por unidad fórmula A) Óxido Plúmbico B) Óxido Platinoso C) Óxido Niqueloso D) Óxido Mercúrico E) Óxido Ferroso 11. Se tiene los elementos: IIA y 8X que al unirse forman un compuesto cuya unidad fórmula, es: A) AX B) A 2X3 C) AX3 D) A 2X E) AX2 12. Formular los siguientes compuestos: 1. Peróxido de calcio 2. Peróxido de aluminio 3. Peróxido de hierro 4. Peróxido de bario 5. Peróxido de niquel y determine la suma de las cantidades de oxígeno de dichas unidades fórmulas: A) 18 B) 20 C) 22 D) 24 E) 26 TEMA 6 A / QUÍMICA

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13. ¿Cuántos hidróxidos se representan con fórmulas heptatómicas? I. Hidróxido de potasio II. Hidróxido de aluminio III. Hidróxido de galio IV. Hidróxido ferroso V. Hidróxido Cúprico A) 1 B) 2 C) 3 D) 4 E) 5 14. En las siguientes proposiciones: I. Los compuestos de una misma función química tienen iguales propiedades químicas y físicas. II. Los óxidos son compuestos ternarios que resultan de la combinación de un metal o no metal con el oxígeno. III. Los hidróxidos tienene el ión hidróxido en su estructura IV. El hidrógeno presenta número de oxidación –1 en los hidruros metálicos. ¿Cuántas son falsas? A) 0 B) 1 C) 2 D) 3 E) 4 15. El nombre Stock y IUPAC del compuesto: Ni(OH) 3 A) Hidróxido de níquel (III) y trihidróxido de níquel. B) Hidróxido de níquel (III) e hidróxido de níquel. C) Hidróxido de níquel (II) y trihidróxido de níquel.

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D) Hidróxido de níquel (II) e hidróxido de níquel. E) Hidróxido niquélico (III) y trihidróxido de níquel. 16. Determinar el nombre IUPAC y Stock del siguiente compuesto: CO 2O3 A) Trióxido de dicobalto y óxido de cobalto (II). B) Óxido de dicobalto y óxido de cobalto (III). C) Óxido de dicobalto y óxido de cobalto (II). D) Trióxido de dicobalto y óxido de cobalto (III). E) Trióxido de cobalto y óxido de cobalto (III). 17. Repecto a los hidróxidos marque la alternativa correcta. I. Resultan de la reacción de los óxidos ácidos con el agua. II. Se caracterizan por tener uno o más iones hidróxidos. III. Forman soluciones ácidas al mezclarse con el agua. A) VVV B) VVF C) FVF D) FFV E) VFF 18. Determinar el nombre IUPAC del Cu(OH) 2 y el Stock del Fe(OH) 3: A) Hidróxido cúprico y trihidróxido de hierro (III). B) H i d r ó x i d o d e c o b r e y trihidróxido de hierro (III).

6

C) D i h i d r ó x i d o d e c o b r e y hidróxido de hierro (III). D) Hidróxido cuproso y trihidróxido de hierro (II). E) Hidróxido cúprico y trihidróxido de Fierro (III). 19. Determinar la unidad de fórmula de los siguientes compuestos: I. Óxido de dipotasio. II. Dióxido de plomo. III. Trióxido de dihierro. A) K2O, Fe 3O 4, PbO B) K2O, PbO, Fe 3O 4 C) K2O, FeO, PbO D) K2O, PbO 2, Fe 2O 3 E) K2O, PbO 2, FeO 20. Al completar: (1) BaO + H2O → ....... (2)

(3)

Identifique la función química y nombre a los reactantes y productos, respectivamente. A) Ba(OH) 2 - monóxido de Bario anhidrido de Bario. B) B a ( O H ) - ó x i d o b a r o s o hidróxido básico. C) Ba(OH) 2 - ó x i d o b á r i c o hidróxido de Bario. D) Ba(OH) 2 - óxido de Bario hidróxido de Bario. E) Ba(OH) - óxido de Bario (II) óxido de Bario.


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QUÍMICA - TEMA 7A

NOMENCLATURA INORGÁNICA II

I. FUNCIÓN ÁCIDO

Ejemplos

Son sustancias que en solución acuosa aumentan la cantidad de iones H +. Pueden ser: l Ácidos oxácidos (oxoácidos). l Ácidos hidrácidos.

•

HNO3

A. Ácidos oxácidos (oxoácidos) Son combinaciones ternarias de un no metal, oxígeno e hidrógeno, y, químicamente, disueltos en agua presentan propiedades ácidas por la presencia del ión H +. Estructuralmente los oxoácidos son referibles a la reacción de: óxido ácido

Ácido nítrico

Clásica

Ácido trioxonítrico (V)

Stock

Trioxonitrato (V) de hidrógeno

IUPAC

•

H2CO3

+ agua → Oxoácido

• Ejemplos: SO 3 + H2O → H2SO 4 N2O 5 + H2O → H 2 N 2 O 6 ⇒ HNO3 P 2O 5 + 3H2O → H3PO 4

H3PO4

Si m es un elemento no metálico, se podrá formular directamente, teniendo en cuenta el grado de oxidación del no metal.

B. Ácidos polihidratados Los óxidos ácidos

(anhídridos) del Fósforo,

Arsénico, Antimonio, Boro, Silicio y Vanadio pueden dar origen, cada uno, a varios tipos de ácidos, según el anhídrido se combine con uno, dos o tres moléculas del agua, por lo tanto para nombrar estos oxoácidos se usa la siguiente nomenclatura. Anhídrido prefijo no metal

SUGERENCIAS m ÁCIDO SULFÚRICO FUMANTE: denominado también oleum y es el ácido sulfúrico concentrado con hasta un 65% de exceso de SO3


1

Prefijo

Valencia impar

Valencia par

META

1 Anh. + 1 Agua

2 Anh. + 1 Agua

PIRO

1 Anh. + 2 Agua

2 Anh. + 1 Agua

ORTO

1 Anh. + 3 Agua

1 Anh. + 2 Agua

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Ejemplos • B(3)

D. Tioácidos o sulfoácidos Como el azufre, químicamente es un congénere del oxígeno, se da, una gran analogía en sus propiedades químicas de ambos elementos. Razón por la cual, en los oxoácidos, los átomos de oxígeno pueden ser sustituidos total o parcialmente por igual número de átomos de azufre constituyéndose así los tioácidos.

1B 2O 3 + 3H2O → HBO 3 3 Anhídrido bórico H3BO3

Nomenclatura Sígase la secuencia de los oxoácidos y asegurese los prefijos que a continuación se indican, según el número de oxígenos sustituidos.

• S(2,4,6) 2SO3 + H2O → H2S 2O 7 Anhídrido sulfúrico

ácido PREFIJO TIO no metal H2S2O7

C. Ácidos poliácidos Son sustancias referibles a la combinación de una molécula de agua con dos o más moléculas de óxidos ácidos (anhídridos).

Prefijo

#“O” sustituidos por igual # “S”

TIO

1 “O” sustituido por 1“S”

DITIO


TRITIO


M

nanhídridos + agua → Poliácidos

M

SULFO

Nomenclatura Sigase la secuencia de los oxoácidos normales agregando los prefijos: di, tri, tetra, ..., etc., según sean 2, 3, 4, ..., etc., los no metales presentes en la formulación del oxoácido.

Todos los “O” sustituidos por igual #“S”

Ejemplos: • H2SO 4 → H2S2O 3 Ácido tio sulfúrico ácido sulfúrico • H2CO 3 → H2CS 2O Ácido ditio carbónico ácido carbónico • H3AsO 4 → H3AsS 4 Ácido sulfo arsénico ácido arsénico • H2CO 3 → H2CS 3 Ácido sulfo carbónico ácido carbónico

Ejemplos: • N(1,3,5) 2N2 O5 + H2 O → H2N4O11

Anhídrido nítrico H2N4O11

II. FUNCIÓN HIDRUROS Son combinaciones binarias de un elemento con el hidrógeno. Se clasifica en:

• S(2,4,6) 3SO 3 + H2 O → H2S 3O10 Anhídrido sulfúrico

A. Hidruros metálicos

Son sustancias referibles a la combinación de un metal con el hidrógeno. Los hidruros metálicos son en general sólidos muy reactivos que se preparan

H2S3O10

IDEAS FUERZA

SUGERENCIAS

m El prefijo tio, proviene del vocablo griego theion, que significa azufre y se utiliza para indicar la presencia de azufre.

m Cuando manipules ácido muriático, ten cuidado en no aspirar sus vapores que son tóxicos.

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por la acción directa entre el metal y el hidrógeno, a temperaturas moderadas y con frecuencia altas presiones.

En soluciones acuosas los hidrácidos reciben los siguientes nombres: • HF(ac) → ácido fluorhídrico • HCl(ac) → ácido clorhídrico • HBr(ac) → ácido bromhídrico • HI(ac) → ácido yodhídrico • H2S(ac) → ácido sulfhídrico • H2Te (ac) → ácido telurhídrico

Formulación: M

x+

+ H

1-

MHx

M = metal x = valencia del metal

Nomenclatura: Hidruro de metal

D. Nomenclatura de iones monoatómicos 1. Ión monoatómico positivo Elementos que comunmentemente presentan un solo grado de oxidación, toman el nombre del elemento que proviene sin alterarlo.

Ejemplo: • Ca(2) → Ca+2 + H–1 → CaH2 CaH2

Ejemplos • Na(1) → Na1+ ión sodio • Ag(1) → Ag 1+ ión plata • Ca(2) → Ca2+ ión calcio • Al(3) → Al3+ ión aluminio

B. Hidruros no metálicos Son sustancias referibles a la combinación de un no metal con el hidrógeno. Los hidruros no metálicos son en general sustancias moleculares volátiles que podrían prepararse por la reacción directa entre el no metal y el hidrógeno bajo diversas condiciones de presión, temperatura y acción catalítica. IIIA {B(3) → BH3

2. Ión monoatómico negativo Átomos con grado de oxidación negativo tienen la terminación –URO. Ejemplos • Cl1– → ión cloruro • Br–1 → ión bromuro • S–2 → ión sulfuro

HidrurodeborooBorano

C(4) → CH4 HidrurodecarbonooMetano  IVA Si(4) → SiH4 HidrurodesiliciooSilano  Ge(4) → GeH4 HidrurodeGermaniooGermano N(3) → NH3  P(3) → PH3 VA  As(3) → AsH3 Sb(3) → SbH  3

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E. Aniones poliatómicos neutros Resultan cuando al ácido en referencia se le quita totalmente sus hidrógenos.

HidrurodenitrógenooAmoníaco Hidrurodefósforo oFosfina(fosfamina)

Nomenclatura

HidrurodeArsénicooArsina(arsenamina) HidrurodeAntimoniooEstibina(estibamina)

C. Hidrácidos Se forman por la acción del Hidrógeno con un no metal del grupo VIA (S, Se, Te) y grupo VIIA (F, Cl, Br, I). Grupo VIA • H2S(g) • H2Se (g) • H2Te (g)

Sulfuro de hidrógeno Selenuro de hidrógeno Teleruro de hidrógeno

Grupo VIIA • HF(g) • HCl(g) • HBr(g) • HI(g)

Fluoruro de hidrógeno Cloruro de hidrógeno Bromuro de hidrógeno Yoduro de hidrógeno


Ácido

Ión

…………….oso

…………….ito

…………….ico

…………….ato

Ejemplos • Ácido sulfúrico → ión sulfato • H2SO 4 → SO 42– • Ácido fosfórico → ión fosfato • H3PO 4 → (PO 4) 3– • Ácido nítrico → ión nitrato • HNO 3 → NO 31– • Ácido hipocloroso → ión hipoclorito • HClO → ClO 1–

E. Aniones poliatómicos ácidos Resultan cuando al ácido en referencia se le quita parcialmente sus hidrógenos. 3

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Nomenclatura •

•

A. Sal haloidea

Se procede añadiendo la palabra ácido (o hidrógeno); diácido (o dihidrógeno); triácido (o trihidrógeno), ...., etc.; según sean 1, 2, 3, ..., etc.; los hidrógenos presentes en el anión.

Ejemplos:

Si el anión tiene la mitad de los hidrógenos que tiene el ácido (padre) se antepone el prefijo "bi".

•

Ejemplos • Ácido fosfórico → • H3PO 4 →

1+

+ Cl

1-

NaCl Cloruro de sodio

ión cloruro

B. Sal oxisal Ejemplos

ión fosfato ácido ión fosfato hidrógeno

•

1+

2-

Na

+ SO4

ión sódico

ión fosfato diácido ión fosfato dihidrógeno

•

H2PO 4–

• Ácido sulfúrico →

Na

ión sódico

HPO42–

• Ácido fosfórico → • H3PO 4 →

•

K

Na2SO4 Sulfato de sodio

ión cloruro

1+

1-

+ NO3

KNO3 Nitrato de Potasio

ión ión potasio nitrato

ión sulfato ácido ión sulfato hidrógeno ión bisulfato

•

Cu

a los procesos de neutralización entre una sustancia ácida y otra de carácter básico o a procesos REDOX, entre un metal y un ácido.

+

2SO 4

CuSO4

Son aquellas sustancias que tienen moléculas de agua unidas a la sal por enlaces covalentes coordinados, por lo que se les podría eliminar por efecto del calor.

Ácido + Metal → Sal + H2

Nomenclatura Nómbrese la sal contenida en el compuesto y añadáse la palabra mono hidratado, di hidratado, tri hidratado, ..., etc. según sean: 1, 2, 3,..., etc., moléculas de agua presente en la sal.

Clasificación 1. Por su origen pueden ser:

Ejemplos • CaSO4 . 2H2O

Sulfato de calcio di hidratado

2. Por su constitución pueden ser: •

Sales neutras: son aquellas que no contienen hidrógenos sustituibles por cationes.

•

Sales ácidas: son aquellas que contienen hidrógeno sustituible por cationes.

Nomenclatura _______________ de _________________ especie negativa especie positiva TEMA 7 A / QUÍMICA

Sulfato de cobre (II)

C. Sales hidratadas

Ácido + Base → Sal + Agua

Sales oxisales: cuando provienen de un ácido oxigenado.

2+

ión ión cobre(II) sulfato

Son compuestos binarios o de orden superior referibles

•

NaHCO3 Bicarbonato de sodio

•

III. FUNCIÓN SALES

Sales haloideas: cuando provienen de un hidrácido.

1-

+ HCO3

ión ión sodio bicarbonato

• H2SO 4 → HSO4–

•

1+

Na

4

• Ba2B4O 7 . 10H2O

Tetraborato de sodio decahidratado

• AlK(SO4) 2 . 12H2O

Sulfato de aluminio y potasio dodecahidratado

• MgSO4 . 7H2O

Sulfato de magnesio heptahidratado UNCP REGULAR 2009 - II

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Problema 1

v) El hidróxido del metal

El nitrato de un metal posee 9 átomos. ¿Cuántos átomos posee la undiad fórmula del hidróxido de dicho metal?

M(OH) x ⇒ M(OH) 2 ∴ posee 5 átomos. Respuesta: 5

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iii) Q u i t a m o s l o s h i d r ó g e n o s y agregamos el metal: HClO 4 → ClO 4–1 + Cu +1 → CuClO 4 ión ión Perclorato cuproso perclorato cuproso

Resolución: i) Formulamos el nitrato del metal N(1,3,5) Formamos el anhídrido y le agregamos moléculas de agua, formando el ácido. N2O 5 + H2O → HNO 3 ii) Formamos el nitrato

Problema 2

Respuesta: CuClO 4

Señale la fórmula del perclorato cuproso.

Completa: Resolución: Perclorato cuproso:

ácido nítrico

ión nitrato

Resolución: i)

iii) Nitrato del metal +x

M

+

NO 3–1

→ M(NO 3) x

ii)

iv) M(NO 3) x posee 9 átomos entonces x = 2 (valencia del metal)

1. Si el ácido sulfuroso es H2SO 3 , entonces el sulfito de potasio es: A) K2SO 3 B) KSO 3 C) K2HSO 3 D) KHSO3 E) KH2SO 3 2. El anión nombrado correctamente es: A) NO 3 : nitrito B) HCO 3 : carbonato C) S2- : sulfuro D) ClO 3 : perclorato E) SO 42- :sulfito 3. La relación correcta es: A) CaH2 : hidruro no metálico B) HBrO 3 : ácido hidrácido C) HCl : ácido oxácido D) P 2O 5 : óxido básico E) CuClO : sal oxisal 4. La relación correcta es: A) CuCl : Cloruro de cobre (II) B) H2SO 4 : Ácido sulfihídrico UNCP REGULAR 2009 - II

A la reacción de un _______ con un ácido se le llama neutralización.

Cl(1,3,5,7)

1−

HNO 3 → NO 3

Problema 3

Formamos el anhídrido Cl2O7 Perclórico Agregamos agua y formamos el ácido: Cl2O 7+H2O → HClO 4.

La reacción química de:

C) NaHSO4 : Sulfito de sodio D) KClO : Perclorato de potasio E) NH4Cl : Cloruro de amonio

8. Después de ingerir bebidas alcohólicas en exceso se recomienda tomar un antiácido como el bicarbonato de sodio. ¿Cuál es la representación de dicho antiácido? A) Na2CO 3 B) NaNO 3 C) NaHCO 3 D) NaOH E) NaClO 3

5. Es un hidruro metálico: A) Hl B) NH3 C) AsH 3 D) NaH E) PH3 6. ¿Cuáles serán los iones en la sal oxisal NaH2PO 4? A) NaH2+ ; HPO 42– B) NaH23+ ; PO43– C) Na+ ; H2PO 4– D) NaH+ ; HPO 4– E) Na+ ; H2PO 43– 7.

Si la fórmula del ácido dicromico es H2Cr2O 7 entonces la fórmula del dicromato de hierro (III) es: A) Fe 2Cr2O7 B) FeCr2O7 C) Fe(Cr2O 7)2 D) Fe 4(Cr2O 7) E) Fe 2(Cr2O 7)3 5

ácido + hidróxido → sal + agua Es una reacción de neutralización. Respuesta: Hidróxido

9. Escriba el nombre de los siguientes compuestos: H 2SO 4 y BaSO4. A) Ácido sulfúrico – sulfito de bario B) Ácido tetraoxo sulfúrico (VI) sulfato di bario. C) T e t r a o x o s u l f a t o ( V I ) d e hidrógeno tetraoxo sulfato (VI) de bario D) Ácido sulfuroso – Sulfito de bario E) T e t r a o x o s u l f a t o ( I V ) d e hidrógeno tetraoxosulfato (IV) de bario TEMA 7 A / QUÍMICA

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10. Indique lo correcto: I. KNO 3: Nitrato de potasio II. NaClO: Hipoclorito de sodio III. CaCl2: Clorato de calcio A) I, II B) II, III C) I, III D) Solo I E) Solo II 11. Establecer la correspondiente formulación química. I. CaH2 a. oxoácido II. H2S b. sal oxisal III. HNO 2 c. hidrácido d. hidruro A) Ic – IIb – IIIa B) Ic – IIa – IIIb C) Id – IIc – IIIa D) Id – IIa – IIIc E) Ia – IIb – IIIc 12. Indica la atomicidad de la molécula del alumbre de cromo (sulfato doble de cromo (III) y potasio dodecahidratado) A) 37 B) 38 C) 47 D) 48 E) 52


13. ¿Cuántos átomos de aluminio existen en una molécula de alumbre de sodio (Sulfato doble de aluminio y sodio dodecahidratado)? NA → Número de avogrado A) NA B) 1 C) 2NA D) 2 E) 3NA

17. Indique la fórmula del Borax A) Na2B4O 5 . 12H2O B) Na2B4O 7 . 12H2O C) Na2B4O 7 . 4H2O D) Na2B4O 5 . 10H2O E) Na2B4O 7 . 10H2O

14. Indica la fórmula del ácido orto bórico A) H3B2O3 B) H3BO 3 C) H2BO 3 D) H3BO 4 E) HBO

18. Indica la cantidad de átomos de oxígeno que posee la molécula de la sal de EPSOM (Sulfato de magnesio heptahidratado). * NA → # de avogrado A) 11 N A B) 11 C) 10 N A D) 10 E) 5NA

15. ¿ C u á n t o s á t o m o s p o s e e l a estructura de nitrato cúprico? A) 7 B) 8 C) 9 D) 10 E) 11

19. El clorato de un metal "M" posee atomicidad igual a nueve. ¿Cuál es la atomicidad del sulfato de "M"? A) 5 B) 6 C) 7 D) 8 E) 9

16.¿Cuántos átomos de oxígeno existen en la molécula del otro silicato triácido de sodio? A) 1 B) 2 C) 3 D) 4 E) 7

20. Se relaciona correctamente: I. NH3: Amoníaco II. CH4: Metano III. CaH2: Caliza A) I, II B) II, III C) I, III D) Sólo II E) Sólo I

METAL

NO METAL OXÍGENO combinaciones binarias del oxígeno

ÓXIDO BÁSICO

ÓXIDO ÁCIDO AGUA

HIDRÓXIDO

OXÁCIDO

OXISAL HALOIDEA HIDRÁCIDO

Neutras Ácidas Básicas Dobles, mixtas HIDRURO

HIDRÓGENO NO METAL

TEMA 7 A / QUÍMICA

METAL

6


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1. ¿Cuántos elementos como mínimo puede presentar un compuesto químico? _______________________________________

7.

Indica la fórmula química del yeso. _________________________________________ ________________________________________

2. ¿Qué tipo de nomenclatura usa prefijos numéricos para indicar el número de átomos de cada elemento? _______________________________________

8. Ordena en forma creciente de sus atomicidades. I. Hipoclorito de Sodio II. Carbonato ácido de sodio III. Magnétita ________________________________________

3. Mencione el nombre del ión: (O 2) 2– _______________________________________ 4. ¿Cuántos átomos posee el ión carbonato? _______________________________________

9. El permanganato de potasio en solución de color violeta, actúa como un excelente oxidante en todas las reacciones químicas, ¿cuál es la atomicidad del oxidante mencionado? ________________________________________

5. ¿Cómo se denomina a la combinación de un hidróxido con un ácido? _______________________________________

________________________________________

6. La sal de mesa se representa mediante la fórmula química. ¿Cuál es el nombre químico de dicha sal? _______________________________________

10. Escriba las fórmulas químicas del: a. Metano → _____________ b. Amoníaco → _____________

_______________________________________


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c. Silano

7

→

_____________

TEMA 7 A / QUÍMICA

QUÍMICA - TEMA 8A

UNIDADES QUÍMICAS DE MASA

Conocer las relaciones que hay entre la cantidad de átomos o moléculas; el número de moles y la masa, siempre es importante, sobre todo para entrar a temas como Estequiometría. Unidades Químicas de masa es un tema fundamental y básico que los alumnos deben conocer "al derecho y al revez" para dominar así todos los secretos del cálculo en Química. Es la base para la preparación de todo tipo de soluciones y reactivos para laboratorio. (ácido, bases, sales, etc). Avogadro Se interesa por la filosofía, matemática y física, siendo nombrado profesor de Física y Matemática en el real colegio de Vercell: (1820) y miembro de la Academia de Ciencias y de la Universidad de Turín. Realizó investigaciones en electricidad, propiedades físicas de los líquidos, siendo famoso por su trabajo de gases, formulando una ley que hoy lleva su nombre. En 1822 hace una clara distinción entre átomo y molécula, indicando además que volúmenes iguales de gases distintos que se encuentran a las mismas condiciones de presión y temperatura contienen igual número de moléculas.

I. UNIDAD DE MASA ATÓMICA (U.M.A)

m.A(E) =

Se define como la doceava parte del isótopo del carbono – 12, al cual se le ha asignado la masa de 12 u.m.a.

1 u.m.a =

1 masa 12

12

Los pesos atómicos se miden en u.m.a

C = 1,66.10 −24g

IDEAS FUERZA

II. MASA ATÓMIC A RELATIVA O PESO ATÓMICO RELATIVO. (m.A)

m Isótopos o Hilidos: Átomos que pertenecen a un mismo elemento (tienen igual "Z")

Indica las veces que la masa de un átomo está contenida en la masa de otro. Se calcula dividiendo la masa de un

14 Ejemplos: 12 6 C 6 C

átomo de cierto elemento entre la doceava parte de la masa del isótopo del carbono – 12.


masadeunátomo(E) 1 masadeunátomo 12C 12

1

TEMA 8 A / QUÍMICA

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UNIDADES QUIÍMICAS DE MASA

III.MASA ATÓMIC A PROMEDIO O PESO ATÓMICO PROMEDIO

IV.MASA MOLECULAR RELATIVA O PESO MOLECULAR (M,Pm)

Esta masa atómica se obtiene de un promedio

Es la suma de las masas relativas de los átomos presentes

ponderado, usando los isótopos de un elemento.

en un compuesto molecular.

A1 Z

A2

E

Z

a1 %

E

a2 %

m.A(E) =

A3 Z

E

Ejemplo:

a3 %

A1.a1 + A2.a2 + A 3.a3 100

H2O

→ M =2(1)+1(16)=18u.m.a

HNO3

→ M =1(1)+1(14)+3(16)=63 u.m.a

V. MASA FÓRMULA RELATIVA O PESO FÓRMULA RELATIVO (P.F)

Donde :

Es la suma de masas relativas de los átomos presentes

A1 , A 2 , A 3 = números de masa

en un compuesto iónico.

a1%, a2 %, a3 % = porcentajes de abundancia

Ejemplo

MASAS ATÓMICAS DE LOS PRINCIPALES ELEMENTOS

NaCl → P.F=1(23)+1(35,5)=58,5 u.m.a.

Ca(OH)2 → P.F=1(40)+2(16)+2(1)=74 u.m.a.

VI.CONCEPTO DE MOL Es una unidad que se utiliza para expresar la cantidad de una sustancia. Se representa por el número de Avogadro (N A).

1mol = 6,022.10

23

unidades = NA

VII.MASA MOLAR (M) Es la masa expresada en gramos de una mol de sustancia y es numéricamente igual al m.A., M y m.F.. Ejemplo 1. Elemento

m.A

Ca

→

40 u.m.a

→

40 g

S

→

32 u.m.a

→

32 g

H2SO 4

→

98 u.m.a

→

98 g

C 6H12O6

→

180 u.m.a

→

180 g

M

2. Molécula

SUGERENCIAS

M

IDEAS FUERZA 23 • 1moldeátomos= 6,022.1 0átomos = NA átomos • 1 mol de moléculas = 6,022.1023 moléculas =NA moléculas • 1 mol de protones = 6,022.1023 protones = NA protones

m Memorizar la masa atómica de los 4 elementos principales: "CHON". C=12 ; H=1 ; O=16; N=14 m El número de masa no es igual a la masa atómica. m La masa de un átomo es diferente a la masa atómica.

TEMA 8 A / QUÍMICA

M

2


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3. Unidad fórmula

P.F

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B. Para una sustancia molecular

M

Ca Cl 2

→

111 u.m.a

→

111 g

KOH

→

56 u.m.a

→

56 g

Una

mol

de

una

sustancia

molecular

es

numéricamente igual a su masa molecular expresado

engramos,elcualcontieneelANde

moléculas.

Ejemplos

VIII.NÚMERO DE MOLES (n)

M (H2O)=18 u.m.a → 1 mol (H2O)=18 g x = 6,022.1023 moléculas (H2O)

A. Para un elemento Un mol del elemento es numéricamente igual a

M (H 2 SO 4)=98 u.m.a → 1 mol (H 2SO 4)=98 g=x A

su masa atómica expresada en gramos, el cual contiene el NA átomo del elemento.

6,022.1023 moléculas (H2SO4 )

n(S.M) =

masa

Ejemplos m.A(O)=16 u.m.a → 1 mol(O)=16 g=6,022.1023

#Demoléculas NA

C. Condiciones Normales (C.N.)

átomos de "O"

Un gas se encuentra en condiciones normales cuando: P = 1 atm = 760 mmHg

m.A.(Ca)=40u.m.a → 1 mol(Ca)=40g=6,022.1023

T = 0°C = 273 K

átomos de "Ca"

n (E)

M

=

Bajo estas condiciones se cumple

masa #deátomos = = m.A. NA

V L = 22,4 n mol

Problema 1

Problema 2

Problema 3

La sal de Mohr se representa por (NH 4 ) 2(FeSO 4 ) 2 .6H 2 O, determinar

Una gota de alcohol (C 2H5OH) tiene una masa de 230 mg. ¿Cuántas moléculas

¿Cuántas moles de hidrógeno existen

cuántas mol de Mohr están contenidas en 30x1022 moléculas de H2O .

de alcohol existen en la gota?

A ) 10 mol

(NO = 6 x 1023 ) A ) 0,0833

A ) 3,0 x 10 B) 30 x 10

B) 0,833 C) 0,55 D) 0,733 E) 0 , 6

6 × 1023

3 1 = = = 0,5mol 6 2

Ahora:

hay 1moldesaldeMohr  →6molesdeHO 2

nMohr =

C) 45 mol

21

C) 6,0 x 10

21

D) 3,0 x 10

21

D) 60 mol E) 90 mol Resolución

nNH3 =

Resolución

30 × 1022

n

B) 50 mol

20

E) 3,5 x 10 21

Resolución

nH2O =

(NA = 6 x 1023 )

→ 0 , 5 m o l d e H 2O

0,5 1 = = 0,0833mol 6 12 Respuesta: A) 0,0833


en 510 g de NH3 ?

MC 2H5OH = 2(12) + 1(16) + 6(1) = 46 Ahora:

5 230 × 10- 3 N° demoléculas = 46 6 × 1023 1 N° de moléculas = 30x1020 = 3,0x1021

Respuesta: D) 3,0 x 102 1

3

510 = 30 17

Ahora:

hay 1moldeNH3  → 3 moldeH 30moldeNH3 → nH

nH =

30 × 3 = 90mol 1

Respuesta: E) 90 mol

TEMA 8 A / QUÍMICA

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1.

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¿Quién presenta la mayor masa

Existe 50,95% de "X". ¿Cuál es el

molecular?

porcentaje de "x" en el siguiente

m.A.(H = 1; C = 12; N = 14; O = 16; S = 32)

compuesto?

A ) Ozono B) Agua C) Ácido sulfúrico D) Ácido carbónico

A ) 656,5 g

E) Ácido nítrico 2.

B) 218,83 g C) 1094,16 g

Determinar la masa de una molécula

D) 547,08 g

de ozono, O3 . B) 12 x 10-23 g

7.

C) 6 x 10-23 g D) 8 x 10

-23

E) 16 x 10 3.

¿Cuál es la masa de un átomo de Aluminio?

g

-23

g

de otro elemento "Y". Si el

C) 4,5 x 10–21 g

C) 1mol(O 2) contiene 6,022x1023 moléculas

E) 4,5 x 10 –23 g

B) 2mx =my C) 3mx =my

8.

En la sal hidratada MgSOx.10H2O ; existe 8% de Magnesio. Hallar el

D) mx =

2 m 3 y

E) mx =

3 m 2 y

¿Cuál es la masa de una muestra de

m.A.(Mg = 24; S = 32; O = 16;

calcio puro, si contiene el mismo número de átomos que 780g de potasio?

H = 1) A) 1

B) 2

C) 3

D) 4

m.A. (Ca = 40, K = 39)

E) 5

en 200 g de argón

Una arcilla húmeda contiene 35%

m.A.: (Ar = 40)

de arena y 40% de agua. Si la arcilla

A ) 4 NA

B) 18 NA

se seca. ¿Cuál es el porcentaje de

C) 36 NA

D) 90 NA

¿Cuántas moléculas de agua hay en 3600 g? A ) 6 x 1023

arena?

E) 180 NA

B) C) D) E)

E) 68,57%

A ) 200 g C) 600 g

B) 400 g D) 780 g

E) 800 g

6.

tercera parte del número de moles A ) mx =2my

valor de "X".

5.

número de moles de "X" es la de "Y", se cumple:

D) 9 x 1020 g

E) Todas son correctas 4.

11. La masa atómica de un elemento

m.A. (A l = 27)

B) 1mol(O 3) pesa 32g

D) 6,022 x 10 25 moléculas de HNO 3 pesa 63 g

D) 81,3%

"X" es el doble que la masa atómica

B) 9 x 10–23 g

A ) 1mol (H2 ) pesa 1g

C) 76,4%

Datos: NA : número de Avogadro = 6x1023 A ) 4,5 x 10 23 g

Indique la aseveración verdadera:

B) 25,47%

E) 90,7%

E) 295,56 g

A ) 4 x 10-23 g

A ) 67,8%

2 1,2 x 10 26 1,2 x 10 23 5 x 1023

9.

A ) 58,3%

B) 35,0%

C) 17,14%

D) 34,28%

(

40 18 Ar

).

13. Un pedazo de grafito que pesa 600 mg deposita sobre un papel 24,088 x 1021 átomos de carbono.

10. En el compuesto:

¿Cuál es el porcentaje de pureza del grafito?

Hallar la masa de 6,5 mol del compuesto: m.A. (H = 1; C = 12; N = 14; O = 16)

TEMA 8 A / QUÍMICA

12. Determinar el número de protones

A ) 40%

B) 60%

C) 70%

D) 80%

E) 90%

4


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14. Si usted fuese el ser humano más

A ) 16 NA

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19. ¿Qué masa de Al2(S04 )3 con 20%

rápido del mundo y pudiese contar un átomo por milésima de segun-

B) 16 C) 8 NA

de impurezas contiene la misma

do. ¿Cuántas horas cree ud que tardaría en contar los átomos conteni-

D) 20 NA E) 5 NA

Na 2SO4 con 90% de pureza?

cantidad de azufre que 200 g de m.A. [Al = 27; Na = 23 ; S = 32]

dos en un mol de un elemento? A ) 2,8 x 10 20 B) 1,67 x 1017 15

C) 3,4 x 10 D) 0,41 x 1022 E) 0,88 x 1018

17. Si se tiene 500 g de aguardiente

A ) 190,5 g

que contiene 60% en masa de alcohol etílico, C2H5OH, siendo el res-

B) 170,5 g

to agua, ¿cuántos átomos de hidrógeno existen en la mezcla?.

D) 180,6 g

A ) 31,2 NA

C) 181,5 g E) 191,6 g

15. Si de un recipiente que contenía 10 miligramos de SO2, se extraen

B) 36,1 NA C) 39,1 NA

20. Una mezcla de los compuestos de

1,8 x 10 moléculas de SO 2 . ¿Cuántas moles de SO2 quedarán

D) 61,2 NA E) 22,2 NA

de calcio contien 9,6 mol de

19

hidróxido de aluminio y carbonato unidades fórmula en total y 64 mol

en el recipiente? A ) 3 x 105

18. ¿Cuántos gramos de sulfato de sodio -5

B) 2,15 x 10 C) 1,26 x 10- 4

contienen igual número de unidades fórmula de los que están contenidos

D) 1,10 x 10- 5 E) 6 x 1019

en 800 g de carbonato de calcio? A ) 695 g

16. El número total de átomos contenidos en 320g de trióxido de azufre es:

de átomos en total. Determinar el porcentaje molar de aluminio en dicha mezcla. A ) 12,5% B) 22,4%

B) 860 g C) 345 g

C) 20,2% D) 83,3%

D) 1 056 g E) 1 136 g

E) 87,5%

UNIDADES QUÍMICAS DE MASA Para un elemento 1 mol

6,023 x 1023 átomos

Masa atómica expresada en gramos

NA

Para una sustancia molecular 1 mol

6,023 x 1023 moléculas


Masa molecular expresada en gramos

5

NA

TEMA 8 A / QUÍMICA

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1. La masa molecular del agua es _______________

6. 6 mol de átomos de oxígeno equivale a ___________

_______________________________________

mol de moléculas de oxígeno.

2. La masa molar del agua es __________________

7. 1µ.m.a es igual a _______________________

_______________________________________

8. La masa en gramos de 10 mol de Cil4 es ________

3. La masa de 1 átomo de Calcio es _____________

_______________________________________

_______________________________________

9. Las moléculas en 4,4 g de CO2 es _____________

4. La masa de 1 mol de Calcio es _______________

_______________________________________

_______________________________________

10.En 5 moles de KOH hay ________ moles de K,

5. 6,022 x 10 25 moléculas equivalen a ____________

_______Moles de O y _____________ Moles de H.

mol de moléculas de oxígeno.

TEMA 8 A / QUÍMICA

6


QUÍMICA - TEMA 9A

ESTADO GASEOSO I. IMPORTANCIA

es solo válida si se mantiene constante la temperatura. Por eso la Ley de Boyle está referenciada en muchas ocaciones como Ley de Boyle y Mariotte.

Estudiar algunas propiedades y leyes fundamentales que explican el comportamiento de los gases ideales.

II.OBJETIVOS

Jacques Charles (1746 - 1823) Jacques Alexander César Charles, químico, físico y aeronauta francés, nació en Beaugency (Loire) el 12 de noviembre de 1746 y falleció en Paris el 7 de abril de 1823. Al tener noticias de las experiencias de los hermanos Montgolfier con su globo aerostático propuso la utilización del hidrógeno, que era el gas más ligero que se conocía entonces, como medio más eficiente que el aire para mantener los globos en vuelo. En 1783 construyó los primeros globos de hidrógeno y subió él mismo hasta una altura de unos 2 km, experiencia que supuso la locura para la aeronáutica que se desató en la época. Su descubrimiento más importante fue en realidad un redescubrimiento ya que en 1787 retomó un trabajo anterior de Montons y demostró que los gases se expandían de la misma manera al someterlos a un mismo incremento de temperatura. El paso que avanzó Charles fue que midió con más o menos exactitud el grado de expansión y observó que por cada grado centrígrado de aumento de la temperatura el volumen del gas aumentaba 1/273 del que tenía a 0°C. Esto significaba que a una temperatura de –273°C el volumen de un gas sería nulo (según dicha ley) y que no podía alcanzarse una temperatura más baja. Dos generaciones más tarde Kelvin fijó estas ideas desarrollando la escala absoluta de temperatura y definiendo el concepto de cero absoluto. Charles no público sus experimentos y hacia 1802 Gay Lussac publicó sus observaciones sobre la relación entre el volumen y la temperatura cuando se mantiene constante la presión por lo que a la ley de Charles también se le llama Ley de Charles y Gay-Lussac.

q Comprender, identificar, usar las fórmulas de los gases. q Identificar los procesos restringidos gaseosos.

III.HISTORIA Robert Boyle (1627 - 1691) Nacido en 1627, el menor de los catorce hijos del conde de Cork, estudió en las mejores universidades de Europa. Descubrió los indicadores, sustancias que permiten distinguir los ácidos de las bases. En 1659, con la ayuda de Robert Hooke, descubrió la ley que rige el comportamiento de los muelles, perfeccionó la bomba de aire para hacer el vacío que se utilizó en la minería para eliminar el agua de las galerías en las que trabajan los mineros. Atacó a la Alquimia y a los alquimistas, que anunciaban que podían convertir cualquier metal en oro. Definió la Química como una ciencia y enunció la primera definición moderna de elemento químico, como sustancia que no es posible descomponer en otras. En 1661 publicó el primer libro moderno de química El Químico Escéptico en el que explicaba la mayoría de sus descubrimientos. Fue miembro de la Royal Society, institución que perdura en la actualidad, y participó activamente en sus reuniones hasta su fallecimiento. En 1660, en una obra titulada Sobre la Elasticidad del Aire anunció su descubrimiento sobre la relación entre el volumen de un gas y su presión. Parece que Boyle no especificó en sus trabajos que sus experiencias de la relación entre el volumen y presión los realizaba a temperatura constante, quizá porque lo hizo así y lo dio por supuesto. Lo cierto es que, se tuvo que esperar a que en 1676 otro físico, el francés Edme Mariotte (1630 - 1684), encuentre de nuevo los mismos resultados y aclaró que la relación PV=constante UNCP REGULAR 2009 - II

1

TEMA 9 A / QUÍMICA

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ESTADO GASEOSO

producción de ácido sulfúrico en el empleo de la torre llamada de Gay-Laussac. Gracias a sus mediciones químicas de precisión y a sus procedimientos exactos de trabajo, logró obtener varios elementos químicos y establecer las bases del análisis volumétrico convirtiéndolo en una disciplina independiente. En la lucha de prestigio entre Francia e Inglaterra, Napoleón suministró fondos a Gay-Lussac para que construyera una batería eléctrica mayor que la de Davy, y así encontrar nuevos elementos. La batería no fue necesaria, pues Gay-Lussac y Thenard empleando el potasio descubierto por Davy, aislaron el boro sin necesidad de la electricidad. Al tratar óxido de boro con potasio se produjo el elemento boro. En 1890 Gay-Lussac trabajó en la preparación del potasio e investigó las propiedades del cloro. En el campo de la industria desarrolló mejoras en varios procesos de fabricación y ensayo. En 1831 fue elegido miembro de la Cámara de los Diputados y en 1839 del Senado.

Joseph Louis Gay-Lussac (1778 - 1850) Químico y físico francés, nacido el 06 de diciembre de 1778, en Saint-Leonard de Noblat y falleció el 09 de mayo de 1850, en París. Además de ocupar cargos políticos de importancia, Gay-Lussac fue catedrático de Física (a partir de 1808) en la Univerisdad de la Sorbona, así como catedrático de Química (a partir de 1809) en el instituto Politécnico de París. En 1802 publicó los resultados de sus experimentos que, ahora conocemos como Ley de Gay-Lussac. Esta ley establece, que, a volumen constante, la presión de una masa fija de un gas dado es directametne proporcional a la temperatura Kelvin. En el campo de la física llevó a cabo, en 1804, dos ascensiones en globo, hasta altitudes de 7.000 metros, en las que estudió la composición de las capas altas de la atmósfera y el magnetismo terrestre. Entre 1805 y 1808 dio a conocer la ley de los volúmenes de combinación, que afirma que los volúmenes de los gases que intervienen en una reacción química (tanto de reactivos como de productos) están en la proporción de números enteros sencillos. En relación con estos estudios, investigó junto con el naturalista alemán Alexander Von Humboldt, la composición del agua, descubriendo que se compone de dos partes de hidrógeno por una de oxígeno. En 1811 dió forma a la Ley que Charles había descubierto en 1787 sobre la relación entre el volumen y la temperatura, pero que había quedado sin publicar. Este mismo año, el químico francés Courtois, por medio de una reacción química produjo un gas de color violeta que Gay-Lussac identificó como un nuevo elemento y le dió el nombre de yodo, que en griego significa violeta. Estudió también el ácido cianhídrico así como el gas de hulla. En el año 1835 creó un procedimiento para la

IV.DEFINICIÓN •

• •

Analizando una molécula gaseosa: FR

FR > F A FA

Ejemplo de gases: N 2, O 2, F 2, Cl2, gases nobles (He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn) CO, CO 2, SO 2, HCl, CH4.

I. PROPIEDADES DE LOS GASES

2. Compresibilidad

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

1. Expansibilidad

Todo gas trata de ocupar el máximo volumen que le sea permitido. Se expande facilmente por un aumento de temperatura, es decir el volumen aumenta. V1

M

T1 TEMA 9 A / QUÍMICA

Ejemplo: P1

M V2

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 sometidos a dos fuerzas moleculares: la fuerza de repulsión (FR) que son mayores que las fuerzas de atracción o cohesión (FA).

T2 > T 1

V1

T2 2

GAS

P2 GAS

P2 > P1 V2

V1 > V 2


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ESTADO GASEOSO

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

n = número de moles del gas R = constante universal de los gases ideales o constante de Regnault.

Ejemplo:

Valores de R

3. DIFUSIÓN

R=0,082

Aroma

mmHg.L atm.L KPa.L = 62,4 = 8,3 mol.K mol.K mol.K

Equivalencias P

4. EFUSIÓN

Todo gas puede pasar a través de orificios pequeños o poros, es decir pasan de una presión alta a una presión baja. Presión alta

{

1atm = 760mmHg = 760Torr 1 K P a = 1000Pa = 103 Pa

3 3  V 1 L =3 1000ml = 1000cm =1dm 1 m = 1 0 0 0 L

T

Presión baja

{

K = °C + 273 R = °F +460

masa

Globo

Globo

II.PARÁMETROS DEL ESTADO GASEOSO

IDEAS FUERZA

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

• 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: K = °C + 273

III. GAS IDEAL •

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.

•

V. FÓRMULA PARA CALCULAR EL PESO MOLECULAR ( M ) DE UN GAS De P.V. = R.T.n ... (1) m Además n = ... (2) M

(2) en (1): P.V. = R.T.  m  ⇒ M = RTm P.V.  M

IV.ECUACIÓN UNIVERSAL DE LOS GASES IDEALES

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

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

⇒

= 1000g {1Kg 1libra = 1lb = 453,6g

De: P.V. = R.T.n ... (1) m Además n = ... (2) M

P.V = R.T.n

Nemotécnia:

( )

m m (2) en (1): P.V. = R.T.   ⇒ P.M = R.T V  M {

P aV o = R a T on

D

Donde: P = presión absoluta (atm, mmHg, Torr, KPa) V = volumen (litros) T = temperatura absoluta (K) UNCP REGULAR 2009 - II

P.M ∴ D = R.T

3

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ESTADO GASEOSO

VII.GAS A CONDICIONES NORMALES (C.N.)

IX.PROCESOS GASEOSOS RESTRINGIDOS Son los cambios que experimenta un gas, manteniendo constante la masa y cualquiera de las variables de estado (P, V ó T).

Un gas se encuentra a condiciones normales cuando cumpla lo siguiente. P = 1 atm = 760 mmHg = 101,3 KPa T = 0°C = 273K

1. LEY DE BOYLE-MARIOTE (Proceso isotérmico, "T" constante)

V L = 22,4 n mol

"Si la temperatura (T) es constante, el volumen (V) de una misma masa gaseosa es inversamente proporcional a su presión absoluta (P)". P1V1

De:

SUGERENCIAS

T1

• Para usar la constante "R" debes tener cuidado en identificar los datos de presión:

=

P2 V2 T2

P (atm) P2

Si "P" esta en atmósfera usar R = 0,082 → Si "P" esta en mmHg usar R = 62,4

2

isoterma T b > Ta 1

P1

→

Tb

T 1 = T2

Ta V2

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

•

V1 T1

Proceso Isomásico

"Si la presión (P) es constante, el volumen (V) de una misma masa gaseosa es directamente proporcional a su temperatura absoluta (T)".

Condición Inicial Estado 1

De:

v1 1 = y m1 D1

Presión

P =constante

P1= P 2

isóbara

T2

T (ºk)

3. LEY DE GAY-LUSSAC (Proceso Isocórico ó Isométrico, "V" constante)

"Si el volumen (V) es constante, la presión absoluta (P) de una misma masa gaseosa es directamente proporcional a su temperatura absoluta (T)".

De: V2 1 = m2 D2

P1 V 1 P2 V 2 = ⇒ T1 T2

P1 P = 2 T1 T2

Volumen

V = constante

P (atm) P2 P1

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

TEMA 9 A / QUÍMICA

2

1 T1

Condición Final Estado 2

Nemotécnia: P a V i T o ⇒

V1 V2 = T1 T2

Pa

V2 V1

V2 T2

P.V P .V 1 1 = 2 2 = ....... = constante T1 T2

m Como D = V

P 1V1 P V = 2 2 ⇒ T1 T2

V (L)

P2

(masa constante)

V (L)

V1

2. LEY DE CHARLES (Proceso isobárico, "P" Constante)

Las condiciones de un gas (P, V, T) en un momento dado pueden cambiar, debido a que no son estáticos. La ecuación general relaciona los cambios que sufre una misma masa del gas (proceso isomásico), por tanto se cumplirá P1

T = Temperatura constante

⇒ P.V 1 1 = P2.V2

isócora T1

4

T2

T (ºk)


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ESTADO GASEOSO

•

SUGERENCIAS • Recordar para los procesos gaseosos:

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

Ley

Variable Constante

Proceso

Boyle − Marriotte Isotérmico Isobárico

P

Gay − Lussac

Isocórico

V

V

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

T

Charles

Fórmula

A

PB

+ V

nA

Se cumple PT = PA + PB y

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nT = nA + nB

;

PT

B

A+B

nB

nT

V

Ley deDalton

xA =

PA PT

PB PT

xB =

IDEAS FUERZA 3. LEY DE LOS VOLUMENES PARCIALES (AMAGAT) •

• 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 273K

•

"El volumen total de una mezcla gaseosa es igual a la suma de los volúmenes parciales de cada gas". El volumen parcial de cada gas es el mismo que tendría al encontrarse solo a la presión total y a igual temperatura. P

P

P

X. 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 propiedades.

VA

A nA

• En una mezcla gaseosa la temperatura es constante.

Se cumple VT = VA + VB y nT = nA + n B

Molécula de gas “A”

A B

Gas “B”

Además:

XB = nB nt = n A + n B

nB

nT

VT

Ley deAmagat

VA VT

xB =

;

VB VT

P B = presión parcial del gas B V B = volumen parcial del gas B.

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

XA =

xA =

A+B

P A = presión parcial del gas A V A = volumen parcial del gas A

1. FRACCIÓN MOLAR

nA

;

B

Donde:

Molécula de gas “B”

Gas “A”

+ VB

XI.PESO MOLECULAR PROMEDIO APARENTE DE UNA MEZCLA GASEOSA (M T)

nA nT

Como: mT=mA + mB ... (1)

nB nT

De: n =

m M

→ m = n.M ... (2) A+B

(2) en (1): n T . M T = n A .M A + nB .M B

xA + x B = 1

2. 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"


5

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Problema 1

x - 1,8 x 10 24 moléculas

Que volumen ocuparán 2 gramos de gas metano CH4 a 27°C y 750 mmHg

x=

D) HCl

24

1,8 x 10 6 x 1023

E) CO 2

x = 3 mol

Resolución: PV=RTn 2 750 x V = 624 x 300 16

Resolución:

a condiciones normales 1 mol - 22,4 L

La densidad es directamente proporcional a la masa molecular.

3 mol - V = 67,2 L

∴ A menor masa molecular menor densidad.

V = 3,122 Respuesta: V=67,2L

Respuesta: V=3,122 Problema 2 Indique el volumen de gas a C.N que ocupan 1,8 x 10 24 moléculas de oxígeno. Resolución: 1 mol - 6 x 1023 moléculas

1. De las proposiciones. I. Para cualquier proceso de un gas ideal la presión y el volumen son inversamente proporcional. II. Un gas real tiene comportamiento ideal A elevadas presiones y elevadas temperaturas. III. En un proceso isócoro para un gas ideal la relación P/T es constante. Son correctas: A) I, II B) II, III C) I, III D) Sólo III E) I, II, III 2. Con respecto a las propiedades de los gases: I. Son incompresibles. II. Son fluidos. III. Se difunden en espacios limitados. TEMA 9 A / QUÍMICA

C) C3H8

M HCl = 36,5

Problema 3 Se tienen los siguientes gases a las mismas condiciones de presión y temperatura. ¿Quién de ellos tendrá menor densidad? A)

M SO 2 = 64

SO2

M H2 = 2 M CO 2 = 44 M C3H8 = 44 Respuesta: H2 por tener menor masa molecular

B) H2

IV. Son anisotrópicos. Son correctas: A) I, II B) II, III C) I, IV D) Sólo II E) I, II, III 3. Que volumen de SO 2(g) están contenidos en un recipiente a 127°C y 0,82 ATM, si tiene una masa de 12,8 g. A) 4 L B) 8 L C) 12 L D) 16 L E) 32 L 4. ¿Qué masa de oxígeno hay en un cilindro que contiene 82 l de este gas a presión de 3atm y una temperatura de 27 ºC? 6

A) 32 kg B) 3,2 kg C) 3,2 g D) 320 g E) 320 l b 5. La presión de un gas aumenta en 50% mientras q ue su volumen disminuye en 50%. ¿Qué sucede con la temperatura? A) No varía B) Aumenta 25% C) Aumenta 50% D) Disminuye 25% E) Disminuye 50% 6. Un volumen de 298 m l

de un

gas ideal ejerce una presión de 1,23 atm a 25ºC. ¿Qué presión ejerce el mismo gas en un recipiente de 600 m l a 27 ºC? UNCP REGULAR 2009 - II

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

1,23atm 0,615atm 0,307atm 0,715 atm 2,46atm

Si se calienta cierta masa de un gas ideal desde 27ºC hasta 87ºC . ¿En qué porcentaje debería aumentar su presión para que no varíe su volumen? A) 10% B) 50% C) 100% D) 20% E) 120%

8. Si se calienta cierta masa de gas de 27ºC a 117ºC sin que varíe su presión. ¿En qué porcentaje aumenta su volumen? A) 60% B) 50% C) 30% D) 45% E) 90% 9. Determinar la densidad del gas metano (CH4) en (g/l) a 4,1 atm y 127ºC. A) 1 B) 1,5 C) 2 D) 2,5 E) 2,6 10. ¿Qué gráfico muestra un comportamiento isotérmico de un gas ideal?

A) B) C) D) E)

Solo III II y III Solo I Solo II I y III

11. ¿Cuántos átomos existirán en 20,5L de gas ozono a 127° y 5atom de presión? A) 3,25 No B) 9,375 No


C) 1,725 No D) 18,75 No E) 37,5 No 12. Un camión transporta un tanque de 8,2 m 3 con gas propano C 3H8 a 15atm de presión y 10°C. Durante el viaje la temperatura asciende a 22°C. ¿Cuántos kg de gas propano se debe descargar para que el tanque no explote? A) 1,35 B) 4,7 C) 9,5 D) 10,2 E) 15,9 13. ¿Cuántos globos de 300 ml a 27°C y 1,5 atm se pueden llenar con un tanque de 15L a 30°C y 3 atm? A) 100 B) 99 C) 98 D) 97 E) 96 14. Calcular ¿cuántas moléculas de NO 2 están contenidas en un volumen de 275 mL a 200 °C y 748 mmHg? A) 2,1.10 21 moléculas de NO 2 B) 4,19.10 21 C) 7,97.1021 D) 8.10 21 E) 9.10 21 15. Cuando un matraz de 250 mL se llena en condiciones normales con un gas, tiene una masa de 275 g. Cuando el recipiente está vacío tiene una masa de 273 g. ¿Cuál es la masa molecular del gas en g/ mol? A) 179,2 B) 2 C) 193,6 D) 273,2 E) 22,4 16. ¿Cuántas moles de oxígeno gaseoso habrán en un balón de 20 litros, sabiendo que al pasarlo a otro balón de 10 litros se pierden 24 g? Suponer condiciones de avogadro.

7

A) B) C) D) E)

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2 1,5 3,8 4,5 6,4

17. Una mezcla de gases, que se encuentra en un recipiente cerrado, a la presión de 800 mm de Hg, contiene 5 moles de N 2, 2 moles de O 2 y 3 moles de CO2. Calcular la presión parcial en mm de Hg de cada gas. A) PN2 = 400;PO2 = 160;PCO2 = 240 B) PN2 = 240;PO2 = 160;PCO2 = 400

C) PN2 = 200;PO2 = 180;PCO2 = 420 D) PN2 = 350;PO2 = 200; PCO2 = 250 E) PN2 = 500;PO2 = 100;PCO2 = 200 18. Las presiones parciales de cuatro gases contenidos en un recipiente de 6 L a 727 °C son: PCO2 = 0,82 atm; PH2 = 0,21 atm. ¿Cuántos gramos de gas CO 2 hay en el recipiente? A) 2,64 B) 1,65 C) 0,96 D) 1,15 E) 3,45 19. Se agregaron tres gases a un recipiente de 10 litros produciéndose una presión total de 800 torr a 27 °C. Si la mezcla contenía 8 gramos de CO 2, 6 gramos de O 2 y "X" g de N2, determinar la presión parcial del N2 en dicha mezcla. A) 219,1 torr B) 106,8 torr C) 123,4 torr D) 178 torr E) 108,76 torr 20. En un balón de acero de 5 L de capacidad, se introduce 28 g de N2 y 2 4 g d e O2 a 127 °C. Determinar la presión de la mezcla gaseosa en atmósferas. A) 3,65 B) 4,92 C) 6,56 D) 11,48 E) 22,94 TEMA 9 A / QUÍMICA

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ECUACIÓN GENERAL DE LOS GASES P1V1 P2 V2 = T T1 2

Leyes que la rigen

BOYLE

CHARLES

Proceso isotérmico igual temperatura

Proceso isobárico igual presión V

P

GAY - LUSSAC Proceso isocórico igual volumen P

Isoterma Isobara T

V

Isocora T

1. Son gases monoatómicos (ejm): ________________

6. En un proceso isocoro cuando se mantiene constante:

_________________________________________

____________________________________________

2. Son gases diatómicos (ejm): __________________

7. En un proceso isocoro se mantiene constante: ___

______________________________________

________________________________________

3. La ecuación universal de gas ideal es: ____________

8. La suma de presiones parciales en una mezcla gaseosa

_______________________________________

fue enunciada como: _______________________

4. La ecuación general de gas ideal es: _____________

9. Es un gas ideal

_______________________________________

________________________________________

5. En un proceso isotérmico se mantiene constante:

10.Es un gas real:

_________________________________________

TEMA 9 A / QUÍMICA

________________________________________

8


QUÍMICA - TEMA 10A

REACCIONES QUÍMICAS

Los compuestos se producen a partir de los elementos por

no es conveniente que la sal de mesa comience en el co-

reacciones químicas. Por ejemplo, la sal de mesa (cloruro

medor de la casa a emitir nubes del tóxico cloro gaseoso!

de sodio), se puede formar por la combinación del metal reactivo sodio con un gas verde tóxico, el cloro.

Una forma de recuperar el sodio metálico y el cloro gaseoso consiste en hacer pasar una corriente eléctrica (una fuente de energía externa) a través del cloruro de dosio fundido:

2Na(s) + Cl 2(g) → 2NaCl (s)

energía 2NaCl ( l )  → 2Na (l ) + Cl 2( g)

Debido a que esta reacción ocurre sin necesidad de "ayuda" externa, se dice que es un reacción espontánea (aunque el hecho de ser espontánea no da indicio alguno res-

El estudio de las causas de las reacciones químicas es una rama de la termodinámica. Este capítulo proporciona un

pecto a que tán rápida o lenta puede ser la reacción). La reacción inversa, la descomposición del cloruro de sodio, es un proceso no espontáneo, lo cual está muy bien, ¡pues

tratamiento simplificado del tema en relación con la formación

Todo proceso donde se observe que cuando dos o más

CLASIFICACIÓN

sustancias se unen, haya desprendimiento o absorción de

A. Por su naturaleza

de compuestos inorgánicos.

energía o también desprendimiento de algún gas o cambio de color, ello será una reacción química.

1. Reacción de Composición: Forma general: A + B → AB

Toda reacción química se representa por una ecuación y esta depende del tipo de reacción que se está tomando

a) De combinación o síntesis. Se produce por el cruce de los N.O. de 2 sustancias simples

para ello hay que recordar algunas nociones preliminares.

Forma general: AZ + + B y − → A yB z

Naturaleza de una sustancia simple:

Ejemplo:

•

• 2H2 + O2 → 2H2 O

Todo metal es monoatómico: Cu, Ag, Zn, Fe, Hg,

• N2 + 3H2 → 2NH3

etc.

b) De adición. Es la suma de las atomicidades de

•

Todo gas noble es monoatómico: He, Ne, Ar, etc.

•

Todo no metal gaseoso es diatómico: N2, O 2, F2, Cl 2, Br2, I2, H2.

las sustancias.

Algunos no metales sólidos son monoatómicos As, Sb,

• SO 3 + H2O → H2SO 4

Si, C.

• C2H4 + H2 → C2H6

Sustancias Alotrópicas: S(s) y S8(s); P4(s); etc.

• CaO + CO 2 → CaCO 3

• •


Ejemplo:

1

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2. Reacción polietápica: Se necesita de una serie de reacciones previos para obtener el compuesto final.

SUGERENCIAS

Ejemplo: Producción del H2SO 4 • FeS2O 3 + H2 → Fe 2O 3(s) • SO 2 + O2 → SO 3 • SO 3 + H2O → H2SO 4

m Una reacción química se puede evidenciar por: • Formación de precipitado. • Desprendimiento de gas en forma de burbujas. • Absorción y desprendimiento de energía. • Cambio de color, olor o sabor. 2. De descomposición o análisis:

SUGERENCIAS

∆Q

→A +B Forma general: AB  Ejemplo: • CaCO 3 → CaO (s) + CO 2 ↑ • C3H5(NO 3) 3 → CO 2 ↑ + H2O + N2 ↑ + O2 ↑

m El reactante en la oxidación es el agente reductor y el reactante en la reducción es el agente oxidante. E. Por el sentido de la reacción 1. Reacción irreversible o completa: es aquella que va en un sólo sentido ( → ), sólo el 5% de las reacciones, son irreversible. Ejemplo: • Ca(OH) 2(ac) + H2SO 4(ac) → CaSO4(s) + H2O (l)

B. Por el grado de sustitución 1. Reacción de sustitución simple o desplazamiento simple (sustitución). Forma general: A + BC → AC + B Ejemplo: • Zn + HCl → ZnCl 2 + H2 •

Ca + HNO 3 → Ca(NO 3 )2 + H2

•

Na + H2SO 4 → Na2 SO4 + H2

•

2. Reacción reversible o incompleta: va en dos sentidos ( €) , el 95% de las reacciones son reversibles.

Ejemplo: • PCl 5 € PCl 3 + Cl 2 • N2 + H2 € NH3

2. Reacción de sustitución doble o desplazamiento doble (metátesis): Forma general: AB + CD → AD + CB Ejemplo: • Ag Cl + H2S → Ag 2S + HCl •

Ca(OH) 2 + H2SO 4 → CaSO 4 + H2 O

•

Fe(OH) 3 + H Cl O 4 → Fe(Cl O4 )3 + H2 O

C3H8(g) + O2(g) → CO 2 ↑ + H2O (l)

F. Por la transferencia de energía 1. Reacción exotérmica: Es aquella donde la energía de los productos es menor que la energía de los reactantes, lo que significa que dicha reacción ha liberado energía, se le conoce porque el medio que lo rodea se siente más caliente luego de la reacción. • Complejo Activado (AB): En realidad antes de producirse la reacción final los reactantes chocan o se pegan en un tiempo pequeño, a la unión de estos reactantes se llama complejo activado (AB).

C. Por el número de fases 1. Reacción homogénea: Cuando todos los componentes de la reacción están en el mismo estado físico. Ejemplo: • N2(g) + H2(g) → NH3(g) • H2(g) + I2(g) → HI(g)

• •

2. Reacción heterogénea: Cuando en la reacción se observa dos o más estados físicos diferentes, para sus componentes. Ejemplo: • Fe (s) + O2(g) → Fe 2O 3(s) • C(s) + O2(g) → CO 2(g)

Sea la reacción siguiente: En una etapa A + B → C + D Dividiendo en dos etapas: 1. A + B → AB Complejo Activado 2. AB → C + D ⇒ Segunda Etapa Veámos gráficamente:

D. Por el número de etapas para obtener una sustancia 1. Reacción monoetápica. Se necesita de una sola reacción, para producir el compuesto deseado. Ejemplo: Producción de Fe puro. • Fe 2O 3 + H2 → Fe + H2O TEMA 10 A / QUÍMICA

2


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Donde:

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1. Combustión completa

HR HAB HP

: Energía de los reactantes : Energía del complejo activado : Energía de los productos ∆Ha : Entalpía de activación ∆Hd : Entalpía de descomposición ∆Hr : Entalpía de reacción

Se quema totalmente el combustible. Ejemplo: Mg + O2 Fe + O2 C3H8 + O2 C2H2 + O2 H2 + O2 C + O2

Analicemos: ∆Ha : HAB - HR ( ∆Ha > 0) ∆Hd : Hp - HAB ( ∆Hd < 0) ∆Hr : Hp - HR ( ∆Hr < 0)

→ MgO → Fe O 2

→ CO 2 → CO

3

2

→ HO 2 → CO 2

+ +

Luz blanca Luz naranja

+ + + +

H2O + fuego azul H2O + fuego azul fuego azul fuego azul

2. Combustión incompleta: No se quema todo el combustible.

Notación de una Reacción Exotérmica. A + B → C + D + 2,3 kcal / mol A + B → C + D; ∆Hr = -2,3 kcal / mol 2A + 2B → 2C + 2D; ∆Hr = -4,6 kcal / mol

Ejemplo: C3H8 + O2 → CO + H2O + fuego amarillo C3H8 + O2 → CO + C + H2O + fuego amarillo

A B C D + + + ; ∆Hr = −1,15kcal/mol 2 2 2 2

H. Reacción de catalisis Es aquella que para realizarse con una seguridad ventajosa, necesita la presencia de una sustancia externa, dicha sustancia no entra como parte de la reacción neta pero si afecta a la velocidad de la reacción, ya sea apurándola o retardándola.

2. Reacción endotérmica: Es aquella donde la energía de los productos es mayor que la de los reactantes, debido a que ha ganado o absorbido calor del medio externo razón por la que después de la reacción este medio externo se siente más frío. • Sea la reacción: A + B → C + D Veamos gráficamente:

1. Reacción de catálisis positiva.- es aquella donde el catalizador aumenta la velocidad de la reacción gráficamente ella reduce la entalpía de activación de la reacción sin afectar a la entalpía de la reacción neta. Ejemplo: Sea la reacción endotérmica. A + B + ∆Hr → C + D

Donde: ∆Ha : HAB - HR ( ∆Ha > 0) ∆Hd : Hp - HAB ( ∆Hd < 0)

∆Hr : Hp - HR ( ∆Hr < 0) Notación de una Reacción Endotérmica: A + B + 1,8 kcal / mol → C + D

Ejemplo:

A + B → C + D; ∆Hr = +1,8 kcal / mol 2A + 2B → 2C + 2D; ∆Hr = 3,6 kcal / mol

H2S O 4 C 2H 5O H + C 3H 7O H  → C2H5 OC 3H7 + H2 O

2. Reacción de catálisis negativa (con inhibidor). Es aquella donde el catalizador retarda la velocidad de la reacción haciéndola más lenta, por seguridad.

G. Reacción de combustión Es una reacción de oxigenación muy violenta (rápida), con desprendimiento de luz y calor y también de fuego, si la reacción se da con exceso de oxigeno tal que se queme completamente el combustible esto se llama de combustión completa, en cambio si la reacción se da con defecto de oxigeno esta será combustión incompleta. UNCP REGULAR 2009 - II

Ejemplo: Sea la reacción exotérmica: AB

A + B  → C + D + ∆Hr:sininhibidor

3


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ABE

A + B + E → C + D + ∆Hr + E:coninhibidor

IDEAS FUERZA

Veámos gráficamente: 2+

Ca

+2e-

m Agente Oxidante

Gana electrones

Caº (Reducción) Forma reducida conjugada o Especie reducida conjugada

o Forma Oxidada

Pierde electrones 3-

N

m Ejemplo: H2O AgNO 3 + H2 SO 4  → AgSO4 + HNO3

I. Por la transferencia o NO de e

(Oxidación)

Forma oxidada conjugada o Especie oxidada conjugada

3. Fe + S8 → Fe 2S 3 4. C 3H8 + O 2 → CO 2 + H2O 5. Al + HCl → A lCl 3 + H2 6. C 4H10 + O2 → CO2 + C + H2 O 7. CaCO 3 + HCl → CO2 + CaCl 2 + H2O

SO3 + H2 O → H2S O 4 (de adición) NaOH + HCl → NaCl + H2O (de neutralización)

8. FeS2 + O 2 → Fe 2O 3 + SO 2 9. C 3H5 (NO 3 ) 3 → CO2 + H2 O + N2 + O2

2. Reacción de redox: Aquella que contiene uno o más elementos cuyos N.O. varían. Puede ser de 3 clases.

10. Ca 3 (PO 4 ) 2 + SiO 2 + C → CaSiO3 + CO + P4

B. Balance por el método del número de oxidación

a) Reacción de redox intermolecular: Aquella donde los agentes oxidantes y reductor, caen en moléculas diferentes.

Pasos: 1. Se coloca el número de oxidación (N.O.) a cada elemento que interviene en la reacción. 2. Se forman semireacciones con los elementos que han cambiado su N.O. 3. Se determina el número total de electrones ganados o perdidos, igualándoles con coeficientes mínimos enteros. 4. Los coeficientes obtenidos se trasladan a la ecuación original. Si algunos elementos faltan balancear, esto se hará por el metodo del tanteo.

Ejemplo: H2 + O 2 → H2 O b) Reacción de redox intramolecular: Aquella donde los agentes oxidantes y reductor, caen en la misma molécula o fórmula. Ejemplo: Al 2 O3 → Al + O 2 c) Reacción de desproporción o dismutación (autoredox): Aquella en donde de la misma sustancia algunas moléculas se oxidan y otras se reducen.

IDEAS FUERZA

Ejemplo:

m Los elementos del grupo 1A tienen N.O. = +1 al formar compuesto y los del grupo 2A tienen N.O. = +2 al formar compuesto.

P4 → PO4− 3 + PH3

BALANCE DE ECUACIONES QUÍMICAS

m El H tiene N.O. = +1 al formar compuesto (excepto en los hidruros metálicos donde su N.O. = –1)

A. Balance por el método del tanteo balancean los metales. balancean los no metales. balancean los hidrógenos. balancean los oxígenos.

m el O tiene N.O. = -2 al formar compuesto (excepto en los peróxidos donde su N.O. = -1) m En los elementos libres el N.O. es igual a cero. m En los compuestos neutros la suma de todos los N.O. es igual a cero.

Ejercicio 1 Balancear por el método del tanteo: TEMA 10 A / QUÍMICA

5+

2. Fe + O2 → F e2 O3

Ejemplo: AgC l + H2 S → Ag2 S + HCl (metátesis)

Se Se Se Se

N

1. N2 + H2 → NH3

-

1. Reacción de no redox: Aquella donde no hay ganancia ni pérdida de e- , o sea no hay cambio en el N.O. de sus elementos.

1. 2. 3. 4.

Agente reductor o Forma reducida

-8e-

4


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Ejercicio 2

Ejercicio 3

Balancear por el metodo del N.O.

Balancear en medio ácido:

1. HNO 3 + S → H2SO 4 + NO 2 + H2O

1. C r2O 72 − + Fe 2 + → Cr 3 + + Fe 3 +

2. Cu + HNO 3 → Cu(NO 3) 2 + NO + H2O

Exigimos más!

2. SO 23− + MnO 4− → SO24− + Mn2 +

3. KOH + C l 2 → KCl O3 + H2 O

3. I − + CO 23 − → CO + IO 4−

4. H2SO 4 + NH3 → HNO 3 + S + H2O

− 2+ 4. MnO 4 + H 2 S → Mn + S

5. Ag + HNO 3 → NO + AgNO 3 + H2O

5. I + IO −4 → I 2

C. Balance por el metodo del ión-electrón 1. En medio ácido: Se usan los iones H+ (para igualar

Balancear el medio básico:

las cargas iónicas en ambos miembros) y H2O para

1. MnO −4 + N2H4 → MnO 2 + N2

igualar el número de "H", y con ello la ecuación queda

2. N2O 4 + Br − → NO−2 + BrO−3

balanceada.

3. I 2 → I − + IO 3−

2. En medio básico: Se usan los iones OH- (para igualar el número de "H" y con ello la ecuación quedará

4. C 2H4 + MnO 4− → MnO2 + C2H5 OH

perfectamente balanceada.

5. NH3 + CrO24− → NO 3− + Cr 3 +

Problema 1

−

o 10e 5 + I 2 → 2I

Balancear por tanteo:

(oxidación)

−

5 + + 1e 4 +

C 3H8 + O 2 → CO 2 + H2O

N → N (reducción)

Respuesta: HNO 3 Resolución: Para el Carbono C 3H8 + O2 → 3CO2 + H2 O

Para el Hidrógeno C 3H8 + O2 → 3CO2 + 4 H2 O

Se multiplican las semireacciones y lue-

Problema 3 Balancear por el metodo del N.O HNO3 + I 2 → HIO3 + NO 2 + H2 O

5 − +10e

Colocando los N.O a cada elemento:

Ag + HNO 3 → NO + AgNO 3 + H2 O

Resolución: Colocando los N.O


5+

2 I

−

4+

5+ o

5+

4+

1 0 N + I2 → 2 I + 1 0 N

Los coeficientes obtenidos se colocan

C 3H8 + 5O2 → 3CO2 + 4 H2 O

Hallar el agente oxidante en:

o 10e − I2 →

1 0 N → 10 N

Resolución:

Para el Oxígeno

Problema 2

go se suman.

en la ecuación completa: Se forman semicorrecciones con los elementos que cambian su N.O 5+

4+

o

5+

10HNO 3 + I 2 → 2HIO 3 + 10NO 2 + H2 O

N→ N

I2 → I

En cada semireacción se balancea el número de átomos y luego la cantidad de electrones.

5

Se termina de balancear la ecuación por tanteo.

10HNO 3 + I 2 → 2HIO 3 + 10NO2 + 4H2O


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1.

2.

3.

4.

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¿Cuál de las siguientes observaciones indican la ocurrencia de una reacción química? I. Cambio de color. II. Formación de precipitado. III.Cambio de estado físico de las sustancias. IV. Formación de burbujas. A) I, III B) II, IV C) I, II D) I, II, IV E) Todas Correlacionar: I. H2 + O2 → H2O II. CaCO 3 → CaO + CO 2 III.Na + H2O → NaOH + H2 IV. NaOH + HCl → NaCl + H2 O ( ) Desplazamiento simple ( ) Combinación ( ) Descomposición ( ) Doble desplazamiento A) IV, III, II, I B) I, II, III, IV C) III, I, II, IV D) IV, I, II, III E) N.A. Indica cual de las siguientes reacciones es de desplazamiento simple. A) Na + H2O → NaOH + H2 B) CdCO 3 → CdO + CO 2 C) Cl 2 + KOH → KCl + KClO + H2O D) Fe + O2 → Fe 2 O 3 E) KClO 3 → KCl + O 2 ¿Cual de las siguientes reacciones es de composición e irreversible? A) H2SO 4 + CaO → CaSO4 + H2O B) HI → H2 + I2 C) Fe + CuSO4 € FeSO4 + Cu D) 2H2O + O2 € 2H2O 2 E) SO 3 + H2O → H2SO 4

5.

¿En cuál de los siguientes fenómenos no se genera una reacción quí-mica? I. Corrosión de un clavo II. Digestión de los alimentos III. Evaporación del agua IV. Fermentación de la uva V. Combustión de la madera VI. Formación de un arco iris A) Solo I B) Solo II C) III y VI D) II y III E) I, II, IV y V



6. Según el comportamiento de los reactantes y la energía involucrada, las reacciones pueden ser: A) Redox y Exotérmica B) Metatésis y Redox C) Reversible y Exotérmica D) Adición y Endotérmica E) Irreversible y Exotérmica 7.

¿En qué clase de reacción química puede haber simultáneamente sustitución y cambios en los estados de oxidación de algunos elementos? A) Metatésis B) Isomerización C) Sustitución simple D) Descomposición E) Combinación

8. De acuerdo a la composición final y al cambio de los números de oxidación, las reacciones pueden ser: A) Endotérmicas y exotérmicas adición y descomposición B) Sustitución y doble sustitución - endotérmicas y exotérmicas C) Reversibles e irreversibles - adición y descomposición D) Adición y descomposición - no redox y redox E) Reversibles e irreversibles - no redox y redox 9.

Ordenar de acuerdo al tipo de reacción:  → 2Hl I. H2 (g ) + I 2( g) ←  ( g)  → 2H2O+O2 II. 2H2O2(l )+Calor ←  (g)

→MgCl 2(ac )+H2(g ) III. Mg(s ) +2HCl (ac ) 

A) adición - sustitución - descomposición B) descomposición - descomposición - adición C) reversible - descomposición sustitución D) irreversible - descomposición sustitución E) sustitución - descomposición doble descomposición

A) 1 D) 4

B) 2 E) 5

C) 3

11. En la ecuación balanceada de: Al + H2SO 4 → Al2(SO 4) 3 + H2 Señale el coeficiente del ácido sulfúrico. A) 1 B) 2 C) 3 D) 4 E) 5 12. Hallar el N.O. del Fe en el: FeO ; Fe 2O 3 y Fe 3O 4 A) +2;+3;+4 B) +2; +3; +5 C) +2; +3 ; +8/3 D) +2;+3; -8/3 E) +2; +3; + 2,5 13. Determina el número de electrones transferidos en: P3- → P 4 A) Gana 3eB) Pierde 3eC) Gana 4eD) Pierde 4eE) Gana 12e14. Halla la suma de los coeficientes de los reactantes al balancear: C5H12O + O2 → CO 2 + H2O A) 14 B) 15 C) 16 D) 17 E) 18 15. En la ecuación: Fe 2O 3 + H2 → Fe + H2O Indica el coeficiente del agente oxidante. A) 2 B) 5 C) 3 D) 1 E) 4 16. Al balancear la siguiente ecuación química: Fe 2O3( s ) + CO ( g) → Fe( l ) + CO 2( g) Indicar el coeficiente del producto gaseoso. A) 1 B) 2 C) 3 D) 4 E) 5

10. Balancear y dar como respuesta la suma de coeficientes de los reactantes. CH4 + O2 → CO 2 + H2O

17. Luego de balancear la siguiente ecuación química, indica el coeficiente del agua. Cu+HNO 3 → Cu(NO 3) 2+NO+H 2O A) 6 B) 5 C) 3 D) 4 E) 7

6


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18. Calcule el número de electrones transferidos en cada semireacción: I. Ni → N3+ II. MnO –4 → Mn 2+ III. C r2O72 – → Cr 3+ A) 3; 4; 5 B) 3; 3; 6 C) 3; 5, 7 D) 3; 5; 3 E) 3; 5; 6 19. Balancear por el método del número de oxidación: K 2C r2 O7 + HCl → CrCl3 + KCl + Cl2 + H2O


y señalar el coeficiente estequiométrico del agente reductor y del agua, respectivamente: A) 2 y 6 B) 3 y 11 C) 5 y 6 D) 6 y 7 E) 6 y 14 20. En la siguiente reacción redox Ca + HNO 3 → Ca (NO 3)2 + NO + H 2O I. El coeficiente del agente reductor es 3.

7

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II. El HNO 3 es el agente oxidante y su coeficiente estequio-métrico es 8. III. Se transfiere 6 mol de electrones. IV. El Ca se reduce. La(s) proposición(es) correcta(s) es(son): A) Solo I B) Solo II C) Solo III D) II y IV E) I y III


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1.

2.

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Toda ecuación química contiene dos partes: reactantes y _________________________________

6.

La siguiente reacción: N2 + H2 → NH3 corresponde al

7.

_________________________________________

tipo: ____________________________________ 3.

4.

Si el catalizador retarda la reacción, se le conoce como:

Una reacción de combustión es completa si la llama es de color: _______________________________

A la reacción de doble desplazamiento se le conoce como: ___________________________________

8.

Si una reacción libera calor o energía se le conoce como ____________________________________

9.

Una reacción en medio ácido usa los iones: _________________________________________ Un elemento se reduce si es agente ____________ _________________________________________

5.

El N.O. del hidrógeno en los hidruros Metálicos es: ________________________________________


10. Un agente reductor ________________ electrones.

8


QUÍMICA - TEMA 11A

ESTEQUIOMETRÍA

En la vida cotidiana siempre encontramos muchas equivalencias que quizás muchas veces no les tomamos la debida importancia tal es el caso de que cuando vamos a comprar a la tienda un kilo de sal que aproximadamente cuesta 80 céntimos (esta sería nuestra primera equivalencia en el punto de vista económico). Muchas veces solo miramos el contenido pero muy pocas personas se detienen a mirar que este compuesto muy usado por nosotros tiene cloro y sodio razón por la cual adopta el nombre de cloruro de sodio y que en un pequeño átomo de este gran compuesto se encuentra 35,5 g de cloro y ocupa el 60,68% del total del compuesto y de sodio se encuentra 23 g que ocupan el 39,32% de todo el compuesto.

ESTEQUIOMETRÍA I. DEFINICIÓN

Ejemplo Sea la síntesis de Haber – Bosch para obtener amoníaco: NH3.

Estudia las relaciones cuantitativas, ya sea con respecto a la masa, volumen, etc., de los componentes de una

P.A. (N = 14; H = 1)

reacción química, dichas relaciones están gobernadas por leyes, éstas pueden ser ponderales y/o volumétricas.

II. LEYES PONDERALES: (MASA CON MASA) Estudia exclusivamente las masas de las sustancias que participan en una reacción química, puede ser

B. Ley de las proporciones fijas y definidas (de Proust)

de 4 clases.

Las masa de 2 ó más componentes de una reacción química, guardan siempre una relación fija o constante, cualquiera sean estas masas.

A. Ley de la conservación de la masa (de Lavoisier) En todo proceso químico, se cumple que la masa total de los reactantes es igual a la masa total de

Ejemplo: Sea la oxidación del Calcio P.A (Ca = 40)

los productos. UNCP REGULAR 2009 - II

1


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ESTEQUIOMETRÍA

D. Ley de las proporciones recíprocas (de Wenzel - Richter) Si las masas de dos sustancias A y B pueden reaccionar separadamente con la misma masa de una tercera sustancia "C" entonces si A y B reaccionan juntos, lo harán con la misma masa con que reaccionan con "C" o con masas múltiplos o submúltiplos a la mencionada. Ejemplo: Observación: De la reacción entre Ca y O2. Reactivo limitante Es la sustancia que en una reacción química, toda su masa se consume completamente, limitando la cantidad necesaria que va a reaccionar de la otra sustancia. Ejemplo: El calcio.

III. LEYESVOLUMÉTRICAS: (DE GAY LUSSAC)

Reactivo en exceso Es la sustancia que en una reacción química, su masa no se consume totalmente, porque en la reacción entra más de lo debido de ésta sustancia. Ejemplo: El oxígeno.

Gobiernan únicamente a los volúmenes de los componentes gaseosos, pueden ser de 3 clases: 1. Ley de las proporciones fijas y definidas 2. Ley de las proporciones múltiples 3. Ley de las proporciones recíprocas. El análisis de cada ley volumétrica es semejante al de cada ley ponderal.

C. Ley de las proporciones múltiples (de Dalton)

Ejemplo: Sea la combustión del metano.

Si dos sustancias simples reaccionan para generar dos o más sustancias de una misma función química, se observará que mientras la masa de uno de ellos es constante, la masa del otro var ía en relación de números enteros y sencillos. Ejemplo: Sea la combinación iónica.

Se observa que:

Recordar:

Vgas #moléculas P gV n=m = = = M NA Vm g n R g T { aC.N.

Donde: Vm.n a C.N = 22,4L TEMA 11 A / QUÍMICA

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ESTEQUIOMETRÍA

IV. CONTRACCIÓN VOLUMÉTRICA (C.V.)

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Solución:

Es una medida relativa del descenso del volumen en una reacción química respecto al volumen inicial (antes de la reacción). C.V =

• •

S R − SP SR

SR : S de volúmenes gaseosos delosreactantes SP : S de volúmenes gaseosos delosproductos

Ejemplo: Hallar la contracción volumétrica de la combustión completa del etano.

Problema 1

Calcular la masa de oxígeno que reaccionará con 447, 2g de Fe para producir Fe 2 O 3 de acuerdo a la reacción: 4Fe + 3O2 → 2Fe 2O 3 Datos: m.A: Fe = 55,9 y = O = 16 A) 192g D) 32g

B) 96g E) 60g

C) 120g

Resolución:

x. masa de oxígeno 4Fe + 3O2 → 2Fe2 O 3

C.V. =

espaciales tal compuesto reacciona con N2O 4, de acuerdo con la siguiente reacción. 2(C H3 )2NNH2+4N2O4 →4CO2+6N2+8H2O

Calcule la masa (en gramos) de N2O 4, que se requiere para hacer reaccionar 120g de (CH 3) 2NNH2. Datos: Masas moleculares (CH3)2NNH2: 60g/mol N2O 4 = 92g/mol A) 368 D) 123

B) 230 E) 417

CO + O2 → CO 2 A. B.

A) A. RL = CO; RE = O2 ; B. 224l B) C) D) E)

A. A. A. A.

RL RL RL RL

= = = =

2(C H3 )NNH2+4 N2O 4→4CO2+6N2+8 H2 O

+

mol

O2 {

→

mol

(

=5 menor valor

)

2 14243 RL

x = 368g de N 2O 4

= = = =

O3 ; B. 220l O4; B. 124l O5; B. 204l O8; B. 242l

Problema 2

Problema 3

El compuesto (CH3) 2 NNH2 se usa como un combustible para propulsar naves

Si se dispone de 10 moles de CO y 10 moles de O2 para la reacción:

2Co 2 {

val(CN)

(

10

)

=10 mayor valor 1 1442443 RE

A)

RL = CO;

B)

x=

Respuesta: A) 368

3

RE RE RE RE

2mol___1mol____2(22,4 l )....(CT) 10mol _ 10mol x ......(CR) 123 123

10

Respuesta: A) 192g

CO; CO; CO; CO;

Resolución:

2CO {

x. masa de N2 O 4


Quién es el RL y RE? ¿Cuántos litros a CN de CO 2 se obtendrán?

C) 240

Resolución:

224x = 447,2 × 96 x = 191,65 ≈ 192g La masa de oxígeno es 192g

5 9

RE = O 2

2 (22,4 l).(10) 2

= 224 l

Respuesta: A) A. RL = CO RE = O 2 B. 224 l


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1. Determine el volumen de SO3 que se forma por la oxidación de 6 litros de SO 2 según:

KClO3( s) → KCl ( s) + O2( g)

m.A. (K = 39; Cl = 35,5)

SO2 + O2 → SO 3 A) 2l D) 9l

B) 3l E) 12l

C) 6l

2. ¿Qué volumen de oxígeno se requiere para la combustión completa de 50 l de metano (CH 4)? A) 25l

B) 50l

C) 75l

D) 100l

ESTEQUIOMETRÍA

A) 44,8l

B) 33,6l

C) 22,4l

D) 11,2l

E) 5,6l 7.

3. ¿Cuántos moles de FeO se obtienen a partir de 15 mol de Fe 2O 3?

¿Qué volumen de hidrógeno medido a 27ºC y 4,1 atm se puede obtener a partir de 81g de Aluminio, según? Al + HCl → AlCl 3 + H2

A) 81l

B) 54l

C) 27l

D) 72l

E) 108l

B) 16mol

C) 15mol

D) 30mol

E) 28mol 4. En la reacción de oxidación del NH3 por el O2 se produce NO y H2O. ¿Cuántos gramos de H2O se producen por gramo de NO en esta reacción? A) 3 D) 1,2

B) 2,1 E) 0,9

C) 1,8

5. El óxido nitroso (N2O) también se denomina "gas hilarante". Se puede preparar para la descomposición térmica del nitrato de amonio (NH4NO 3). El otro producto es agua. ¿Cuántos gramos de N 2O se prepararán a partir de 1,76kg de nitrato de amonio? A) 320g

B) 968g

C) 792g

D) 396g

E) 391g 6. ¿Qué volumen de oxígeno a condiciones normales se producen por la descomposición de 122,5 g de clorato de potasio (KCl O 3), según? TEMA 11 A / QUÍMICA

A) 16%

B) 14%

C) 13%

D) 15%

E) 17% 12. Hallar los litros de aire necesario para la combustión completa de 1 mol de propano a C.N. Según la reacción: C 3H8 + O 2 → CO 2 + H2O

F e2O3 + CO → FeO + CO2

A) 25mol

porcentaje de clavo no reacciona? Fe + H2SO 4 → FeSO 4 + H2

m.A. (A l = 27)

E) 200l

11. Un clavo de hierro de 40 gramos se cae en un recipiente que contiene 59,5 gramos de ácido sulfúrico (H2SO 4) hirviéndo. ¿Qué

(Aire: O 2 20%) 8. ¿Cuántos litros de O2 a 27ºC y 1 atm se necesitan para que reaccione con 40 l de CO a 27ºC y 4 atm? CO (g ) + O2( g) → CO 2(g)

A) 30l

B) 40l

C) 50l

D) 60l

E) 80l 9. ¿ Q u é v o l u m e n d e a i r e s e r á necesario para la combustión de 800ml de CO según? CO (g ) + O2( g) → CO 2(g) Si el aire posee 20% en volumen de oxígeno. A) 400ml

B) 200ml

C) 80ml

D) 1000ml

E) 2000ml

10. ¿ Q u é v o l u m e n d e a i r e q u e contiene 20% en volumen de oxígeno será necesario emplear para producir la combustión completa de 10 l de gas propano (C3H8)? A) 50l

B) 100l

C) 150l

D) 200l

E) 250l 4

A) 112

B) 224

C) 650

D) 560

E) 1120 13. Se dispone de 20 moles de CH4 y 40 moles de C l 2 para la reacción: CH4 + Cl 2 → CCl 4 + HCl

El reactivo limitante será: ¿Cuántos gramos de CCl 4 se obtendrá? m.A. (Cl ) = 35,5 A) Cl 2; 1420 B) Cl 2; 1410 C) CH4; 1420 D) CH4, 1410 E) Cl 2; 1120 14. Se desea preparar 13,2g de sulfato de amonio (NH4) 2 SO 4 a partir de una solución acuosa de NH3 al 20% en masa y densidad 0,9g /ml . Determine el volumen de la solución amoniacal requerida. NH3 + H2S O 4 → (NH4 )2 SO4 A) 18,8 m l C) 9,4ml E) 48ml

B) 32ml D) 64ml


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ESTEQUIOMETRÍA

15 ¿Cuántos mol de etanol (C2H5OH) pueden formarse por la fermentación de una muestra de 900 g de glucosa (C6 H12 O 6) cuya pureza es del 80% en masa. C6H12O6 → C2H5O H + CO2 A) 3,5

B) 1,23

C) 8

D) 10

E) 4 16. ¿Qué volumen de acetileno (C2H2) en condiciones normales se consumió en la soldadura autógena de tubos de acero, si en la combustión de este se consumieron 0,5 m 3 de oxígeno? A) 400 l C) 103 l

B) 300 l D) 50 l

E) 200 l


17. ¿Qué masa de CaCO 3 es necesaria para que reaccionando con HCl se produzcan 20 l de CO 2 medidos a 780 mmHg? CaCO3 + 2HCl → CO2 + CaCl2 + H2O

A) 143,8 g

B) 85,3 g

C) 24,3 g

D) 100 g

E) 50 g

19. ¿Qué volumen de oxígeno o de hidrógeno quedará sin reaccionar en condiciones normales. Si la cantidad de oxígeno 80 g. Se hace reaccionar con 8 mol de hidrógeno para formar agua. (Elija la respuesta más aproximada). A) 90 l C) 50 l

E) 4,5 l

18. ¿Qué volumen de oxígeno medidos a 750 mmHg y 28 °C se necesita para que realice, hasta completarse la combustión de 48 gramos de CO? A r(C = 12; O = 16) A) 14,10 l

B) 21,58 l

C) 10,57 l

D) 43,16 l

E) 25,32 l

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B) 67 l D) 45 l

20. En la siguiente reacción química se emplean 22,4 litros del gas H2S a condiciones normales. Calcular que volumen en litros se obtendrán del gas NO. HNO 3 + H2S → NO + S + H2O A) 20,45

B) 14,93

C) 0,678

D) 55,44

E) 10,13

5


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ESTEQUIOMETRÍA

6. La masa del H2O a partir de 4g de Hidrógeno en la

1. La ley de la conservación de la masa corresponde a:

síntesis de Lavoisier.

________________________________________

________________________________________ 2. La ley de proporciones definidas corresponde a:

7.

________________________________________

Si la masa teórica de CO 2 en 400g y la masa experimenta en 200g el rendimiento es: ________________________________________

3. La ley de proporciones múltiples corresponde a: ________________________________________

8. Si la masa teórica es 500g el rendimiento es el 80%. Cuanto se produce realmente. ________________________________________

4. En 400 kg de Caliza con 80% de pureza de CaCO 3 corresponde a ______________________ gramos

9. Si la masa experimental es 600g y el % R es el 90%

de CaCO 3.

la masa teórica es: ________________________________________

5. Los moles de CO 2 a partir de 20 moles de C3H3 en una reacción de combustión.

10. La ley de proporciones recíprocas corresponde a

________________________________________


________________________________________

6


QUÍMICA - TEMA 12A

SOLUCIONES

Estimado estudiante, el capítulo de soluciones es uno de los más importantes del curso de química debido a que la mayoría de reacciones químicas ocurren no entre sólidos, líquidos o gases sino entre iónes y moléculas disueltos en agua u otros disolventes. Además es el tema que aparece con mayor frecuencia en las peguntas a los exámenes de admisión a las diferentes universidades del país ya sean nacionales o particulares por ello te invito a estudiar con detenimiento este capítulo para lo cual se requiere poco esfuerzo memorístico si se entienden los conceptos y se desarrollan las habilidades necesarias para aplicarlos.

CLASIFICACIÓN DE SOLUCIONES

I. DEFINICIÓN •

1. Por la cantidad de soluto:

Son mezclas homogéneas formadas por dos o más

a. Solución diluída: El soluto se encuentra en una pequeña cantidad. Ejemplo:

solutos y un solvente. •

El s o l v e n t e es el que se encuentra en mayor proporción y es el que determina el estado de la solución.

•

Masa

El soluto es la sustancia que está en menor

Sto = NaHCO 3

0,2 g

proporción y es de quién depende el nombre y el

Ste = H 2O

1.00 g

grado de disociación de la solución.

Sol

T = 20 ºC

Ejemplo:

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

Solución de "salmuera", será:

Masa Sto = NaHCO3 Ste = T = 20 ºC

HO 2

6,5 g 100 g

Sol

IDEAS FUERZA Luego:

Solución = Soluto + Solvente Salmuera


NaCl

Una mezcla es la unión de dos o más sustancias que no cambian sus propiedades y que se pueden separar por medios físicos.

H 2O

1


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SOLUCIONES

2. Por la naturaleza del soluto

c . Solución saturada: Es aquella que contiene la máxima

cantidad

de

soluto

disuelto

a

una

determinada temperatura.

a. Solución iónica: El soluto de esta solución se disocia

Ejemplo:

o se ioniza por lo cual estas soluciones son "conductoras" de la electricidad.

Masa Sto =

NaHCO3

Ste = H 2O T = 20 ºC

Ejemplo:

9,5 g 100 g

NaCl(ac), MgSO4(ac), HCl(ac), H 2SO4(ac), HNO 3(ac), NaOH(ac),

Sol

KOH(ac), CaCO 3(ac).

d . Solución sobresaturada: Es aquella que admite un excedente de la máxima cantidad de soluto

b. Solución molecular: El soluto de esta solución

disuelto en el solvente. El excedente puede ser

se disgrega a nivel molecular; por lo cual se

disuelto en "baño maría".

disgrega a nivel molecular; por lo cual estas

Ejemplo:

soluciones son "no conductoras" de la electricidad,

T = 20 ºC

Masa

no forma iones.

Sto = NaHCO3

11 g

Ejemplo:

Ste = H 2O

100 g C 6H12O6(ac) (dextroxa), alcohol, glicerina.

Sol

3. Por la naturaleza del solvente: Solución

Solvente

Soluto

Ejemplo

Solido

Latón (Zn + Cu)

Acero (c + Fe) Sólido

Sólido

Bronce (Sn + Cu) Líquido

Amalgama de oro (Hg + Au)

Gaseoso

Oclusión de H2 e n P1

Sólido

Salmuera (NaCl + H2O) Dextroxa (C 6H12O6 + H2O) Vinagre (CH3COOH + H2O)

Líquido

Líquido

Líquido

Aguardiente

(CH3CH2OH + H2O) 14243 etanol

Agua oxigenada (H2 O2 + H2O) Agua regia (HCl + HNO 3 ) Gaseoso

Gaseoso

Gaseoso

Agua carbonatada (Co2 + H2O)

Gaseoso

Aire seco (N2, O 2, Ar......)

UNIDADES FÍSICAS DE CONCENTRACIÓN

2. Porcentaje en volumen (% vsto):

1. Porcentaje en masa (% msto):

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

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

%m sto =

m sto x100% m sol

donde:m sol = m sol + mste


%msto =

m sto = masa de soluto m ste = masa de solvente m sol = masa de la solución

v sto x100% v sol

donde:v sol = v sol + v ste

2

Vsto = volumen de soluto vste = volumen de solvente vsol = volumen de la solución


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SOLUCIONES

UNIDADES QUÍMICAS DE CONCENTRACIÓN

3. Partes por millón (ppm): Expresa la concentración como el número de miligramos (mg)

1. Molaridad (M): Es el número de moles de soluto disuelto

de soluto por litro (L) de disolución. Un ppm es lo mismo

en un litro de solución.

que 1 gramo de soluto en un millón de centímetros

M=

cúbicos de disolución.

ppm =

m sto msol

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Donde: msto = masa en “mg” del soluto vsol = volumen en “L” de la solución

nsto vsol

Unidades:

nsto m Como: n = M ⇒ M = N .v sto sol

mol < > molar L

enfuncióndeMsto y msto

Además: Además: Dsol = densidad de la solución en g/ml

3

1 g = 1000mg ⇒ 1g = 10 mg

%m = porcentaje de masa.

Msto = peso molecular del soluto. −3

1mg = 10 g

ó

⇒ M=

Ejemplo:

(10)(%m)(Dsol ) Msol

Si 0,50 litros de una disolución acuosa contiene 4,4 mg 2. Normalidad (N): Es el número de Eq-g de soluto disuelto

de ión cloruro. ¿Cuántos ppm de cloruro contienen?

en un litro de solución.

Solución:

ppm =

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

N=

#Eq − g sto vsol

donde

eq − g < > normal L

También se cumple:

4. Fracción molar (x): x sto =

nsto n sol ⇒ N= M × θ

(relación entre normalidad y molaridad)

Para soluciones gaseosas o líquidas volátiles donde:

nsol = n1 + n2

x1 + x2 = 1

Donde " θ " es el parámetro y depende del soluto.

DETERMINACIÓN DEL PARÁMETRO " θ " SUSTANCIA

EJEMPLO

θ

HC l → θ = 1 Ácido

# de "H" sustituíbles

H2SO4 → θ = 2 H3PO4 → θ = 3 K(OH) → θ = 1

Base o hidróxido

# de "(OH)" sustituíbles

Ba(OH)2 → θ = 2 Al(OH)2 → θ = 3 Na 1-1C l → θ = (1) (+1) = 1

Sal

A l 2+3(SO4)3 →

Carga neta del catión

(NH4)1+1C l →


3

θ = 2(+3) = 6 θ = 1(+1)=1


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SOLUCIONES

Agente oxidante # e- ganados

M+7 → M+2 ⇒ θ = 5

Agente reductor # e- perdidos

2Cl

Redox

−1

0

→ Cl2 ⇒ θ = 2

+3

Fc 2 O3 ⇒ θ = 2(+3) = 6 Óxidos

+5

Cl2 O5 ⇒ θ = 2(+5) = 10

3. Molalidad (m): Es el número de moles de soluto disuelto en 1 kilográmo de solvente.

msto =

nsto w ste

unidades:

IDEAS FUERZA En una dilución, el número de moles del soluto se mantiene constante, lo que varía es el volumen del solvente.

mol < > molal kg

donde: Wste: peso o masa del solvente en kg.

m=

También se cumple:

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

1000(%m sto) (100 − %msto ).Msto

IDEAS FUERZA • Recuerda que: n =

• D=

masa M

=

+

V1

V2

V3=V+V 1 2

C2

# demoléculas NA

C2

Se cumple que:

C3

nsto1 + nsto2 = nsto3 C1. V1 + C2 .V2 = C3.V3

m ; D = densidad (g/ml); m = masa (g); v

v = volumen (ml).

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

• 1 kg de agua < > 1 L de agua, por ser la densidad del agua igual a 1 g/ml.

APLICACIONES DE LAS UNIDADES DE CONCENTRACIÓN 1. Dilución de una solución:

Ácido

Es el procedimiento que se usa para preparar soluciones de baja concentración a partir de 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.

Ácido + Base ® Sal + H 2O Se cumple:

+

#Eq - g ácido = #Eq - g base

Base

Nácido .V ácido = Nbase . V base

H2O V=x V1

V2= V1+x C1

Se cumple que:

SUGERENCIAS

C2

Al resolver un problema de dilución o mezcla de soluciones, las unidades de concentración deben ser las mismas , de lo contrario el resultado se alterará.

nsto1 = n sto2 { { C1.V1 = C2.V2

Donde: C = concentración molar o normal. TEMA 12 A / QUÍMICA

4


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SOLUCIONES

Problema 1 Se tiene una botella de pisco al 40% (en volumen). Si la botella tiene una capacidad de 600 ml . ¿Qué volumen de agua tendrá la botella? A ) 360ml

B) 460ml C) 380ml

D) 520ml

E) 320ml

Resolución: Vtotal = 600ml

Vpisco = 40%

Problema 2 Hallar la molaridad y normalidad de 85ml de H2SO4 3M, si se diluye en agua hasta un volumen de 500ml . A ) 3,0 N

B) 1,02N

D) 1,04N

E) 2,0N

C) 1,05N

Problema 3 Calcular la molaridad de 80g de NaOH en 10l de solución. PF(NaOH) = 40 A ) 0,6M

B) 0,5M

D) 0,1M

E) 0,3M

C1 = 3M C2 = ? V1=85ml V 2 =500ml

}

C1 V1 =C 2 V2 3× 85 = C2 ×500⇒ C2= 0,51M

M = (H2SO 4) = 0,51M Hallar la normalidad:

m (NaOH) = 80g   PF ( NaOH ) = 40  nNaOH =

Con

respecto a una solución

indique la alternativa incorrecta: A ) Forma un sistema homogéneo. B) Cualquier porción tiene las mismas propiedades. C) El soluto se encuentra como átomos iones o moléculas. D) El nombre lo define el soluto. E) El solvente define la concentración. 2.

De las siguientes proposiciones que se muestran a continuación, indique

la

correspondencia

correcta: I. Solución sólida. II. Solución iónica. III. Solución molecular. a. NaOH(ac) b. Bronce c. C 6H6 en CCI4 A ) Ia, IIb, IIIc

B) Ib, IIa, IIIc

C) Ic, IIa, IIIb

D) Ia, IIc, IIIb

E) Ic, IIb, IIIc


m 80 = = 2mol PF 40

n 2 M = sto = = 0,2M ∴M = 0,2M sol

60 × 600ml = 360m l 100

Vsol

10

Respuesta: C) 0,2M

Respuesta: B) 1,02N

Respuesta: A) 360ml

1.

C) 0,2M

Resolución:

Resolución:

Vagua = 60% ⇒ Vagua =

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3.

Al analizar una muestra de aire

A ) Solución diluida

podemos señalar como alternativa incorrecta. A ) Es una muestra de aspecto homogénea. B) Es un cuerpo material que presenta moléculas de diferentes gases. C) Presenta diferentes proporciones de componentes en

B) Solución concentrada

cualquier porción del cuerpo material. D) Los componentes de la muestra son de propiedades químicas definidas. E) Se pueden separar los componentes gaseosos de dicha muestra.

C) Solución saturada D) Solución sobresaturada E) N.A. 5.

Se disolvieron 20g de sal en agua preparando una solución al 25%, ¿cuántos gramos de agua hay en dicha solución?

6.

A ) 80

B) 50

D) 40

E) 60

C) 28

Se prepara medio litro de solución acuosa de ácido sulfúrico H2SO4, al 65% en masa; siendo la densidad de la solución de 1,25 g/L. Calcule

4. A la máxima cantidad de un soluto que se disuelve en una determinada cantidad de agua se denomina solubilidad. A la solución que tiene por encima a esta cantidad de soluto en condiciones especiales se denomina: 5

la masa de soluto presente. A ) 206,3 g B) 460,3 g C) 406,3 g D) 203,1 g E) 40,63 g


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7.

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SOLUCIONES

M( H2SO 4 ) = 98g/mol

¿Cuántos gramos de sacarosa están

A ) 4,9

B) 9 , 8

disueltos en 1200g de una solución

C) 2 , 5

D) 5,11

saturada de agua azucarada a

E) 6 , 4

20ºC? S20ºC = 204 A ) 694,4 g

B) 709,5 g

C) 805,4 g

D) 840,3 g

E) 850,7 g

12. ¿Cuál es la normalidad de una solución de Al 2 (SO4 )3 2M? A ) 6N

B) 3N

C) 9N

D) 12N

E) 15N 8.

13. ¿Cuál es la normalidad de una solución preparada disolviendo 16g de BaCl2 en agua suficiente para obtener 450ml de solución? Dato: Ma: Ba =137, Cl = 35,5

Entonces,

calcule,

¿cuántos

gramos de solución saturada se puede formar utilizando 0,5 kg de agua a 20 ºC? A ) 530 g

B) 550 g

C) 570 g

D) 590 g

E) 610 g

9.

A ) 0,28N

B) 0,34N

C) 0,42N

D) 0,39N

14. A 2 0 0 ml de KOH 0,4M se le agrega 300 ml de agua. Hallar la

molaridad de la solución resultante. A ) 0,267

B) 0,16

C) 0,32

D) 1 , 6

15. ¿Qué volumen de agua hay que agregar a 100 ml de H2SO4 4N para

B) 0 , 4

C) 0 , 6

D) 0 , 8

E) NA

B) 0,43

C) 0,35

D) 0,76

E) 0,96

18. Determine el volumen de una solución de ácido nítrico (HNO 3), mezclarlo con cierto volumen de ácido nítrico (HNO 3 ), 0,8 normal origine un litro de solución 0,65 molar. A ) 500 ml

B) 250 ml

C) 750 ml

D) 350 ml

E) 650 ml

19. Determine el porcentaje en masa de una solución que se obtiene al diluir 500 ml de soda cáustica con

100 ml de agua con una densidad de 1,333 gml

(NaOH) = 40 g/mol

y se diluye hasta 20 litros con

A ) 0,2

A ) 0,51

Datos masa molar:

Se disuelve 12 moles de un soluto

molar de dicha solución?

solución.

E) 0,25N

E) 3 , 2

agua. ¿Cuál es la concentración

halle la nueva normalidad de la

0,5 molar, necesario para que al

Para un compuesto x la curva de solubilidad es la siguiente:

luego le agrega 400 ml de agua,

A ) 8,7%

B) 10%

D) 15%

E) 13,3%

C) 20%

convertirla en 1,25 molar? A ) 160 ml

B) 540 ml

C) 60 ml

D) 100 ml

E) 640 ml

20. En la siguiente reacción no redox:

Ba( OH)2ac ( ) + HBr(ac ) →BaBr2ac ( ) + H2O( l)

Se tiene una bureta de 200 ml

16. Determine la molaridad de una 10. ¿Cuántos gramos de KCl (PF=74,5)

llena con HBr (ac) 0,1M y en un vaso

solución que se obtiene al mezclar

habrá en 500 mL de una solución

300 ml y 400 ml de solución de

se tiene 100 ml de Ba(OH)2 0,4M,

0,2 molar de dicha sal?

sacarosa 3,5M y 4M, respec-

A ) 7,45

B) 2,98

tivamente.

C) 298

D) 2 , 0

A ) 2,92 ml

E) 1 , 5

C) 1,55 ml E) 3,11 ml

B) 3,85 ml D) 3,78 ml

Determine la normalidad de la solución.


- El reactivo limitante. - El volumen gastado del reactivo en exceso. A ) HBr, 75ml

B) Ba(OH)2 , 80 ml

11. Si la densidad de una solución de H2SO4 al 40% en peso es 1,2 g/ml.

determine.

17. Cierto alumno se tropieza y pierde la cuarta parte de 1280 ml de solución 0,5 N de soda cáustica. Si

6

C) HBr, 25 ml

D) Ba(OH)2 , 25 ml E) HBr, 80ml


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SOLUCIONES

1.

Se llama solución saturada ____________________

2.

La molaridad es el número de moles _________ por

6.

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La normalidad es el ____________ por litro de _____________.

litro de _______________

7.

Se llama porcentaje en masa ___________________ ________________________________________

3.

4.

Las soluciones que contienen una pequeña cantidad de soluto disuelto se llaman _______________

8.

Se llama porcentaje en volumen ________________

El latón es una solución de __________ y

9.

Se llama solución electrolítica:

__________ 5.

________________________________________

El vinagre es una solución de ___________ y

10. La solubilidad de un sólido en un líquido aumenta al

____________


aumentar la ___________________.

7


QUÍMICA - TEMA 1B

QUÍMICA ORGÁNICA QUÍMICA ORGÁNICA I. IMPORTANCIA

esta manera que es posible sintetizar un compuesto orgánico a partir de un compuesto inorgánico. • En 1845 el químico alemán Kolbe sintetiza por primera vez el ácido acético. • En 1855 el químico frances Berthollet estudio los piquetes de las hormigas rojas y descubrió el secreto para la preparación del ácido formico. Berthollet

Elaboración de productos farmacéuticos, plásticos, pesticidas, colorantes, saborizantes, polímeros para elaborar dispositivos ortopédicos para sustituir órganos dañados.

II. OBJETIVOS • Conocer las propiedades de los compuestos orgánicos. • Conocer las propiedades del carbono. • Nombrar y formular los hidrocarburos saturados e insaturados. • Conocer las aplicaciones de los compuestos orgánicos.

• En 1865 August Kekulé (alemán) propuso que la estructura del benceno era intermedia entre dos estructuras resonantes. August Kekulé

III. HISTORIA • En 1809 el gran químico sueco Jons Jacob Berzelius propone la teoría vitalista. • En 1828 Friedrich Wöhler sintetizó la urea al llevar a ebullición el cianato de amonio en agua, demostrando de Friedrich Wohler

IV. DEFINICIÓN La química orgánica es aquella rama de la química que se encarga del estudio de los compuestos del carbono.

o productos naturales como el azúcar, urea, levadura, ceras y aceites vegetales. En 1828 el químico alemán Friedrich Wöhler convirtió el cianato de amonio en urea simplemente calentando el cianato en ausencia de oxígeno.

LA TEORÍA VITALISTA Jacobo Berzelius propone en el año 1 809 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


1

TEMA 1 B / QUÍMICA

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QUÍMICA ORGÁNICA

PROPIEDADES FÍSICAS DEL CARBONO

Con este hecho Wöhler demuestra que la fuerza vital no existe, posteriormente se llevaron a cabo otras sistesis por

1.

lo que la teoría de la fuerza vital se descarto.

Es la forma más pura de carbono, presenta los siguientes alótropos cristalinos.

PROPIEDADES GENERALES DE LOS COMPUESTOS ORGÁNICOS •

a) Grafito (Natural) Es el alótropo más estable del carbono, es un sólido blando negro, con lustre metálico, conduce la electricidad. En el grafito los átomos de carbono se unen por enlaces múltiples con hibridación sp 2 formando hexágonos que a su vez constituyen capas. El grafito es usado en la fabricación de lápices, electrodos inertes, etc.

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 como el Na, Cl, Si, Mg, Ca, Br, etc.

•

Generalmente son covalentes.

•

En su mayoría son insolubles en agua pero son solubles en solventes polares.

•

Se descomponen fácilmente en el calor.

•

Son más abundantes que los compuestos inorgánicos.

•

Generalmente son combustibles.

•

No conducen la electricidad en estado líquido o en solución acuosa.

•

Sus reacciones químicas son lentas.

•

Presentan isomería es decir una misma fórmula global

Grafito

b) Diamante (Natural) En el diamante cada átomo de carbono se encuentra enlazado con otros 4 carbonos formando una estructura tetraedrica donde cada carbono presente 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.

representa a varios compuestos.

SUGERENCIAS

c) Fullerenos (Artificial) • Presentan forma de esfera hueca como un balón de fútbol formando hexágonos y pentágonos. • Existen variedades de 60, 70, etc; e incluso mayor número de átomos de carbono. • Una estructura similar a los fullerenos son los nanotubos.

EL CARBONO Es el elemento no metálico, número 6, de la Tabla Periódica Moderna, de todos sus isótopos que lo conforman, los más importantes son: -

12 C − 12 < >6 C (Isótopo Estable)

Sirve como patrón para determinar la masa atómica de los elementos químicos. -

C − 14

14 < >6

SUGERENCIAS

C (Isótopo Radioactivo)

m Los alótropos del carbono son el grafito, el diamante y los fullerenos

Sirve para determinar la edad de los restos fósiles con una antigüedad menor a 50 000 años. TEMA 1 B / QUÍMICA

CARBONO CRISTALIZADO (PURO)

2


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QUÍMICA ORGÁNICA

B) Carbones Artificiales

•

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.

2.

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CARBONO AMORFO (IMPURO) Es la forma impura del carbono, existe como sólidos amorfos de color variable que van desde el negro gris hasta el negro oscuro llamados carbones. a) 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.

Problema 1 Señale un compuesto orgánico: A) CO 2 B) H2CO 3 C) CO D) CaCO 3 E) CH3COOH

Ejemplo: * Óxidos: CO, CO 2 * Ácidos: H 2CO 3, HCN, HCNO, HCNS, etc. * Carbonatos: CaCO 3, NaHCO 3, etc. Respuesta: CH3COOH Problema 2 Según la obtención sintética de la úrea por Friedrich Wöhler, completar las siguientes secuencias de reacciones químicas: Pb(CNO) 2 + NH3 + H2O → ... + Pb(OH) 2

Resolución: Sabemos que en todo compuesto orgánico, el carbono (C) es considerado un elemento fundamental en su estructura. Ejemplo: * Hidrocarburos: CH4, C 2H6, C 3H8, etc. * Alcoholes: CH3OH, C 2H5OH, etc. * Ácidos carboxílicos: HCOOH, CH3COOH, etc.

∆

NH4 CNO → ...

Resolución: En la primera ecuación química, el producto faltante es el cianato de amonio, NH4CNO.

En cambio existen algunos compuestos en cuya fórmula está presente el carbono, pero este elemento, no es fundamental, estos compuestos se denominan inorgánicos. UNCP REGULAR 2009 - II

3

TEMA 1 B / QUÍMICA

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QUÍMICA ORGÁNICA

En la segunda ecuación química, el producto obtenido es la úrea o carbodiamida, NH2CONH2. Respuesta: NH4CNO; NH2CONH2 Problema 3 Establezca la correspondencia correcta: I. Carbono artificial cristalizado II. Carbono natural cristalizado III. Carbono natural amorfo IV. Carbono artificial amorfo ( ) Coque ( ) Grafito ( ) Fullerenos ( ) Antracita

Estableciendo la correcta correspondencia: IV, II, I, III

Resolución: El carbono se clasifica según sus propiedades físicas en:

1. P r i m e r c o m p u e s t o o r g á n i c o sintetizado por calentamiento del cianato de amonio: A) Hexametilentetramina B) Terramicina C) Úrea D) Benceno E) Acetileno 2. La teoría vitalista, fue descartada al descubrirse que la úrea se podía preparar artificialmente. Esta teoría proponía I. S ó l o s e p u e d e n o b t e n e r compuestos orgánicos de los animales. II. Los compuestos orgánicos se obtienen por síntesis. III. Las sustancias orgánicas se extraen sólo en los seres vivos (animales y vegetales) A) Sólo I B) Sólo II C) Sólo III D) I y III E) Todas 3. La carbodiamida o úrea, fue sintetizada por el químico alemán Friedrich ________, en el año 1 828 A) Braconnot B) Chevreul C) Kolbe D) Berthelot E) Wöhler TEMA 1 B / QUÍMICA

Respuesta: IV, II, I, III

4. ¿ C u á l n o e s u n c o m p u e s t o orgánico? A) CH3 - O - CH3 B) CH3OH C) CO 2 D) HCOOH E) CH4 5. Los compuestos que contienen solamente carbono e hidrógeno en su estructura se denominan: A) Alcoholes B) Hidrocarburos C) Aminas D) Proteínas E) Cetonas 6. El carbono de color negro en su forma impura es de naturaleza sólida y amorfa. Indique cual es un carbono natural impuro: A) Antracita B) Hulla C) Lignito D) Turba E) Todas 7.

Indicar verdadero (V) o falso (F) según corresponda: I. Antracita, hulla, turba, grafito, son carbonos naturales amorfos II. Respecto a su antigüedad: Antracita > Hulla 4

III. El negro de humo se usa en la industria de los neumáticos IV. El carbón activado se utiliza como absorve nte de impurezas A) VVFF B) FVVV C) FVFF D) FFVV E) VVVV 8. ¿Quién sintetizó el primer compuesto orgánico a partir de un compuesto inorgánico: A) Lavoisier B) Berzelius C) Wöhler D) Van der Waals E) Kekulé 9. ¿Cuáles son los elementos de la química orgánica, denominados "organógenos"? A) C, H, O B) C, H, N C) H, N, S D) C, F, Cl E) C, H, O, N 10. De las siguientes propiedades referido a compuestos orgánicos, cuántas relaciones son correctas: I. Presenta enlace covalente. II. Son generalmente insolubles en el agua. UNCP REGULAR 2009 - II

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QUÍMICA ORGÁNICA

III. S e d e s c o m p o n e n a b a j a temperatura. IV. S o n c o n s i d e r a d o s m a l o s electrolitos. A) 0 B) 1 C) 2 D) 3 E) 4 11. De las siguientes propiedades referido a los compuestos inorgánicos, cuántas son correctas: I. Presenta generalmente enlace iónico. II. Son en su mayoría solubles en agua. III. Son resistentes a elevadas temperaturas. IV. Son considerados excelentes electrolitos. A) VFVV B) FFVV C) VVVV D) FVFV E) FVVF 13. Es un compuesto orgánico: A) H2CO 3 B) KCN C) CHCl 3 E) MgCO 3

D) CO 2

14. ¿Cuántos enlaces σ y cuántos enlaces π existen en el cumero, compuesto antiguamente empleado como aditivo de la gasolina para elevar su índice de octano?

A) 11 enlaces σ y 3 π B) 22 enlaces σ y 2 π


C) 21 enlaces σ y 3 π D) 21 enlaces σ y 9 π E) 23enlaces σ y 27 π 15. ¿Cuántos de los siguientes carbonos son naturales? I. Antracita II. Negro de humo III. Coque IV. Lignito V. Carbón vegetal VI. Turba A) 1 B) 2 C) 3 D) 4 E) 5 16. Con respecto al diamante, es falso: A) Es el carbono natural más duro. B) Los átomos de carbono se unen mediante enlaces covalentes. C) Cristaliza en el sistema hexagonal. D) Es generalmente incoloro. E) Presenta mayor densidad que el grafito. 17. Es un carbón amorfo artificial: A) Hulla B) Lignito C) El negro de humo D) Turba E) Antracita 18. Según las características mencionadas: I. Electrodo inerte. II. Lubricante sólido. III. Mezclado con arcilla es mina de lápiz.

5

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IV. Posee estructura cristalina. Se trata de un tipo de carbono, denominado: A) Hulla B) Grafito C) Antracita D) Coque E) Diamente 19. Relacione adecuadamente el tipo de carbón con alguna aplicación o producto. I. Carbón vegetal poroso. II. Negro humo III. Destilación seca de hulla. x. Papel carbón y. Coque z. Poroso y absorvente A) Ix, IIy, IIIz B) Iy, IIx, IIIz C) Iz, IIx, IIIy D) Iz, IIy, IIIx E) N.A. 20. Marque verdadero (V) o falso (F) según corresponda: I. La hulla es un tipo de carbono artificial. II. El diamante es una forma alotrópica del carbono cristalino. III. El negro humo es un tipo de carbono usado en la fabricación de neumáticos, papel carbón, tinta china, etc. IV. E l l i g n i t o e s d e m a y o r antigüedad que la turba pero de menor contenido de carbón. A) FVVF B) FVFV C) FVVV D) VVVV E) FFFF

TEMA 1 B / QUÍMICA

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QUÍMICA ORGÁNICA

1. E l p r i m e r c o m p u e s t o o r g á n i c o o b t e n i d o

6. El alótropo más estable del carbono, es el

sintéticamente, se denomina ________________.

________________.

2. El químico alemán que en 1 828 obtuvo por primera

7.

vez la urea en forma artificial es ______________.

El alótropo del carbono que es un excelente conductor del calor, es el __________________.

3. El químico zueco que en 1 809 propuso la teoría

8. El diamante posee estructura cristalina ___________,

vitalista es _________________.

en cambio el grafito posee estructura cristalina ___________________.

4. Los compuestos orgánicos son numéricamente ___________ que los inorgánicos.

9. El carbón artificial amorfo que se utiliza como reductor de metales en los procesos siderúrgicos, es el

5. Los alótropos del carbono son:

_______________________.

______________________________________ ______________________________________

10. La mezcla de carbón vegetal y animal en polvo sirve

______________________________________

TEMA 1 B / QUÍMICA

para fabricar el carbón ________________.

6


QUÍMICA - TEMA 2B

PROPIEDADES QUÍMICAS DEL CARBONO TIPOS DE CARBONOS SATURADOS

I. PROPIEDADES QUÍMICAS DEL CARBONO

Según su arreglo o disposición espacial se clasifican en:

1. 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:

2. 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: 6 C → 1s2 1 2s2 2p2 424 3

4e– devalencia

3. Autosaturación 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. UNCP REGULAR 2009 - II

1

TEMA 2 B / QUÍMICA

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4. Hidridación 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.

II. TIPOS DE C ARBONOS SATURADOS O TETRAÉDRICOS (sp3)

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

Se ha encontrado que es sumamente útil clasificar cada átomo de carbono de un alcano o hidrocarburo saturado en:

1. Carbono primario (1°) Es aquel que está unido a un solo átomo de

4. Carbono cuaternario (4°)

carbono; se halla en los extremos o ramificaciones de una molécula, y podría poseer hidrógenos primarios.

Es un carbono que se encuentra completamente rodeado por otros 4 átomos de carbono a los cuales está unido. Ejemplo:

Ejemplo:

2. Carbono secundario (2°)

SUGERENCIAS

Es el que está unido a otros 2 átomos de carbono

m Esta clasificación sólo incluye carbonos saturados y no incluye al metano, CH4.

y podría poseer hidrógenos secundarios. Ejemplo:

TEMA 2 B / QUÍMICA

2



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III. TIPOS DE FÓRMULAS

5. Fórmula topológica Ejemplo:

1. 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

;

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IV. CLASES DE COMPUESTOS ORGÁNICOS

C3H4

Los compuestos orgánicos se pueden clasificar en dos grandes grupos:

Etano Propino Estas fórmulas pueden representan a uno o más compuestos (llamados isómeros)

1. Alifáticos Sustancias de cadenas abiertas, lineales o ramificadas y también las cíclicas semejantes a ellas, de átomos de carbonos unidos por ligaduras simples, dobles o triples o sus combinaciones.

IDEAS FUERZA m Isómeros: Son compuestos que presentan igual fórmula, pero diferente estructura. Estos poseen propiedades químicas y/o físicas diferentes.

Ejemplo:

Ejemplo: Isómeros del butano, C4H10

2. Aromáticos Son el benceno, C6H 6, y aquellas sustancias semejantes a él en su comportamiento químico. Ejemplo:

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

3. Fórmula semidesarrollada Son fórmulas intermedias entre la fórmula global y la fórmula desarrolada. Omite los enlaces entre carbono e hidrógeno. Ejemplo:

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

SUGERENCIAS

m Esta clasificación en alifáticos ("grasos") y aromáticos ("fragantes") ya no tiene sentido y no hay porque darle importancia excesiva a esta división. Aunque existe, a menudo es menos importante que cualquier otra clasificación.

4. Fórmula condensada Omite los enlaces. Ejemplo: CH3CH3; Etano UNCP REGULAR 2009 - II

CHCCH3 Propino 3

TEMA 2 B / QUÍMICA

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Problema 1 ¿Cuál de las siguientes alternativas no es una propiedad química del carbono? A) autosaturación B) covalencia C) hibridación D) tetravalencia E) alotropía Resolución: Las propiedades químicas del carbono son: • Autosaturación • Covalencia • Hibridación • Tetravalencia En cambio, la alotropía es un fenómeno químico, en el cual un mismo elemento químico forma diferentes sustancias simples, en el mismo estado físico con diferente fórmula química, y/o diferente estructura cristalina. Ejemplo: Los alótropos del elemento carbono son: • diamante • fullerenos • grafito Respuesta: E) Alotropía

Entonces: Respuesta: C) 3; 4; 4 Problema 3 Señale secuencialmente, el número de carbonos terciarios, primarios y secundarios para el compuesto.

A) 2; 6; 5 D) 3; 5; 5

B) 3; 4; 3 E) 4; 5; 2

C) 2; 5; 6

Resolución: Según la clasificación de los carbonos saturados o tetraédricos (sp3)

Problema 2 Señale secuencialmente, el número de carbono con hibridación sp, sp 2 y sp 3; en el siguiente compuesto:

A) 4; 4; 3 D) 2; 5; 4

B) 2; 5; 5 E) 3; 6; 4

C) 3; 4; 4

Resolución: Según la geometría molecular de los compuestos del carbono y el tipo de hibridación de este elemento. En el problema, analizando la estructura del compuesto.

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

En el problema, representamos la fórmula desarrollada del compuesto considerando que:

Respuesta: A) 2; 6; 5

TEMA 2 B / QUÍMICA

4



1. ¿Qué propiedad del átomo de carbono justifica la existencia de una gran diversidad de compuestos orgánicos? A) Covalencia B) Hibridación C) Autosaturación D) Tetravalencia E) Alotropía 2. Al suceso por el cual orbitales atómicos tipo "s" se combinan con orbitales "p" para formar nuevos orbitales híbridos de nivel intermedio de energía se denomina: A) Alotropía B) Autosaturación C) Tetravalencia D) Hibridación E) Covalencia 3. La hibridación sp, sp 2 y sp 3 son características respectivas de enlaces covalentes: A) Simples, dobles y triples B) Triples, dobles y simples C) Dobles, simples y triples D) Simples, triples y dobles E) Dobles, triples y simples 4. D e l a s i g u i e n t e e s t r u c t u r a molecular:

¿Cuántos átomos tendrán hibridación respectivamente? A) 2; 3; 2 B) C) 2; 4; 2 D) E) 1; 4; 3

de carbono sp, sp 2 y sp 3 3; 4; 1 2; 5; 1

5. En el siguiente hidrocarburo: CH3–CH2–C(CH3)2–C(CH3) 2–CH(CH3)2 Señale el número de carbonos primarios y terciarios. A) 7; 1 B) 7; 2 C) 6; 2 D) 6; 1 E) 7; 3 6. ¿Cuántos carbonos primarios hay en la siguiente estructura?

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A) 1 D) 4 7.

B) 2 E) 5

Indicar el número de carbonos terciarios, secundarios y primarios respectivamente que existen en el siguiente compuesto:

A) 2, 3, 1 C) 2, 3, 2 E) 1, 3, 5

B) 5, 3, 1 D) 5, 2, 3

8. Es una propiedad del carbono, que forma enlaces simples, dobles y triples, pero también, hay que tener en cuenta los enlaces sigma ( σ ) y pi ( π ) A) La tetravalencia B) La covalencia C) La polaridad de enlace D) La autosaturación E) El ángulo de enlace 9. Relacione las columnas I. = C =

II.

III.

IV. = C –

( ) Hibridación sp 2 ( ) Hibridación sp ( ) Hibridación sp ( ) Hibridación sp 3 A) I, II, III, IV B) II, IV, I, III C) II, I, III, IV D) I, III, II, IV E) II, III, IV, I 10. Relacione las siguientes estructuras, con las propiedades del átomo de carbono. I.

( ( ( ( A) C) E)

) Autosaturación ) Concatenación ) Tetravalencia ) Hibridación sp I, II, III, IV B) II, III, I, IV III, IV, II, I D) IV, III, II, I III, IV, I, II

11. Respecto del carbono indique lo falso (F) o verdadero (V) I. La tetravalencia del carbono explica la existencia de isómeros. II. El diamante es una forma alotrópica del carbono con hibridación 5p2. III. El grafito es una forma alotrópica del carbono con hibridación sp 3. IV. La autosaturación del carbono no explica la existencia de muchos isómeros de compuestos carbonados. A) VFVF B) FFVV C) VVFF D) FFFF E) FVVF 12. Indique cuál es una propiedad química del carbono: A) Densidad B) Estado sólido C) Cambio alotrópico D) Punto de fusión E) Autosaturación 13. De las siguientes proposiciones indicar como verdadero (V) o falso (F) I. La antracita y el coque son formas alotrópicas del carbono. II. La formación de las cadenas lineales, ramificadas o cíclicas se debe a la covalencia del carbono. III. En sus compuestos el átomo de carbono puede poseer hibridación sp 3, sp 2 y sp. A) VVF B) FVF C) VFV D) FFV E) VVV 14. Indique el número de carbonos con hibridación sp 3 que hay en el compuesto:

II. – C = III.

A) 6 D) 10

IV.


C) 3

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5

B) 8 E) 11

C) 9

TEMA 2 B / QUÍMICA

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15. El compuesto que tiene sólo un carbono secundario es: A) CH3–(CH2) 7–CH 3 B) CH3–CH2–CH(CH3)–(CH2) 3–CH 3 C) CH 3 – C H ( C H 3 ) – C H ( C H 3 ) – (CH2)2–CH 3 D) CH3–C(CH3) 2–CH 2–C(CH3) 2–CH 3 E) C(CH3) 2–CH(CH3)–CH(CH3)–CH 3

17. E n l a s i g u i e n t e e s t r u c t u r a , identifique y enumere el tipo de carbono con hibridación sp 3 y sp 2, respectivamente.

16. En el siguiente compuesto:

existen: A) 6 carbonos primarios carbonos secundarios. B) 2 carbonos terciarios carbono cuaternario. C) 3 carbonos secundarios carbono primario. D) 7 carbonos primarios carbonos secundarios. E) 4 carbonos secundarios carbonos terciarios.

A) 2 y 6 C) 5 y 3 E) 3 y 5 y 2 y 1 y 1

B) 4 y 4 D) 6 y 2

18. En el siguiente compuesto, indicar el número de carbonos con hibridación sp 3 , sp 2 y sp, respectivamente.

y 4 y 2

A) 6; 4; 1 C) 4; 4; 3 E) 5; 4; 2

B) 5; 2; 4 D) 8; 0; 3

19. Indique que tipos de carbono están presentes en el siguiente compuesto:

A) B) C) D) E)

1°; 2°; 1°; 1°; 1°;

2°; °3°; 4° 3°; 4° 2°; 3° 3°; 4° 2°; 4°

20. Indique el número de carbonos primario, secundario y terciario respectivamente en el compuesto.

A) 6; 1; 1 C) 5; 2; 1 E) 5; 1; 2

B) 4; 3; 1 D) 2; 5; 1

1. La ________________, es la capacidad del átomo de carbono de unirse químicamente con átomos iguales o diferentes debido a una ____________ de electrones, es decir mediante enlace covalente. 2. La ______________, es la capacidad del átomo de carbono de hacer participar sus _________ e- de valencia en la formación de enlace covalente, razón por la cual su valencia es 4. 3. La ____________, es la capacidad del átomo de carbono de unirse con otros átomos de carbono mediante enlaces simples, dobles o triples, para formar __________ carbonadas abiertas o cerradas muy estables. Debido a este propiedad se explica porque los compuestos orgánicos son numéricamente __________ que los compuestos inorgánicos. 4. La _____________, 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 ______________; dándole al carbono difentes geometrías moleculares. 5. Carbono_____________, es aquel que está unida a un solo átomo de carbono; se halla en los extremos o ramificaciones de una molécula y el carbono secundario, es aquel que está unido a otros ____________ átomos de carbonon. 6. Carbono terciario, es el que se encuentra unido a otros ________________ átomos de carbono y carbono cuaternario es el que se encuentra completamente rodeado por otros _______ átomos de carbono a los cuales está unido.

TEMA 2 B / QUÍMICA

6



7.

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Respecto a las propiedades químicas del carbono, establezca la correspondencia correcta: A.

(

)

Autosaturación

B.

(

)

Enlace covalente apolar

C.

(

)

Enlace covalente polar

D.

(

)

Tetravalencia

8. Establezca la correspondencia correcta: A. ( ) Hibridación sp B.

(

)

Hibridación sp

C.

(

)

Hibridación sp 2

D.

(

)

Hibridación sp 3

9. Establecer la correspondencia correcta:

A.

(

)

Fórmula condensada

B. C. D. C5H10 E.

( ( ( (

) ) ) )

Fórmula desarrollada Fórmula global Fórmula semidesarrollada Fórmula topológica

10. Según la representación de la fórmula del metano, CH4

El carbono es este compuesto es cuaternario, si o no, ¿por qué? ____________________________________________________


7

TEMA 2 B / QUÍMICA

QUÍMICA - TEMA 3B

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

I. HIDROCARBUROS ACÍCLICOS SATURADOS

Ejemplo:

Alcanos o Parafinas, son hidrocarburos acíclicos que contienen solo ligaduras simples entre carbono y carbono. Los átomos de carbono requieren una hibridación sp 3 y solo se presentan enlaces simples ( σ).

Prefijos IUPAC Dependen del número de átomos de carbono presente en un compuesto orgánico. N° de C 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11

Prefijo Met Et Prop But Pent Hex Hept Oct Non Dec Undec


N° de C 12 13 14 15 20 21 22 23 30 31 32

Prefijo Dodec Tridec Tetradec Pentadec Icos Henicos Docos Tricos Triacont Hentriacont Dotriacont

A. Nomenclatura común de Alcanos Se usan los prefijos: l

n → Para isómeros de cadena lineal o normal, sino hay ramificación en el hidrocarburo.

l

iso → Cuando en el carbono N° 2 hay un grupo metil (– CH3) unido a él.

l

1

neo → Cuando en el carbono N° 2 existen dos grupos metil (–CH3) undo a él. TEMA 3 B / QUÍMICA

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QUÍMICA ORGÁNICA

Ejemplo: I. CH3 – CH2 – CH2 – CH3 ____________________________________

II. ___________________________________

II.

III.

____________________________________

___________________________________

IV.

III. ____________________________________

___________________________________

IV.

V. ____________________________________

___________________________________

C. Nomenclatura IUPAC de alcanos ramificados

IDEAS FUERZA

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 mas cercano a un grupo alquilo, de modo que la numeración sea lo más pequeño 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 sustituyentes se repite más de una vez, se usan los prefijos 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; además incluir los prefijos comunes sec y terc. Se deben considerar alfabéticamente los prefijos iso, neo y cliclo, según la IUPAC. 6° Finalmente se nombra la cadena principal considerando el número de carbonos que posee.

m Los alcanos con 4 o más átomos de carbono presentan isomería estructural (de cadena). 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)

Ejemplos:

D. Propiedades físicas de alcanos. Otros:

1. Estado físico A condiciones ambientales se manifiestan en los siguientes estados de agregación física:

I. ___________________________________ TEMA 3 B / QUÍMICA

2


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Ejemplo:

2. Solubilidad Son insolubles en solventes de naturaleza

* Dpropano = 0,501g/mL a 20 ° C  * Dn −heptano = 0,694g/mL

química polar como el agua, pero solubles en solventes no polares como: CCl4, CS 2; C6H6; ciclohexano, etc.

4. Temperatura de ebullición a) Los puntos de ebullición de los alcanos no ramificados (de cadena normal o lineal) aumentan de manera gradual al aumentar el número de átomos de carbono o al aumentar la masa molecular.

3. Densidad Son menos densos que el agua. las densidades empiezan a partir de 0,48 g/mL y aumenta gradualmente con el número de átomos de carbono hasta 0,8 g/mL aproximadamente. NÚMERO DE CARBONOS

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Nombre

FÓRMULA

FÓRMULA

IUPAC

GLOBAL

CONDENSADA

PUNTO DE EBULLICIÓN (°C)

1

Metano

CH4

CH4

- 161,5

2

Etano

C2H6

CH3 CH3

- 88,6

3

Propano

C3H8

CH3 CH2 CH3

- 42,1

4

Butano

C4 H10

CH3 CH2 CH2 CH3

- 0,5

5

Pentano

C5 H12

CH3 CH2 CH2 CH2 CH3

36,1

6

Hexano

C6 H14

CH3 (CH2) 4 CH3

68,7

7

Heptano

C7 H16

CH3 (CH2) 5 CH3

98,4

8

Octano

C8 H18

CH3 (CH2) 6 CH3

125,7

9

Nonato

C9 H20

CH3 (CH2) 7 CH3

150,8

10

Decano

C10H22

CH3 (CH2) 8 CH3

174,1

b) Para isómeros de alcanos, a mayor número de ramificación, existe menor temperatura de ebullición. Debido a que disminuye la superficie de contacto entre las moléculas unidas mediante fuerzas de atracción intermolecular (fuerzas de Van der Waals).

N° isómeros estructurales =2n-4+n-6

Ejemplo ¿Cuántos isómeros de cadena posee el hidrocarburo cuya fórmula es: C 4H10?

Además se cumple:

Resolución: Según la fórmula global, el alcano posee 4 átomos de carbono (n = 4). Reemplazando: N° de isómeros = 24–4 + 1 = 2 Entonces la fórmula semidesarrollada de los isómeros, será: l CH3 – CH2 – CH3 – CH3 → butano

Isómeros: Compuestos que presentan la misma fórmula global, pero diferente estructura. Estos tienen propiedades químicas y/o físicas diferentes. N° isómeros estructurales =2n-4 +1


7≤ n≤ 9

l

→ isobutano

Respuesta: 2

4≤ n≤ 7

3

TEMA 3 B / QUÍMICA

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QUÍMICA ORGÁNICA

Problema 1 Nombrar según la IUPAC el siguiente hidrocarburo.

Resolución: Identificamos la cadena principal y observamos que la posición de los grupos alquilos equidistan de los extremos, entonces se sigue el criterio del orden alfabético, tal que estos posean la menor numeración.

Respuesta: 3 Problema 3 Determine la fórmula global del siguiente alcano: 3 - etil - 3, 4, 6, 6 - tetrametiloctano. Resolución: Primero determinamos la fórmula semidesarrollada del hidrocarburo.

Por lo tanto el nombre IUPAC correcto, será: 3 - Etil - 6 - metiloctano. Respuesta: 3 - Etil - 6 - metiloctano.

En la estructura molecular, se observa: 8 C → En la cadena principal. 6 C → En las ramificaciones. En total hay 14 C en la fórmula semidesarrollada. Sabemos que la fórmula glohal de un alcano es CnH2n Reemplazando: C14H2(14) + 2 = C 14H30

Problema 2 ¿Cuántos isómeros posee el pentano? Resolución: Según la fórmula global del pentano, C5H12, este posee 5 átomos de carbono (n = 5). Reemplazando: N° de isómeros = 25–4 + 1 = 3

I.

Nombrar según la nomenclatura IUPAC los siguientes alcanos ramificados:

Respuesta: C14H30

4.

7. __________________________

__________________________

1.

+ 2.

__________________________ 8.

5. 2.

__________________________ __________________________

__________________________

9.

6.

3. __________________________ TEMA 3 B / QUÍMICA

__________________________ 4

__________________________ UNCP REGULAR 2009 - II

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QUÍMICA ORGÁNICA

10.

16. 3,3 - Dietil - 5 - isopropil - 4 - metil octano __________________________ __________________________

13. __________________________ __________________________ 11. __________________________

14.

__________________________ II. Determinar la fórmula semidesarrollada de los siguientes compuestos

12. __________________________

15. 6 - Isopropil - 2,3 - dimetil nonano __________________________ __________________________

1. Los __________, son hidrocarburos aciclicos saturados, porque presentan en su estructura enlace simple entre carbono y carbono; además sus átomos de carbono poseen hibridación ________.

17. 4 - Isopropil - 6 - propil nonano __________________________ __________________________ 18. 4 - Tercbutil - 3 - metil heptano __________________________ __________________________ 19. 5 - (2 - Nitro propil) nonano __________________________ __________________________ 20. 8 - etil - 4 - isopropil - 3,5,7 - trimetil decano __________________________ __________________________

C1 → C4 C5 → C17 C18 → en adelante 7.

2. El ____________, es el componente principal del gas natural, también llamado gas de los pantanos tiene por fórmula global, __________. 3. El ____________, también llamado gas doméstico tiene por fórmula global ________.

: __________________ : __________________ : __________________

Los puntos de ebullición de alcanos de cadena _________, aumenta de manera gradual al aumen tar el número de átomos de carbono o al aumentar la _____________.

8. Para isómeros de alcanos, a mayor número de ramificación, existe ________ temperatura de ebullición. Debido a que ________ la superficie de contacto entre las moléculas unidas mediante fuerzas de atracción intermolecular.

4. Los isómeros, son compuestos que presentan _______ fórmula global, pero diferente estructura. Estos poseen propiedades físicas y/o químicas, ____________.

9. Los n - alcanos que tienen de fórmula general CH3(CH2) xCH3, se dice que pertenecen a una serie __________ de compuestos, porque sus miembros consecutivos se difieren en un grupo __________.

5. El n-butano y el isobutano, son ____________ estructurales entre sí, porque poseen igual fórmula global, igual a ____________.

10. Los alcanos, cuyo número de átomos de carbono es igual 7, poseen _________ isómeros estructurales; en cambio aquellos que tienen ________ átomos de carbono poseen 18 isómeros constitucionales.

6. A condiciones ambientales, los alcanos se manifiestan en los siguientes estados de agregación física, según el número de átomos de carb ono.


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5

TEMA 3 B / QUÍMICA

QUÍMICA - TEMA 4B

HIDROCARBUROS ACÍCLICOS INSATURADOS

I. 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:

tipo de plástico de mucha importancia, usada en la fabricación de juguetes y recubrimiento de pañales, etc. C) Butadieno (CH2 = CH – CH = CH2) Su polimerización es empleada en la fabricación de los cauchos sintéticos.

1. Principales alquenos A) 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 inflamable. B) Propeno o Propileno (C3H6) Se polimeriza en polipropileno, originando otro UNCP REGULAR 2009 - II

2. Grupos alquenilos

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

1

TEMA 4 B / QUÍMICA

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I. CH2 = CH – _________________________________

4. Nomenclatura IUPAC de alquenos ramificados 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.

II. CH2 = CH – CH2 – _________________________________ III. CH3 – CH = CH – _________________________________

5. Propiedades físicas de alquenos IV.

A) Estado físico A condiciones ambientales se manifiestan en los siguientes estados de agregación física.

_________________________________

3. Dienos Son hidrocarburos, isómeros de los alquinos. Presentan 2 dobles enlaces en su estructura, la posición relativa que presenta los 2 dobles enlaces, determina que los compuestos presentan diferente reactividad. Clasificación: A) Dienos conjugados Son aquellos en que los 2 dobles enlaces se encuentran alternados, con un solo enlace simple de por medio. Ejemplo: CH2 = CH – CH = CH2: 1, 3 – butadieno

B) Solubilidad Son insolubles en el agua, que es un disolvente polar, pero se disuelven en disolventes no polares tales como eter, tetracloruro de carbono, etc.

B) Dienos aislados Son aquellos en que los 2 dobles enlaces están separados por más de un enlace simple. Ejemplo: CH2 = CH – CH2 – CH = CH – CH3; 1, 4 - hexadieno

C) Densidad (D) Son menos densos que el agua y aumentan gradualmente con el número de átomos de carbono. Ejemplo:

C) Dienos acumulados o alenos Son dienos en los que un carbono posee 2 dobles enlaces. Ejemplo: CH2 = C = CH2: Propadieno o Aleno CH3 – CH = C = CH2: 1,2 – Butadieno o Metilaleno Compuesto Etileno Propileno 1 – buteno cis – 2 – buteno trans – 2 – buteno isobutileno 1 – penteno cis – 2 - penteno trans – 2 – penteno 2 – metil – 1 – buteno 3 – metil – 1 – buteno 2 – metil – 2 – buteno 1 – hexeno 1 – hepteno 1 – octeno

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D) Temperatura de ebullición Su punto de ebullición aumenta con el tamaño de la molécula o al aumentar la masa molecular.

Fórmula semidesarrollada CH2 = CH2 CH2 = CHCH2 CH2 = CHCH2CH3 Cis –CH3CH = CHCH3 trans – CH3CH = CHCH3 CH2 = C(CH3) 2 CH2 = CHCH2CH2CH3 cis – CH3CH = CHCH 2CH 3 trans – CH3CH = CHCH2CH3 CH2 = C(CH3)CH2CH3 CH2 = CHCH(CH3) 2 (CH3) 2C = CHCH3 CH2 = CH(CH2) 3CH3 CH2 = CH(CH2) 4CH3 CH2 = CH(CH2) 5CH3

2

Punto de ebullición (°C) -103,7 -47,7 -6,3 3,7 0,9 -6,9 29,9 36,9 36,4 31,2 20,1 39,6 63,5 93,6 121,3


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6. Isomería en los alquenos

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IDEAS FUERZA

Los alquenos estereoisométicos se denominan isómeros geométricos, estos representan compuestos diferentes debido a que hay una restricción al giro alrededor de un doble enlace.

m Para los compuestos orgánicos que tienen más de un enlace doble, pueden originar diversas disposiciones espaciales de sus ligandos.

Condición: Para que exista Isomería Geométrica es necesario que se cumplan condiciones entre los ligandos de los carbonos doblemente enlazados.

Ejemplo 2 Isómeros geométricos del 2,4 - Heptadieno CH3 – CH = CH – CH = CH – CH2 – CH3

a≠m ; b≠n Cis,cis − 2,4 − heptadieno

En la isomería geométrica se presentan los isómeros cis y trans Tipos de isomería geométrica

Trans,cis − 2,4 − heptadieno

Cis (a un mismo lado): Se caracteriza por que los dos sustituyentes de referencia se encuentran en el mismo lado del eje determinado por el enlace doble.

m=n ; m≠n

Trans,trans − 2,4 − heptadieno

Trans (a lados opuestos): Los dos sustituyentes se encuentran en ambos lados del eje.

(Cis)

m=n ; m≠n

Cis,trans − 2,4 − heptadieno

Ejemplo 1: Isómeros geométricos del 2 - Buteno: CH3 – CH = CH – CH3

IDEAS FUERZA m El isómero cis tiene mayor temperatura de ebullición que el trans. m El isómero trans tiene mayor estabilidad química (tiene menor energía potencial) que el cis.

La interconversión del cis - y trans - 2 - buteno, ocurre mediante la ruptura del enlace π , luego de rotar al carbono alrededor del enlace σ . UNCP REGULAR 2009 - II

(Trans)

m No todos los alquenos y sus derivados tienen isomería geométrica.

3

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Ejemplo 3 Isómeros geométricos del 1,2 - Dimetil ciclopropano.

IDEAS FUERZA m La isomería geométrica también se puede dar en las estructuras cíclicas.

II. 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:

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

1. Alquino más importante

Acetileno o etino (C2H2). 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 3 000 °C empleada para fundir o soldar metales.

2. Nomenclatura IUPAC de alquinos ramificados Este caso es similar a la forma como se nombran a los alquenos, quiere decir que el enlace triple (– C ≡ C –) debe estar en la cadena principal y la numeración se debe iniciar del extremo más próximo a este enlace. Si existen 2 triples enlaces su terminación será diino, 3 triples enlaces será triino, etc.

Actualmente el método más práctico es:

3. Propiedades físicas de alquinos Los alquinos recuerdan a los alcanos y alquenos en sus propiedades físicas. Los alquinos comparten con los alcanos y alquenos las propiedades de baja densidad y baja solubilidad en agua. Son no polares y se disuelven rápidamente en los típicos disolventes orgánicos tales como alcanos, dietil éter e hidrocarburos clorados. Los alquinos generalmente tienen puntos de ebullición ligeramente más altos que los correspondientes alquenos o alcanos. TEMA 4 B / QUÍMICA

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Compuesto Etino Propino

Fórmula semidesarrollada HC ≡ CH

1 – Butino

HC ≡ CCH 2CH3

8,1

2 – Butino

CH 3C ≡ CCH3

27,0

1 – Pentino

HC ≡ CCH2C H 2C H 3

40,2

2 – Pentino

CH3C ≡ CCH2CH3

56,1

1 – Hexino

CH ≡ C(CH2 )3CH3

71,3

2 – Hexino

CH 3C ≡ C(CH 2) 2CH3

84,5

3 – Hexino

CH3CH2C ≡ CCH2CH3

81,4

1 – Heptino

HC ≡ C(CH2)4CH3

99,7

2 – Heptino

CH 3C ≡ C(CH2 )3 CH3

112,0

3 – Heptino

CH 3CH 2C ≡ C(CH 2) 2CH3

107,2

1 – Octino

HC ≡ C(CH2)5 CH3

126,2

2 – Octino

CH3C ≡ C(CH2 )4 CH3

137,7

HC ≡ CCH3

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Punto de ebullición (°C) - 84,0 - 23,2

4. Fórmula global (F.G.) de un alquenino F.G. = CnH2n +2

−2d −4 t

Donde: n: número de carbonos; d: número de enlaces dobles; t: número de enlaces triples Cuando en la cadena carbonada hay doble y triple enlace simultáneamente, la numeración de la cadena principal se hace en base al doble enlace y la terminación usada es enino.

Problema 1 Nombrar según la IUPAC al siguiente alqueno.

Resolución: i) La cadena principal es cadena lineal de 6 carbonos, conteniendo al enlace doble. La numeración de esta cadena se inicia por el extremo derecho, porque está más cercano al enlace doble.

Resolución: i) La cadena principal está constituida por 6 carbonos, conteniendo al enlace triple. La numeración de esta cadena se inicia por el extremo derecho, porque esta mas cerca al enlace triple.

ii)

Resolución: La cadena principal está constituida por 6 carbonos, porque debe contener los enlaces múltiples (enlace doble y triple). Luego se empieza a enumerar según la IUPAC por el carbono extremo más cerca al enlace múltiple, en este caso es el triple enlace.

El nombre IUPAC será: 4,5 - dimetil - 2 - hexino.

Respuesta: 4,5 - dimetil - 2 - hexino ii)

El nombre IUPAC será: 4,5 - Dimetil - 2 - hexeno.

Respuesta: 4,5 - Dimetil - 2 hexeno. Problema 2 Nombrar según IUPAC, al siguiente alquino:

Problema 3 Nombrar según IUPAC el siguiente alquenino.

ii)

Después de nombrar los grupos alquilos en orden alfabético, primero se nombra al doble enlace y luego el triple enlace. iii) El nombre IUPAC, será: 4 - Etil - 3 - metil - 3 - propilhex - 4 - en - 1 - ino Respuesta: 4 - Etil - 3 - metil - 3 propilhex - 4 - en - 1 - ino


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Nombre según la IUPAC, los siguientes hidrocarburos insaturados.

7. __________________________________________

1. __________________________________________ 8. 2.

__________________________________________

__________________________________________ 9. __________________________________________

3.

__________________________________________

10.

4.

__________________________________________

11.

__________________________________________

__________________________________________ 5. 12.

__________________________________________ __________________________________________

6. 13.

__________________________________________

__________________________________________ TEMA 4 B / QUÍMICA

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14. 17.

__________________________________________

__________________________________________

II. Determine la fórmula semidesarrollada de los siguientes compuestos.

15. __________________________________________

18. 3,6 - Dietil - 4 - metilocta - 1,7 - dieno __________________________________________ 19. 6,7 - Dietil - 2,5 - dimetil - 3 - nonino __________________________________________

16.

20. 5,8 - Dimetildec - 6 - en - 3 - ino __________________________________________

__________________________________________

1. Los ___________, son hidrocarburos acíclicos insaturados que presentan en su estructura un enlace doble entre carbono y carbono; porque estos átomos de carbono poseen hibridación _________.

C. Alquinos D. Diamante E. Grafito y fullerenos 7.

2. El eteno a ___________, tiene por fórmula global ___________. Este hidrocarburo al polimerizarse origina el polietileno, plástico poco resistente a la temperatura, empleado en la fabricación de bolsas. 3. El propeno o __________, tiene por fórmula global __________. Este hidrocarburo al polimerizarse origina el polipropileno, otro tipo de plástico, usado en la fabricación de juguetes.

) ) )

Hibridación sp 2 Hibridación sp 3 Hibridación sp 3

Establezca la correspondencia correcta: A. Alcanos o parafinas ( ) Diamante, grafito y fullerenos. B. Alquenos y ofelinas ( ) CnH2n – 2 C. Alquinos o acetilénicos ( ) CnH2n D. Alótropos del carbono ( ) CnH2n + 2

8. Al completar la siguiente reacción química:

4. Los __________, son hidrocarburos acíclicos insaturados que presentan en su estructura un enlace triple entre carbono y carbono; porque estos átomos poseen hibridación ______________.

¿Cuál es el nombre del producto mayoritario? ________________________________________

5. El etino o __________, tiene por fórmula global __________. Es empleado en "soldadura oxiacetilénica" obteniendo en su combustión una temperatura de 3000 °C empleado para fundir o soldar metales.

9. Determine el producto principal en la siguiente reacción química: 2 - metilpropeno + HBr → __________ 10. ¿Cuál es el nombre del producto principal obtenido en la siguiente reacción química: CaC 2(s) + H2O( l) → _____+ Ca(OH)2 ?

6. Establezca la correspondencia correcta: A. Alcanos ( ) Hibridación sp B. Alquenos ( ) Hibridación sp 2


( ( (

________________________________________

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TEMA 4 B / QUÍMICA

QUÍMICA - TEMA 5B

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:

Grupos alquilos derivados de los cicloalcanos

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. UNCP REGULAR 2009 - II

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HIDROCARBUROS CÍCLICOS

Preparación de cicloalcanos

El ciclopentano y el ciclohexano son los únicos cicloalcanos que se obtienen de fuentes naturales, se encuentran en el petróleo. Propiedades generales de los cicloalcanos Los cicloalcanos forman anillos o acomodos cerrados denominados ciclos; sólo contienen enlaces covalentes simples. Sus propiedades son similares a los hidrocarburos alifáticos o alcanos. Su fórmula global es C nH2n (si sólo hay un ciclo). El menor anillo o ciclo está formado por 3 carbonos, pero los ciclos pueden llegar a tener más de 30 carbonos. Los anillos de 5, 6 o más carbonos son mucho más estable que los anillos de 3 a 4 carbonos, es por ello que en la naturaleza abundan los anillos de 5 y 6 carbonos. Los anillos de 3 ó 4 carbonos son muy reactivos y debido a ello dan reacciones de adición de hidrógeno o de ruptura del ciclo. Por ejemplo, en presencia de un catalizador y a temperaturas elevadas, se adiciona una molécula de hidrógeno en forma cuantitativa obteniéndose el alcano normal correspondiente.

Como se ve en las reacciones anteriores, se requieren condiciones más drásticas para la adición del hidrógeno al ciclobutano que para la adición al ciclopropano. - Algunos reactivos (tales como Br2, I2, HBr, HI y otros) se adicionan al ciclopropano (excepto el Cl 2 ) con apertura del anillo, pero no se adicionan a otros cicloalcanos (incluyendo al ciclo butano).

-

Los anillos de 4, 5 y 6 carbonos, se comportan como alcanos y dan reacciones de halogenación (sustitución de hidrógeno) al ser tratados con: Cl 2 o Br2 .

-

El ciclopropano y el ciclobutano son gases, mientras que el ciclopentano y el ciclohexano son líquidos volátiles, de bajo punto de ebullición, que abundan en la naturaleza principalmente en el petróleo crudo. Son insolubles en el agua pero miscibles en disolventes orgánicos no polares. Son inflamables y bueno disolventes de grasas y aceites.

-

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Análisis conformacional del ciclohexano La molécula de ciclohexano es un anillo plegado. Esta molécula puede adoptar diferentes formas llamadas conformaciones o confórmeros, debido a que está en costante flexión o continuamente se está doblando buscando estabilidad; así:

A. Heterocíclico

La conformación más estable (menor energía) es la SILLA debido a que los átomos de hidrógeno se encuentran alternados (menor repulsión), mientras que la conformación SEMISILLA es la menos estable (mayor energía) ya que los átomos de hidrógeno se encuentran

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

eclipsados (mayor repulsión de pares enlazantes C – H). Ninguno de los confórmeros anteriores tiene favorable estructura con hidrógenos alternados, de la forma silla.

_________

__________

_________

_________

_________

___________

_________

_________

_________ __________

___________

_________ __________

___________

_________ __________

___________

_________ __________

___________

Diagrama de energía potencial mostrando la interconversión de varias conformaciones del ciclohexano. Para simplificar el diagrama, la conformación de bote se ha omitido. El bote es un estado de transición en la interconversión de las conformaciones de bote torcido.

I. CLASIFICACIÓN GENERAL DE LOS HIDROCARBUROS CÍCLICOS


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____________

_____________

_____________

______________


2. Bencénicos o Aromáticos. Son todos los homocíclicos derivados del benceno. 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. Homocíclicos

Son compuestos en cuyo anillo o ciclo solo se permiten átomos de carbono. Ejemplo: Fórmula global = C 6H6 Presenta 12 enlaces σ y 3π Posee 6 carbonos híbridos en sp 2

o

Longitud de enlace C – C = 1,397 A

________ ____________ ___________

o

Longitud de enlace C – H = 1,09 A Clasificación de los homocíclicos 1. Alicíclicos. Son todos los homocíclicos excepto el benceno y sus derivados. Ejemplo:

__________ _____________ __________

Problema 1 Nombrar según la IUPAC, el siguiente compuesto:

Por último, los sustituyentes también se nombran en orden alfabético. Entonces el nombre del hidrocarburo cíclico, será: 1 - Bromo - 3 - clorociclopenteno Problema 2 Nombrar el siguiente hidrocarburo insaturado

Resolución: Se observa que la cadena principal, es un ciclo o anillo de 5 átomos de carbono. Además, si los sustituyentes se ubican en el ciclo en posiciones equivalentes, se empieza a enumerar según la IUPAC en el orden alfabético.

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Resolución: Se observa que la cadena principal está constituida por 7 átomos de carbono y siempre debe contener los enlaces múltiples (el doble y triple enlace). Además el enlace doble y el enlace triple se ubican en posiciones equivalentes, entonces en este caso según la IUPAC se empieza a enumerar la cadena carbonada por el carbono extremo más cerca al doble enlace. 4


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Resolución: El furano es un hidrocarburo heterocíclico, cuya fórmula topológica es:

por último nombramos los sustituyentes en orden alfabético. Entonces el nombre del hidrocarburo insaturado, será: 4 - Ciclopropil - 5 - etil - 3 - metilhept - 1 - en - 6 - ino

Analizamos su estructura molecular, según su fórmula semidesarrollada.

Problema 3 Determine la atomicidad del furano:

Nombrar los siguientes hidrocarburos cíclicos. 6. 1.

_________________________ _________________________ 7.

2.

_________________________ _________________________

12. Determine el número de electrones de valencia en una molécula de 1,2 - diisopropil ciclohexano A) 56 B) 63 C) 72 D) 84 E) 108 13. ¿Qué producto se obtendría de la reacción del 1 - etil ciclopenteno con HCl ? A) 3 - cloro - 2 - etil ciclopenteno B) 2 - cloro - 2 - etil ciclopenteno C) 2 - cloro - 3 - etil ciclopenteno D) 1 - cloro - 1 - etil ciclopentano E) 2 - etil - 1 - cloropentano

8. 3.

_________________________

_________________________ 9. 4.

_________________________ _________________________

10. _________________________

5.

11. _________________________ UNCP REGULAR 2009 - II

_________________________ 5

14. Un compuesto heterocíclico es aquel que: A) Siendo cíclico, se compone de átomos de carbono en la cadena principal. B) Siendo cíclico, contiene uno o más átomos diferentes al carbono, en la cadena principal. C) Siendo acíclico, se compone únicamente de átomos de carbono, en la cadena principal. D) Siendo acíclico, contiene uno o más átomos diferentes al cabrono, en la cadena principal. E) Siendo alicíclico se compone de átomos de carbonos en la cadena principal. TEMA 5 B / QUÍMICA

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15. De la siguiente secuencia de reacciones: 3-bromo-3-metilciclohexeno+KOH/ol→A A + 2H2/Ni → B El nombre del producto B es: A) 1 - bromo - 1 - metil ciclohexano B) 2 - bromo - 1 - metil ciclohexeno C) metil ciclohexano D) 1 - metil ciclohexeno E) 3 - metil ciclohexeno 16. Si el: 1 - Bromo - 1 - meticiclohexano se trata sucesivamente con: 1. KOH/CH3OH 2. H2O/H2SO 4 El producto final es un: A) Bisulfato de alquilo B) Sulfato de dialquilo C) Alqueno D) Alcohol E) Eter

1.


17. La cantidad en gramos de oxígeno requerido para la combustión total de 24 g de: 2,3 - dimetilciclopenteno es: A) 88 B) 82 C) 80 D) 44 E) 40 18. La masa en gramos de hidrógeno necesario para obtener 490 g de etilciclopentano, mediante hidrogenación catálica del: 3 - vinil - ciclopenteno es: A) 10 B) 20 C) 30 D) 40 E) 50 19. Si hacemos reaccionar el ciclohexiletino con sodamida y luego de ese producto lo tratamos con bromuro de etilo se obtiene:

A) B) C) D) E)

Propino y ciclohexano Ciclohexilpropino Etilciclohexenilacetileno 1 - propinilciclohexano 1 - ciclohexilbutino

20. Marque verdadero (V) o falso (F) según convenga: I. Los cicloalcanos tienen la misma fórmula general que los alquenos. II. El ciclobutano y el buteno son isómeros de función. III. El benceno tiene 12 enlaces σ y 3 enlaces π por molécula. IV. Todos los hidrocarburos son aromáticos. A) VFVF B) VFFF C) VVVF D) VVVV E) VFFV

Los cicloalcanos, son hidrocarburos cíclicos saturados

6. Los cicloalcanos, cicloalquenos y cicloalquinos, se

porque poseen enlace covalente simple, su fórmula

clasifican como _______ o hidrocarburos _________.

global es ____________; y son isómeros de los __________.

7.

El ciclopropano y el ciclobutano son __________, mientras que el ciclo pentano y ciclohexano son

2.

___________.

Las cicloalquenos, son hidrocarburos cíclicos insaturados porque poseen un enlace doble, su

8. La conformación más estable del ciclohexano es la ________, mientras que la conformación menos

fórmula global, es ________; y son isómeros de los _____________ y ___________.

estable es la ___________. 3.

Los cicloalquinos, son hidrocarburos cíclicos insaturados 9. Los hidrocarburos cíclicos, se clasifican en:

porque poseen un enlace triple, su fórmula global, es _________; y son isómeros de un alquino con

l

__________, son compuestos en cuyo anillo o

l

ciclo existen otros átomos diferentes al carbono. __________, son compuestos en cuyo anillo o

_______ enlaces triples. 4.

ciclo solo se permiten átomos de carbono.

En los hidrocarburos cíclicos, el menor anillo o ciclo está formado por ____ carbonos, pero los ciclos

10. Los homocíclicos, se clasifican en:

pueden llegar a tener más de ____ carbonos.

l

5.

En la naturaleza abundan los anillos de _____ y _____ carbonos, porque son más estables que los anillos de

l

__________ o __________, son todos los homocíclicos derivados del benceno.

_____ o _____.

TEMA 5 B / QUÍMICA

_________, son todos los homocíclicos excepto el benceno y sus derivados.

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QUÍMICA - TEMA 6B

DERIVADOS DEL BENCENO (COMPUESTO AROMÁTICOS)

I. POR CONDENSACIÓN O FUSIONADOS Son aquellos que resultan de unir dos o más anillos bencénicos generando compuestos polinucleares (policíclicos).

II. POR SUSTITUCIÓN Se obtienen al sustituir uno o más "H" del benceno por radicales monovalentes o grupos alquilos, a temperatura elevada y en presencia de un catalizador.

A. Monosustituidos


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DERIVADOS DEL BENCENO

D. Tetra sustituidos

B. Disustituidos

SUGERENCIAS m Otros, muchos cuidado

II. REACCIONES BENCENO

QUÍMICAS

DEL

A. Reacciones de adición con destrucción del carácter aromático

C. Trisustituidos

1. Hidrogenación catalítica Conduce la formación del ciclohexano para ello se necesita catalizadores muy activos. (Ni, Pt o Mo S) y temperatura relativamente alta (80 °C).

TEMA 6 B / QUÍMICA

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b) Si es cloración: El catalizador es hierro (Fe), tricloruro de hierro (FeCl3 ) ó tricloruro de aluminio (AlCl)3 .

3. Halogenación Sólo reaccionan con C l y Br, catalizada por radiación ultravioleta y a 78 °C.

2. Nitración Un átomo de hidrógeno del benceno se sustituyeporelgruponitro(–N O calentando 2), el benceno con ácido nitrico concentrado (HNO 3) y se utiliza como catalizador el ácido sulfúrico concentrado (H2SO 4).

3. Sulfonación Se sustituye un átomo de hidrógeno del benceno por el grupo sulfónico (–SO3H), debido al tratamiento del benceno con ácido sulfúrico concentrado y caliente. Esta reacción es muy lenta.

B. Reacciones de sustitución aromática electrofílica El anillo bencénico sirve como fuente electrónica para los reactivos electrofílicos (sustancias deficientes de electrones), debido a que los electrones π se hallan prácticamente sueltos. La sustitución electrofílica se puede representar de la siguiente manera:

En cambio con el ácido sulfúrico fumante (H2SO 4+SO3), es más rápido. 4. Alquilación de Friedel - Crafts Los haluros de alquilo, reaccionan con el benceno en presencia de un catalizador (ácido de Lewis) de preferencia el tricloruro de aluminio (AlCl )3 para producir alquilbencenos (arenos).

Se clasifica en: 1. Halogenación Se sustituye un átomo de hidrógeno del benceno por un halógeno, en presencia de un catalizador, que es un ácido de Lewis. a) Si es bromación: El catalizador es hierro (Fe) o tribromuro de hierro(FeB3r).


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5. Acilación de Friedel - Craft Los haluros de acilo reaccionan con el benceno en presencia de un catalizador (Al Cl 3 ) , se sustituye un átomo de hidrógeno del benceno por el grupo acilo proveniente de un cloruro de acilo para producir acilbencenos (cetonas aromáticas).

Problema 1 Determine el número de enlaces σ y π , respectivamente en el fenantreno. A) 20; 5 B) 23; 6 C) 26; 7 D) 9; 7 E) 16; 7

Entonces se observa:

Resolución: El fenantreno, es un hidrocarburo aromático polinuclear. Está constituido por 3 anillos bencénicos fusionados y es un isómero del antraceno, diferenciándose en su estructura.

∴ En total existe 26 enlaces σ y 7 enlaces π .

Analizamos la fórmula desarrollada del fenantreno.

Por lo t anto el nombre IUPAC, será: 1 - Bromo - 2 - etil - 3 - metilbenceno Respuesta: 1 - Bromo - 2 - etil - 3 - metilbenceno

Respuesta: 26; 7 Problema 2 Escriba el nombre IUPAC del siguiente compuesto aromático.

Resolución: Al determinar la numeración de los átomos de carbono en el benceno, se hará de tal modo que los sustituyentes tengan la menor posición. Entonces observamos que estas se encuentran en la posición 1, 3, 5; según la IUPAC la numeración correcta será considerando el orden alfabético.

Problema 3 Los compuestos aromáticos: I. Catecol II. Resorcinol III. Hidróquinona Son isómeros: A) De cadena B) De compensación funcional C) De posición D) Ópticos E) Geométricos Resolución: Estos compuestos aromáticos son derivados disustituidos, denominados fenodioles, porque poseen dos grupos hidróxilos, (–OH).

Entonces debido a la diferentes posición de los grupos hidroxilos, se clasifican como isómeros de posición. Respuesta: De posición TEMA 6 B / QUÍMICA

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1. Respecto al benceno se puede decir: A) Es un hidrocarburo heterocíclico. B) SufórmulaglobalesC 6H12. C) En su estructura hay tres enlaces pi ( π ) y seis enlaces sigma ( σ ). D) La hibridacion entre en los carbonos es sp-sp. E) Es una molécula muy estable e insoluble en agua. 2. Marque la alternativa correcta a los hidrocarburos aromáticos: I. Todos sus compuestos tienen olores agradables. II. Se denominan también arenos. III. la gran mayoría son solubles en agua. IV. La resonancia se debe a la deslocalización de sus electrones pi( π ) en el ciclo o anillo. A) FFVV B) VVFF C) VFVF D) FVFV E) VVVV 3. El número de enlaces sigma( σ ) y pi( π ) respectivamente en el siguiente hidrocarburo es:

D) homocíclico, heterocíclico, homocíclico. E) heterocíclico, heterocíclico, heterocíclico. 5. ¿ Q u é compuestos hidrocarburos aromáticos?

7 y 10 9 y 18 10 y 7 9 y 27 26 y 7

4. Clasificar las siguientes moléculas de acuerdo a la composición del compuesto cíclico:

A) homocíclico, heterocíclico, heterocíclico. B) homocíclico, homocíclico, heterocíclico. C) heterocíclico, heterocíclico, homocíclico. UNCP REGULAR 2009 - II

II.

III.

IV.

A) B) C) D) E)

5 - Metil - 4 - nitrofenol 3 - Nitro - 5 - hidroxitolueno 4 - Nitro - 3 - metilfenol 3 - Metil - 4 - nitrofenol 5 - Hidroxi - 2 - nitrotolueno

son

I y II I y III Solo IV Solo III III y IV

9. Nombrar el siguiente compuesto:

A) B) C) D) E)

2,7 - difenil - 3 - octen - 5 - ino 2,7 - difenil - 3 - octin - 5 - eno 2,7 - Difenilocteno 2,7 - Difeniloctino Difenil - 3 - octin - 5 - eno

10. El nombre del siguiente compuesto es:

6. Colocar verdadero (V) o falso (F) a las proposiciones siguientes: I. Los fenoles tienen mayor carácter ácido que los alcocoles. II. El ortocresol y el metacresol son isómeros geométricos. III. Los fenoles son alcoholes primarios. IV. Los fenoles forman enlace puente hidrógeno. A) FFVV B) VFFF C) VFFV D) FFFV E) VVFV 7.

A) B) C) D) E)

I.

A) B) C) D) E)

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El nombre del siguiente compuesto es:

A) 4 - cloro - 6 - nitrotolueno B) 5 - cloro - 2 - metilnitrobenceno C) 3 - cloro - 6 - metilnitrobenceno D) Cloruro de nitrotolueno E) 4 - cloro - 2 - nitrotolueno 8. El nombre del compuesto es:

5

A) 2 - Fenil - 3 - cloro - 4 - metil hex - 1 - eno B) 4 - Etil - 3 - cloro - 2 - fenil pent - 1 - eno C) 3 - Cloro - 2 - etil - 4 - fenil pent - 4 - eno D) 2 - etil - 3 - cloro - 4 - fenil pent - 4 - eno E) 3 - cloro - 2 - fenil - 4 - metil hex - 1 - eno 11. Marcar la secuencia correcta respecto al hidrocarburo:

I. La cadena más larga tiene 6 carbonos. II. El benceno es un sustituyente. III. Hay 2 sustituyentes iguales. IV. Su nombre IUPAC, es: 2-bromo-3-etil-1-fenil-4-metihex-3-eno A) FVVF B) VVFV C) VVFF D) VFVF E) FFVV TEMA 6 B / QUÍMICA

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12. Marcar la secuencia correcta respecto al hidrocarburo:

I. Es un compuesto aromático fusionado. II. El bromo está en posición α . III. El metil está en posición β . IV. Es el 8 - bromo - 2 metilnaftaleno. A) FVVF B) FVVV C) VVFF D) VVVF E) VVVV 13. Señalar el compuesto incorrectamente nombrado:

A) B) C6H5 – CH3 : tolueno

C)

D)

E) 14. Identificar correlativamente a los compuestos aromáticos: Tolueno, Benzaldehido, Xileno, Anilina y Cresol.

1.

I.

II.

III.

VI.

V. A) B) C) D) E)

V, II, III, IV, I V, IV, III, II, I II, I, III, IV, V II, III, IV, I, V II, I, V, IV, III

15. Cuando el bromo molecular interactúa con el _________ en presencia de fierro, se produce una reacción de _______ La alternativa que completa correctamente el enunciado es: A) isopropilbenceno - adición B) 2 - metilbutano - eliminación C) benceno - sustitución D) acetileno - sustitución E) 1 - cloropropano - sustitución 16. Para la siguiente reacción: BENCENO + Br2 / FeBr3 → ..... El producto principal es: A) Dibromobenceno B) 1 - fierro - 2 - bromobenceno C) 2 - fierro - 1 - bromobenceno D) Bromobenceno E) Bromuro de Hidrógeno

El benceno es un _________ incoloro de olor fuerte, posee _______ densidad que el agua

a 1 atm de presión. Es tóxico e insoluble en solventes ________ como el agua.

19. Cuando reacciona el benceno con el cloruro de acetilo, utilizando catalizador de Friedel - Crafts se produce el compuesto: A) Ácido p - Clorofenilacético B) Ácido benzoico C) Ácido bencenacético D) Acetofenona E) Benzaldehido 20. Cuando el benceno se hace reaccionar sucesivamente con: 1. HNO 3 2. H2/Pt El producto principal es: A) Benzamida B) Anilina C) Fenol D) Nitrobenceno E) Benzonitrilo

3. ¿Cuántas estructuras resonantes presente el benceno? Explique este fenómeno denominado resonancia. ________________________________________

El beceno es una molécula ciclica de fórmula global, _________, de gran estabilidad química y de forma _________. Presenta __________ estructuras

TEMA 6 B / QUÍMICA

18. Al reaccionar el benceno con el cloruro de isopropilo, usando el catalizador Al Cl 3 , el producto principal, obtenido, se denomina: A) cumeno B) clorobenceno C) paraxileno D) isopropilbenceno E) A y D

resonantes, sus átomos de carbono se unen químicamente mediante enlace ________ y ________ en forma alternada.

 g   D = 0,899 3  , hierve a 80,1 °C y funde a 5,4 °C  cm 

2.

17. Cuando el _________ reacciona con el ________, en presencia de AlCl3, se transforma en el secbutilbenceno. La alternativa que completa correctamente el enunciado es: A) etilbenceno; bromoetano B) tolueno; 1 - bromopropano C) bromobenceno; 2 - bromobutano D) 1 - bromo - 2 - feniletano; bromoetano E) benceno; 2 - bromobutano

________________________________________

6


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4. ¿Cuál es el nombre y la fórmula de la sustancia cancerígena, que se encuentra en el humo del

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9. Clasificar las siguientes moléculas de acuerdo a la composición del compuesto cíclico.

cigarrillo? ________________________________________ 5. El naftaleno, cuyo nombre comercial es naftalina y cuya fórmula global es ___________. Es un sólido _________, debido a su fuerte olor se utiliza como repelente de polillas. 6. El antraceno y el fenantreno, son isómeros _________, porque poseen idéntica fórmula global igual a _______.

I.

(

) Alicíclico

II.

(

) Aromático

III.

(

) Hetecíclico

IV.

(

) Homocíclico

10. Establezca la correspondencia correcta: 7.

El tolueno, cuya fórmula global es _____________. Es un líquido inflamable e insoluble en el agua, es una

I.

(

) Anilina

II.

(

) Cumeno

III.

(

) Estireno

líquido poco soluble en el agua. Calentado a 200 °C, se transforma en un plástico denominado

IV.

(

) Fenol

____________.

V.

(

) Tolueno

materia prima muy importante en la preparación de explosivos líquidos como el ______________. 8. El estireno de fórmula global, __________, es un


7

TEMA 6 B / QUÍMICA

QUÍMICA - TEMA 7B

FUNCIONES OXIGENADAS: ALCOHOLES

I. DEFINICIÓN

IV. CLASIFICACIÓN

Son compuestos orgánicos que presentan el grupo funcional hidróxilo, – OH, el cual está unido químicamente y exclusivamente a átomos de carbono con enlaces simples (átomos de carbono con hibridación sp 3).

A. Monoles Cuando los alcoholes tienen en su estructura un solo grupo funcional hidroxilo, – OH. Se clasifica en:

II. FÓRMULA GENERAL R − OH l

l

1. Alcohol primario Cuando el grupo hidroxilo está unido a un carbono primario. Ejemplos:

– R: Grupo alquilo de cadena abierta o cerrado, con o sin sustituyente. – OH: Grupo hidroxilo.

III. NOMENCLATURA A. Sistema común Se utiliza para nombrar alcoholes sencillos (de menor masa molecular). 2. Alcoholes secundarios Cuando el grupo hidroxilo está unido a un carbono secundario.

B. Nomenclatura IUPAC Se nombra como base la cadena carbonada que contengan al grupo hidroxilo, e indicando la posición de este con la numeración más baja y por último se agrega el sufijo ol.

Ejemplos:

3. Alcoholes ternarios Cuando el grupo hidroxilo está unido a un carbono terciario.


1

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B. Polioles Cuando en la estructura hay dos o más grupos hidroxilos. Se clasifica en: 1. Dioles o glicoles Hay 3 grupos, – OH Ejemplos:

Ejemplos:

2. Trioles o gliceroles Hay 3 grupos, – OH Ejemplos:

B. Hidratación de alquenos Los alquenos pueden convertirse en alcoholes a través de la adición de una molécula de agua al doble enlace C = C, bajo condiciones de un catalizador ácido. Esta reacción se lleva a cabo en medio ácido diluido, frecuentemente una disolución d e H2SO 4 –H2 O al 50%. Se sigue la regla de Markovnikov.

IDEAS FUERZA m La glicerina sirve para preparar jabones y un explosivo líquido inestable, llamado nitroglicerina.

C. Reducción de aldehídos y cetonas SUGERENCIAS

1. Hidrogenación catalítica Los metales finalmente divididos como: Pt, Ni, Pd o Ru; son catalizadores eficaces para la hidrogenación.

m No confundir: m Cuando el grupo hidróxilo está unido directamente a un carbono insaturado (con hibridación sp y sp 2), estos compuestos no pertenecen a la familia de los alcoholes.

Ejemplos:

IV. OBTENCIÓN DE ALCOHOLES A. Hidrólisis de haluros de alquilos

Los haluros de alquilo reaccionan con el ion hidróxido, (OH) –, o con agua bajo condiciones adecuadas.

TEMA 7 B / QUÍMICA

2


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C. Deshidratación de alcoholes La deshidratación de alcoholes se obtiene gracias a un catalizador ácido, como: H 2SO 4, H 3PO 4, KHSO 4.

Ejemplos:

Eliminándose las especies químicas que constituyen el agua de carbonos adyacentes.

Ejemplos:

V. REACCIONES QUÍMICAS A. Formación de alcóxidos Los alcoholes reaccionan a temperatura ambiente con los metales alcalinos y alcalinos terreos, liberando hidrógeno gaseoso y formando un compuesto iónico llamado alcóxidos.

Ejemplos:

D. Oxidación de Alcoholes B. Formación de haluros alquilos

1. Oxidación de alcoholes primarios

Los alcoholes reaccionan con los haluros de hidrógeno ( HCl , HBr, HI) para formar haluros de alquilo.

Pueden oxidarse tanto aldehidos como ácidos carborxílicos.

Ejemplos: La obtención de estos compuestos dependen del tipo del agente oxidante. Estos agentes oxidantes se simbolizan con [O].


3

TEMA 7 B / QUÍMICA

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Oxidación moderada Produce un aldehído, para ello se utiliza el ácido crómico, H 2CrO 4. Ejemplo: Ejemplos:

Oxidación severa (enérgica) Produce un ácido carboxilico para ello se utiliza e l d i c r o m a t o d e p o t a s i o , K2 Cr 2O 7 , o e l permanganato de potasio, KMnO4. Ejemplo: 3. Los alcoholes terciarios no se oxidan

2. Oxidación de alcoholes secundarios Se oxidan acetonas con los mismos reactivos que oxidan los alcoholes primarios.

Problema 1 El nombre IUPAC del siguiente compuesto orgánico, es:

Entonces su nombre es: 2,2 - dimetilpentan - 3 - ol

CH3 CH 3 C

CH

•

•

Respuesta: CH 2

CH3

2,2 – dimetilpentan – 3 –ol

CH 3 OH

Entonces su nombre IUPAC es:

Problema 2 Resolución:

4 - metilpent - 3 - en - 1 - ol

El nombre IUPAC del siguiente compuesto orgánico, es:

Respuesta: 4–metilpent–3–en–1–ol

CH 3 CH 3

C

5

CH

4

CH2 3

CH 2

2

OH

1

Resolución: •

La cadena principal presenta 5 carbonos.

•

Presenta 2 sustituyentes metil.

•

La función de mayor prioridad es el alcohol.

TEMA 7 B / QUÍMICA

CH 3 CH 3

C

CH

5

4

3

•

Se empieza la numeración por el carbono extremo más cerca al grupo hidroxilo. Presenta un sustituyente metil.

CH 2 2

CH 2

OH

1

La cadena principal tiene 5 carbonos.

4

Problema 3 Señalar, ¿cuál de los siguientes compuestos no posee las propiedades de los alcoholes? I. CH2 = CH – CH2OH II. CH2 = CHOH

III.


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Resolución: Analizando a cada uno de las proposiciones. I. Es alcohol Porque, el grupo hidróxilo (–OH) está enlazado a un carbono saturado, es decir carbono con hibridación sp 3.

II. No es alcohol Porque, el grupo hidróxido (–OH) está enlazado a un carbono insaturado, es decir carbono con hibridación sp 2.

III. No es alcohol Porque, en el anillo bencénico, el

1. Respect o a los alcoholes y fenoles indique las proposiciones verdaderas (V) o falsas (F). I. E l f e n o l e s u n a l c o h o l aromático. II. Los alcoholes tiene altos puntos de ebullición debido a los puentes de hidrógeno existentes entre sus moléculas. III. El alcohol

es un

triol conocido como glicerina. A) FVF B) VVV C) FVV D) VVF E) VFV 2. Indique verdadero (V) o falso (F): I. Los alcoholes son más volátiles que los éteres. II. Los alcoholes secundarios se oxidan dando cetonas. III. Los fenoles tienen menor solubilidad en agua que los alcoholes. A) FVV B) VFV C) FVF D) FFF E) VVV

C) Terciario; 4 - metilhexan - 3 - ol D) Secundario; 4,5 - dimetilpentan - 3 - ol E) Primario; 4,5 - dimetilpentan 3 - ol 4. El nombre IUPAC del compuesto

3 - buten - 1 - ol 1 - hidroxi - 3 - buteno 1 - hidroxi - 3 - butenol 4 - hidroxibuteno

; es A) 3 - Etenilhexen - 2 - ol B) 1 - Metil - 2 - propilpent - 2 en - 1 - ol C) 3 - Propilpent - 3 - en - 2 - ol D) 3 - Propilpent - 2 - en - 1 - ol E) 4 - Etenilpent - 4 - en - 5 - ol 6. Marcar el nombre del compuesto

A) Cloro - 1 - butanol


∴ No son alcoholes II y III. Respuesta: II y III

7.

El nombre IUPAC del siguiente compuesto es:

A) 4 - yodo - 2 - isopropil - 1 pentanol

5. El nombre del compuesto:

3. Clasifique y nombre el siguiente alcohol.

A) Primario; 4 - metilhexan - 3 - ol B) Secundario; 4 - metilhexan - 3 - ol

grupo hidróxido (–OH) está enlazado a carbonos insaturados.

B) 3 - yodo - 5 - metil - 4 - hexanol C) 3 - yodo - 4 - isopropil - 5 pentanol D) 3 - yodo - 2 - isopropil - 1 pentanol E) 4 - yodo - 3 - isopropil - 1 pentanol

A) 1 - buten - 4 - ol B) C) D) E)

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B) C) D) E)

4 - clorobutenol 1 - cloro - 4 - butanol 4 - cloro - 1 - butanol 4 - cloro - butanol 5

8. Nombre y clasifique respectivamente los siguientes alcoholes I.

II. A) 3 - butanol, 1°; 1 - cloro - 5 metil - 2 - hexanol, 1° B) 3 - butanol, 2°; 1 - cloro - 5 metil - 2 - hexanol, 3° C) 2 - butanol, 1°; 6 - cloro - 2 metil - 2 - hexanol, 2° D) 2 - butanol, 3°; 6 - cloro - 2 metil - 2 - hexanol, 1° E) 2 - butanol, 2°; 6 - cloro - 2 metil - 2 - hexanol, 3° TEMA 7 B / QUÍMICA

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9. Marque la secuencia correcta con respecto al siguiente compuesto:


13. Indique verdadero (V) o falso (F) para la nomenclatura de los siguientes compuestos:

II.

I. I. Es un alcohol. II. Cuando reacciona con un ácido carboxílico forma un éster. III. Es un compuesto aromático homocíclico. A) VVF B) VFV C) VFF D) FVV E) VVV

III. A) 4 - etil - 4 - propilbutan - 1 - ol B) etilheptanol C) Heptan - 4 - ol D) 4 - etilheptan - 4 - ol E) 3 - etilhexan - 3 - ol

II.

16. Para el compuesto:

10. Nombre al compuesto Marcar verdadero (V) o falso (F): I. Es un alcohol insaturado. II. El grupo funcional (–OH) está en un carbono terciario. III. Su nombre es 3 - hexanol - 1,4 - dieno. A) VFF B) FVV C) FFV D) VVV E) VVF

III.

A) B) C) D) E)

Ciclopent - 1 - en - 3,5 - diol Ciclopent - 4 - en - 1,3 - diol Ciclopent - 2 - en - 1,5 - diol Ciclopentano - 1,3 - diol 3,5 - dihidroxiciclopenteno

11. El siguiente compuesto:

IV.

A) FFVV

B) FVVF

C) VVVF

D) VVFV

E) FVVV 14. ¿Cuáles de los siguientes alcoholes son secundarios? I.

I. Es un diol. II. Su nombre IUPAC es: 3 - metil - 1,2 - ciclohexanodiol. III. Es un alcohol primario. A) VVF B) FVV C) FFV D) VVV E) FFF

II.

III. IV.

12. El nombre del compuesto: V. A) II y V A) 4 - metil - 3 - fenil - 2 - pentanol B) 3 - benceno - 2 - metil - 4 pentanol C) 3 - fenil - 2 - metil - 4 - pentanol D) 3 - benceno - 4 - metil - 2 pentanol E) 3 - fenil - 4 - metil - 2 - pentanol TEMA 7 B / QUÍMICA

17. En el siguiente compuesto:

B) I, IV y V C) I, III y IV D) II, III y V E) I, II y V 15. El nombre del alcohol terciario: I. CH3 – (CH 2) 3 – CH2 – OH 6

los enunciados verdaderos son: I. Es un alcohol terciario. II. Es un alcohol primario. III. Su nombre es 2 - metil - 3 propanol. IV. Es el alcohol isobutílico V. Por oxidación se obtiene el isobutano. A) I y V B) II y IV C) III, IV y V D) I, III E) I, IV y V 18. Señalar verdadero (V) o falso (F) en relación a los alcoholes: I. La oxidación de alcoholes primarios produce aldehidos y finalmente ácidos carboxilicos. II. S e o b t i e n e n a p a r t i r d e hidratación de alquenos. III. El isopropanol es un alcohol secundario. IV. La oxidación del 2 - propanol produce una cetona. UNCP REGULAR 2009 - II

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A) B) C) D) E)

FFFF FVFV VVFV VVVV VFVF

19. ¿Cuáles de la siguientes reacciones del alcoholes, son incorrectas? I.

III.

Solo I Solo III I y II II y III I y III

1.

Los alcoholes son compuestos orgánicos que presentan el grupo funcional _________, (–OH), el cual está enlazado a átomos de carbono únicamente con enlaces simples, es decir átomos de carbono con hibridación ________.

2.

El alcohol que en la antigüedad se producía por destilación destructiva de la madera, es el _______ o alcohol _________, cuya fórmula semidesarrollada es __________; se llama también alcohol de madera. Es tóxico y venenos (no apto para beber), causa la ceguera y en dosis altas causa la muerte.

3.

El alcohol que se obtiene por fermentación de almidones de diversas fuentes (grano de maíz, trigo, cebada, etc.), es el _________ o alcohol _______, cuya fórmula semidesarrollada es __________, se llama también alcohol de grano o espíritu del vino.

4.

5.

6.

20. Dado los siguientes alcoholes: I. 2 - butanol II. 1 - pentanol III. 2 - metil - 2 - butanol Indique el orden de menor a mayor reactividad con el reactivo de Lucas. A) I - II - III B) II - I - III C) III - II - I D) II - III - I E) I - III - II

II.

A) B) C) D) E)

7.

El alcohol de olor aromático y sabor ardiente, que se utiliza en perfumería, como repelente de insectos, como antiséptico y anestésico local; es el alcohol ________. Su fórmula semidesarrollada es ________.

8. Los enoles; inoles y _________, no pertenecen a la familia de los alcoholes; porque el grupo hidroxilo está directamente unido a un átomo de carbono ______, es decir a átomos de carbono con hibridación ______ y _______. 9. Al clasificar, según el tipo de carbono que se une al grupo hidroxilo. Establezca la correspondencia correcta:

El alcohol para fricciones que se vende en las farmacias, y en contacto con la piel se evapora rápidamente produciendo un efecto refrescante, es el ________ o alcohol ________. Su fórmula semidesarrollada es ___________. El alcohol que se utiliza como anticongelante en los radiadores de los automóviles para evitar la congelación del agua; en aquellos lugares donde la temperatura llega varios grados bajo cero, es el _________ o __________, cuya fórmula semidesarrollada es __________.

I.

(

) Alcohol 1°

II.

(

) Alcohol 2°

III.

(

) Alcohol 3°

10. Al clasificar, según el número de grupos hidroxilos en la cadena carbonada principal. Establezca la correspodencia correcta.

El alcohol de sabor dulce y viscoso, usado comercialmente como humectante en los productos cosméticos, para fabricar jabones, supositorios y nitroglicerina; es la __________ su fórmula semidesarrollada es ______________.


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7

I.

(

) Diol

II.

(

) Monol

III.

(

) Triol

TEMA 7 B / QUÍMICA

QUÍMICA - TEMA 8B

ÉTERES

I. DEFINICIÓN

Ejemplos:

Los éteres son compuestos orgánicos que contienen en su estructura el grupo oxi, ( ), el cual esté unido covalentemente a grupos alquilos (-R) o arilos (-Ar).

II. CLASIFICACIÓN Se clasifican según las siguientes fórmulas generales, en:

B. IUPAC Al grupo más pequeño se le añade la terminación oxi y se nombra el otro grupo con su nombre de hidrocarburo. El grupo funcional de los éteres es el grupo alcoxi (RO-), al cual se le asigna cierta posición. Ejemplos:

Son relativamente inertes y volátiles razón por la cual a menudo se utilizan como solventes en reacciones orgánicas. Los éteres simétricos R-O-R se obtienen a partir de los alcoholes y tienen menor punto de ebullición que los alcoholes de los cuales derivan.

IDEAS FUERZA m Los éteres se denomina simétricos, si los dos grupos unidos al oxígeno son iguales; caso contrario se denominan asimétricos.

III. PROPIEDADES GENERALES

1. Propiedades físicas * Poseen menor punto de ebullición que los alcoholes. * Son moléculas ligeramente polares y relativamente solubles en el agua. * Son volátiles y presentan elevada presión de vapor. 2. Propiedades químicas * Son relativamente inertes porque presentan baja reactividad química. Es por ello, que a menudo se utilizan como disolventes en síntesis orgánica. * Son extremadamente inflamables debido a su alta volatilidad y pueden formar rápidamente mezclas explosivas con el aire.

III. NOMENCLATURA Puede utilizarse dos tipos de nomenclatura:

A. Común

Se nombran los grupos alquilo o arilo seguidos de la palabra éter; si los grupos son iguales se usa el prefijo di- (que a veces deja de usarse).


1

TEMA 8 B / QUÍMICA

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Problema 1 Respecto al siguiente compuesto orgánico: I. Es un éter simétrico. II. Su nombre común, es: Dipropiléter o Éter propílico III. Su nombre IUPAC, es: Propoxipropano La(s) proposicion(es) correcta(s) es(son): A) Solo I B) Solo II C) Solo III D) I y II E) I, II y III Resolución: Analizando las proposiciones I. Correcto • Cuando los grupos alquilo (-R) o arilo (-Ar) que van unidos al grupo funcional oxi son iguales, los éteres son simétricos, caso contrario se denominan asimétrico.

ÉTERES

Entonces su nombre común, es: Dipropiléter o Éter propílico III.Correcto En la nomenclatura IUPAC, los éteres se consideran como alcoxialcanos, es decir como si fueran sustituyentes. Al grupo alcalino más pequeño se le añade la terminación oxi y se nombra el otro grupo alquilo con su nombre hidrocarburo.

Entonces su nombre IUPAC, es: Propoxi propano ∴ Las proposiciones correctas son: I, II y III Respuesta:

Por lo tanto, el nombre IUPAC del compuesto oxigenado es: 3 - Metil - 4 - metoxipentano - 2 - ol Respuesta: 3 - Metil - 4 - metoxipentano - 2 - ol Problema 3 Establecer la correspondencia correcta: I. II. III.

I, II y III Problema 2

IV.

¿Cuál es el nombre IUPAC del siguiente compuesto?

( ) Éter alifático ( ) Éter aromático ( ) Éter asimétrico

En el problema, el compuesto orgánico es un éter simétrico

II. Correcto En la nomenclatura común, se nombran los grupos alquilo (-R) o arilo (-Ar) en orden alfabético, seguidos de la palabra éter. Si los grupos son iguales se usa el prefijo di (que a veces deja de usarse).

TEMA 8 B / QUÍMICA

A) 4 - Hidroxi - - 2 - metoxipentano B) 2 - Hidroxi - 4 - metoxipentano C) 2 - Hidroxi - 3 - metil - 4 metoxipentano D) 3 - Metil - 2 - metoxipentano - 4 - ol E) 3 - Metil - 4 - metoxipentano - 2 - ol Resolución: En la fórmula semi desarrollada del compuesto, se observa el grupo hidroxilo (-OH) y el grupo metoxi (– OCH 3). La función éter es la menor jerarquía entre los grupos funcionales oxigenados y se nombra como sustituyente frente a otras de mayor importancia. Entonces la numeración de la cadena carbonada, se empieza por el carbono extremo más cercano al grupo hidroxilo, porque este es de mayor jerarquía que el grupo metoxi. 2

( ) Éter simétrico A) I, II, III, IV B) III, I, II, IV C) II, I, IV, III D) IV, III, I, II E) II, I, IV, III Resolución: Según lo expuesto teóricamente en el problema anterior Nº1 IV. Éter alifática: III. Éter aromático: I. Éter asimétrico: II. Éter simétrico: Respuesta: IV, III, I, II UNCP REGULAR 2009 - II

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ÉTERES

1. ¿Qué compuestos son éteres?

A) Metiletiléter; etilpropiléter

I.

B) Metiletiléter; etoxipropano

II.

C) Metoxietano; propoxietano

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8. El nombre IUPAC del compuesto es

D) Metoxietano; etoxipropano E) Metoxietano; etilpropiléter

III.

5. Indique el nombre del compuesto

IV. A) B) C) D) E)

A) 3 - hidroxi - 5 - metilmetoxibenceno B) 3 - hidroxi - 5 - metoximetilbenceno

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

C) 5 - metil - 3 - metoxifenol A) 2,3 - metil - 2 - metoxipropano B) 2,3 - dimetil - 2 - metoxipropano

D) 3 - hidroxi - 5 - metoxitolueno E) 3 - metil - 5 - metoxifenol

C) 2,3 - dimetil - 2 - metoxibutano 2. ¿Qué compuestos es un éter aromático? A)

D) 1,2 - dimetil - 1 - metoxibutano

9. El nombre del compuesto es

E) 1.1,2 - trimetil - 1 - metoxipropano 6. Indique el nombre del siguiente éter

B)

A) 1,1 - dimetiletoxipropano B) 2 - metil - 2 - metoxipropano

C)

C) 2 - etoxi - 2 - metilbutano D) 1.1 - dimetil - 1 - etoxipropano D)

E) 1 - metil - 2 - etoxibut ano

E)

7.

3. Indique verdadero(V) o falso(F) a la relación compuesto - nombre siguiente: I. II.

Los nombres de los siguientes éteres I.

A) VFF

B) VFV

C) VVF

D) VVV

E) FVV 4. Los nombres tradicional y IUPAC de los compuestos, son respectivamente I. II. UNCP REGULAR 2009 - II

B) 2 - metoxi - 5 - metilhexano 2,4 - diol C) 2 - metoxi - 5 - metilhexano 3,5 - diol

II.

D) 2 - metil - 5 - metoxihexano 2,4 - diol

respectivamente son:

E) 2,5 - dimetil - 5 -metoxipentano - 2,4 - diol

A) e t o x i b u t i l é t e r ; 2 - m e t i l - 1 metoxibut-1-eno

III.

A) 5 - metoxi - 2 - metilhexano 2,4 - diol

B) 1-etoxibutano; 3-metil-4metoxibut-3-eno C) 1-etoxibutano; 2-metil-1metoxiprop-1-eno D) 1-etoxibutano; 2-metil-1metoxibut-1-eno E) 1-butoxietano; 2-metil-1metoxibut-1-eno 3

10. La fórmula global que corresponde al 1 - cloro - 3 - etoxi - 5 - metoxibenceno A) B) C) D) E) TEMA 8 B / QUÍMICA

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11. Indique verdadero(V) o falso(F): I. El nombre de:

ÉTERES

A) VFFV

B) VVFF

C) FFVV

D) FVVF

E) VFFF es 2-metoxibutano II. El es un éter de naturaleza anestésica

15. Indique la secuencia correcta respecto al siguiente compuesto:

III. Los éteres son muy reactivos A) FFF

B) VVF

C) VVV

D) FVF

E) FVV 12. R e s p e c t o a l c o m p u e s t o , l a secuencia correcta es:

I. Tiene dos grupos carbonilo II. La cadena principal es un anillo aromático III. Su nombre es: 1,2 - dimetoxiciclohexano A) FVF

B) FFV

C) FFF

D) VFF

E) VVF

I. Es un éter II. El Br se encuentra en la posición 1. III. Su nombre es:

16. Marque la secuencia correcta para el compuesto:

4 - bromo - 2 - etoxibutano A) FVV

B) VVF

C) VVV

D) VFV

E) VFF

I. Es un cicloalqueno III. Su nombre es:

I. La cadena principal tiene 2 carbonos II. Tiene un resto alcoxi III. Su nombre es: 3 - etoxipropan - 1 - ol A) FVV

B) FFF

C) VFV

D) FVF

4 - etoxiciclohex - 1 - eno A) VVV

B) VFF

C) FVV

D) VVF

E) FVV 17. Para el siguiente compuesto marque la alternativa correcta

I. Es un éter II. Es un compuesto apolar y por tanto insoluble en agua III. La cadena principal tiene dos átomos de carbono I. Es apolar. II. Presenta grupo funcional éter.

II. El metoxietano y etoxietano son éteres alifáticos. III. La deshidratacion de alcoholes a 140ºC permite obtener solo éteres simétricos. A) VVV

B) FVV

C) FFV

D) FVF

E) FFF 19. Los éteres tienen determinadas propiedades, señale cuáles son correctas: I. No presentan enlaces puentes de hidrógeno. III. Se usan como solventes y anestésicos IV. Son menos polares que los alcoholes A) FVVV

B) VFVV

C) VVVV

D) VVFV

E) FVFV 20. Marcas como verdadero(V) o falso(F) cada una de las siguientes proposiciones I. L o s é t e r e s s e p r e p a r a n calentando alcoholes en presencia de ácido sulfúrico.

E) VVF 14. Respecto al siguiente compuesto marque la secuencia correcta:

I. El 2-etoxibutano tiene como estructura

II. Son altamente inflamables

II. El etoxi está en la posición 4

13. Marque la secuencia correcta sobre el compuesto:

18. Indique verdadero(V) o falso(F) según corresponda

IV. Su nombre, es: 3 - etoxi - 2 - metilpentano

II. En general, los éteres con muy reactivos frente a muchos productos químicos. III. El éter dietílico, más conocido corrientemente como éter, se utiliza como anestésico. IV. El principal uso de los éteres es como disolventes

III. Su nombre IUPAC es:

A) FFVV

B) VVVF

A) VVVV

B) VFVF

fenil propil éter.

C) VVFV

D) VVFF

C) FVFV

D) VVVV

IV. Es un ester. TEMA 8 B / QUÍMICA

E) VVVV

E) VFVV 4


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ÉTERES

1.

Los éteres son compuestos orgánicos que contienen el grupo funcional, ( ), el cual está unido covalentemente a grupos ___________ (-R) o

6. Los éteres son relativamente inertes, porque presentan _________ reactividad química. Es por ello que a menudo se utiliza como ___________, para

__________ (-Ar). 2.

llevar a cabo reacciones orgánicas. 7.

Los éteres se consideran ____________, si los dos grupos unidos al oxígeno son iguales. En cambio se

4.

5.

8. El dietiléter o éteretílico, cuyo nombre IUPAC es __________; tiene por fórmula semidesarrollada __________. Es utilizada en medicina como anestésico porque produce insensibilidad al dolor.

Los éteres en fase líquida poseen menor punto de ebullición que los _______________, porque carecen del grupo hidroxilo, -OH, razón por la cual no presenta enlace ________________.

9. El dimetiléter o éter metílico, cuyo nombre IUPAC es ______________; tiene por fórmula semidesarrollada

Los éteres son ligeramente ____________ y relativamente solubles en el agua, porque el átomo de oxígeno en su estructura posee 2 pares electrónicos libres, lo cual permite la formación de enlace ___________.

______________. Se emplee como agente refrigerante. 10. El terc – butilmetiléter, de nombre IUPAC _________ tiene por fórmula semidesarrollada _________.

Los éteres son volátiles, porque sus enlaces intermoleculares son __________, es por ello que

Se utiliza como aditivo para mejorar la calidad de la gasolina y así reducir la emisión del monóxido de carbono (CO) al aire.

presentan _____________ presión de vapor.


Los éteres debido a su elevada volatilidad, son extremadamente ________ y pueden formar rápidamente mezclas _______________ con el aire.

consideran _____________, si los dos grupos unidos al oxígeno son diferentes. 3.

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5

TEMA 8 B / QUÍMICA

QUÍMICA - TEMA 9B

ALDEHIDOS Y CETONAS

El aldehído más simple y más común es diferente puesto que tiene dos hidrógenos unidos al grupo carbonilo.

I. DEFINICIÓN Son compuestos orgánicos que contienen en su estructura, el grupo funcional carbonilo.

metanal ó formaldehído

II. FÓRMULA GENERAL Si el carbono del grupo carbonilo va unido a un grupo alquilo (–R) o arilo (–Ar), y a un hidrógeno, el compuesto es un aldehido. l Aldehído alifático:

Otros adehídos son: l

etanal o acetaldehído l

propanal o propionaldehído l

butanal o butiraldehído l

Aldehído aromático:

l

___________________________________

• Si el carbono del grupo carbonilo va unido a dos grupos alquilos (–R) o arilos (–Ar), el compuesto es una cetona.

___________________________________

• l

___________________________________ 2. Lo nombres de las cetonas alifáticas se obtienen sustituyendo la –o del nombre del alcano correspondiente con la terminación –ona; y se enumera la cadena de forma tal que el grupo carbonilo tenga el menor número posible y se utiliza este número para indicar su posición.

l

III. NOMENCLATURA

•

1. Los aldehídos se nombran indicando el nombre

(Dimetilcetona)

del grupo orgánico seguido de la terminación –al y el carbono del grupo carbonilo siempre es el número 1 y no es necesario indicar su posición. UNCP REGULAR 2009 - II

propanona

•

butanona (Etilmetilcetona)

1

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ADELHIDOS Y CETONAS

Reducción: 2 - pentanona (Metilpropilcetona)

•

Los nombres comunes de las cetonas (indicados entre paréntesis) se obtienen dando nombres a los dos grupos unidos al grupo carbonilo y agregando la palabra cetona.

•

_________________

•

_________________

2. CETONAS Oxidación:

Reducción:

V. IMPORTANCIA

IV. PROPIEDADES

A. Aldehídos El aldehído más conocido es el metanal su solución acuosa al 40%, se llama (formol), empleado para preservar tejidos. Los carbohidratos son los aldehídos polihidroxilados de mayor importancia biológica (funcional, estructural, reserva, etc.) Muchas esencias contienen en su composicón aldehídos aromáticos (olor agradable), algunos aldehídos alifáticos presentan olor desagradable.

A. Propiedades físicas El grupo carbonilo es un grupo polar, por lo que los aldehídos y cetonas tienen puntos de ebullición más altos que los hidrocarburos de la misma masa molecular. El oxígeno del carbonilo permite que los adehídos y cetonas formen fuertes enlaces puente de hidrógeno con el agua. Como resultado de ello, los aldehídos y cetonas de baja masa molecular presen tan una apreciable solubilidad en el agua.

B. Cetonas La cetona más importante doméstica e industrialmente es la dimetilcetona (acetona o propanona), empleada como disolvente en lacas, barnices, pinturas. Otras cetonas se emplean también como disolventes orgánicos (butanona); algunas como intermediario en síntesis químicas. Una cetona de importancia biológica es la fructosa (levulosa) y la ribulosa.

B. Propiedades químicas 1. ALDEHÍDOS Oxidación:

Problema 1 ¿Cuál es el nombre IUPAC del siguiente compuesto?

A)

2, 3-dimetil-4-oxopentan-1-ol

B)

4-oxo-2,3-dimetilpentan-1-ol

TEMA 9 B / QUÍMICA

C) D) E)

5-hidroxi-3,4-dimetilpentan-2- ona 3,4-dimetil-5-hidroxipentan-2- ona 5-hidroxi-3,4-dimetil-2- oxopentanor

Resolución: La función alcohol es de menor jerarquía en comparación con la función cetona. Es por ello que la numeración de la cadena principal empieza por el carbono extremo más cercano al grupo carbonilo , en cambio el grupo 2

hidroxilo (–OH) se nombra como un sustituyente, hidroxi.

Entonces el nombre IUPAC, será: Respuesta: 5-Hidroxi-3, 4-dimetilpentan-2-ona UNCP REGULAR 2009 - II

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ADELHIDOS Y CETONAS

Problema 2 Respecto a los siguientes compuestos, señalar verdadero (V) o falso (F). A. Benzal dehído B. Pentan – 2 – ona I. La atomicidad de (a), es mayor que (b) II. Los compuestos (a) y (b), son ternarios III. La masa molar de (b) es menor que (a) A) FVV B) VFV C) VVV D) VVF E) FFV Resolución: Analizando a cada compuesto orgánico a.

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Analizando las proposiciones

Problema 3

I.

Dar nombre al siguiente compuesto orgánico

Falso a. C7H6O → Atomicidad = 7 + 6 + 1 = 14

CH 3

b. C5H9 → Atomicidad = 5 + 9 + 1 = 15

CH

CH

OH

CH 3

CHO

Resolución: Analizando la fórmula semidesarrollada

II. Verdadero a. C7H6O → Compuesto ternario (3 elementos) b. C5H9O → Compuesto ternario (3 elementos)

Benzaldehído:

III. Verdadero a. C7H6 O → Masa molecular (M) ↓ ↓ ↓ 1 2 1 1 6 = 106g/mol b. Pentan – 2 – ona

C5H9O →

b. ↓ ↓ ↓

12116

Masa molar (M) = 85

entonces su nombre es: 3 – Hidroxi – 2 – metil butanal

g/mol

Respuesta: FVV

Respuesta: 3 – Hidroxi – 2 – metil butana

1. Respecto a las fórmulas generales, señalar verdadero (V) o falso (F).

III. Todos los aldehídos son insolubles en agua.

4. Indique el nombre del siguiente compuesto:

a) R – CHO b) R – CO – R' I. (a) es un aldehído y (b) es una cetona. II. Las dos contienen un grupo carbonilo.

IV. La oxidación de etanol produce etanal. A) VVVF B) FVVF C) VVFV D) FVFV E) VFFV

III. Los restos R de cada fórmula son sólo de cadena lineal. IV. Como sustituyentes los grupos funcionales se llaman formil y oxo respectivamente. A) FVFV B) VVFV C) FFVV E) VVVV

D) FVVV

2. Respecto a la función aldehído, marcar verdadero (V) o falso (F). I. La solución del metanal al 40% se llama formol. II. El hexanal es líquido a temperatura ambiente. UNCP REGULAR 2009 - II

3. Marque verdadero (V) o falso (F), respecto al siguiente compuesto:

A) 3 - formilpentano B) 2 - etilbutanal C) 1 - etilpropanal D) 1 - etil - 1 - formilpropano E) 3 - formilpentanal 5. Marque el nombre del compuesto:

I. Es un aldehído y su nombre es metanal. II. Su solución acuosa se denomina formol. III. Se le utiliza como preservante de tejidos anatómicos. A) VVV B) VVF C) VFV E) FFV

D) FVF

3

A) B) C) D) E)

3 2 4 3 3

-

propilbut - 1 - enal propilbut - 1 - enal metilhex - 3 - enal metilhex - 3 - enal propilbut - 3 - enal TEMA 9 B / QUÍMICA

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6. Propenal y butinodial, son respectivamente: I. CHO – CH = CH2 II.

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

Indique el nombre del compuesto: CH3 – CH(OH) – CH(CH3) – CHO A) 3-formil-3-metilpropanol B) 1- formil-1-metilpropan-2-ol C) 3-hidroxi-2-metilbutanal D) 2-metil-3-hidroxibutanal E) 2-hidroxi-3-metilbutanol

8. Respecto al compuesto, indicar verdadero (V) o falso (F).

I. Es un aldehído. II. Es un compuesto carbonílico. III. Su nombre, es: 3-etoxi-5-hidroxi-4-metilpentanal. A) B) C) D) E)

VFF VVF VVV FVV VFV

9. El nombre del compuesto es:

B) 2,2-metil-4-propil-6-octen-3- ona D) 2,2-dimetil-4-isopropil-6-octen-3-ona

IV.

A) I y II

A) 2,2-metil-4-isopropil-6-octen-3-ona C) 2,2-dimetil-4-propil-6-octen-3-ona

III. CH3 – CH2 – CO – CH2 – CHO

IV.

7.

10. ¿Qué compuestos son cetonas? I. CH3 – CH2 – CO – CH2 – CH3 II.

III.

B) C) D) E)

ADELHIDOS Y CETONAS

E) 2,2-dimetil-4-isopropil-6-octen-3-ona 15. Marque verdadero (V) o falso (F),

V. CH3 – CO – CH2 – CO – CH3

respecto al siguiente compuesto:

A) B) C) D)

I. Es una cetona.

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

E) III, IV y V

II. La cetona principal tiene 5

11. Marque verdadero (V) o falso (F), respecto al siguiente compuesto: CH3 – CH2 – CO – CH2 – CH3 I. Es un compuesto carbonílico. II. Su nombre es pentan - 3 - ona. III. Se obtiene por oxidación de un alcohol secundario. A) FVF B) FVV C) VFV D) VVF E) VVV 12. La fórmula del 4 - hidroxi - 2 metilhexan - 3 - ona, es: A) CH3-CH(CH3)-CH2-CO-CHOH- CH3 B) CH 3 -CH(CH 3 )-CHOH-CO-CH 3 C) CH3-CH(CH 3)-CHOH-CO-CH 2-CH3 D) CH3-CH(CH3)-CO-CH(OH)-CH2- CH3 E) CH 3 -CH2 -CO-CHOH-CH 2 - CH 3 13. La fórmula global de la: hex - 4 - en - 3 - ona, es:

átomos de carbono. III. Su nombre, es: 2-bromo-5-hidroxi-4-metilhexan-3- ona. A) VVV B) VVF C) VFV D) VFF E) FVF 16. Nombre el compuesto:

A) 3-formilpentan-2-ona B) 4-oxo-2-etilbutanal C) 2-etil-3-oxobutanal D) 3-formilpentan-4-ona E) 3-formil-2-oxopentano 17. Relacione el nombre - estructura de los siguientes compuestos y marque la alternativa correcta.

A) C6H11O B) C6H10O

I.

C) C6H9O D) C6H12O

II.

E) C6H8O

A) 2-Hidroxi-3-formil-5- metiltolueno

14. N o m b r a r c o r r e c t a m e n t e e l siguiente compuesto:

III.

B) 4-Formil-2,6-dimetilfenol C) 4-Hidroxi-3,5-dimetilbenzaldehído

( ) 3-cloro-5-metilhex-4-en-2- ona

D) 4-Hidroxi-3,5- metilbenzaldehído

( ) 3-hidroxi-5-metilciclohexanona

E) 2-Hidroxi-5-formil-1,3- ditolueno

( ) 4-metilhexan-3-ona

TEMA 9 B / QUÍMICA

4


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ADELHIDOS Y CETONAS

A) II, III, I

III. Tiene seis electrones pi ( π ).

B) III, I, II

IV. Su nombre es: 5-hidroxi-3-metil-2-metoxibenzaldehído.

C) III, II, I D) I, III, II

A) FVFV

E) I, II, III

B) VVFF D) FFFV

alternativa de verdad (V) o

E) FVVF

falsedad (F).

19. Marque la alternativa correcta: I. La oxidación de un aldehido genera un ácido carboxílico. II. La reducción de un aldehído produce un alcohol secundario. III. Generalmente el grupo –CHO

I. S e

trata

de

un

fenolpolisustituido. II. El metoxi está en posición 4.

1.

es terminal (C1). IV. El carbono del grupo carbonilo tiene hibridación sp 2.

Los aldehídos, son compuestos orgánicos que contienen el grupo funcional ______________,

I. La oxidación controlada de alcoholes secundarios produce cetona. II. El formol es una disolución acuosa de metanal al 30%. III. La acetona es buen disolvente de pinturas y barnices. IV. Los aldoles tiene el grupo de aldehído y el de alcohol. ¿Cuántos enunciados son correctos? A) 0 B) 1 C) 2 D) 3 E) 4

global es _____________, es un líquido oleoso de color amarillento, poco soluble en el agua. Es un constituyente del aceite de canela y se utiliza en perfumería.

, unido principalmente a grupos ____________ (–R) o ___________ (–Ar). 2.

B) FVVF D) VFFV

20. ¿Cuántas de las siguientes proposiciones son correctas?

C) VFVF 18. Para el compuesto, marque la

A) FFVV C) VFVF E) VFVV

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7.

El metanal o/y _____________, cuya fórmula semidesarrollada es ____________, es una gas de olor irritante y muy soluble en el agua.

Las cetonas, son compuestos orgánicos que contienen el grupo funcional _____________, , unido principalmente a dos grupos __________ (–R) o/y ___________ (–Ar).

3.

El metanal, disuelto en agua al ____________, forma una mezcla homogénea o solución acuosa denominada ___________; el cual se comercializa como conservador de especímenes biológicos y se emplea como desinfectante de viviendas.

4.

El etanal o ____________, cuya fórmula semidesarrollada es ____________, es un líquido volátil, miscible con el agua.

5.

El bencenolcarbaldehído o __________________, cuya fórmula topológica es ____________________, es un líquido de olor característico y miscible con el agua. Se encuentra en las almendras amargas, se emplea en la preparación de drogas, colorantes y como disolvente en perfumería.

6.

8. La propanona o __________, cuya fórmula semidesarrollada es ___________; es un líquido volátil e inflamable. Se usa como disolvente de grasas, resinas, pinturas y quita esmalte de uñas. 9. El fenilmetilcetona o ___________, cuya fórmula topológica es ___________, es un líquido ligeramente soluble en el agua y de olor agradable. Se utiliza en perfumería (olor de azahar) y en medicina como hiprótico. 10. El difenilcetona o ____________, cuya fórmula topológica es _______________, es un sólido cristalino e insoluble en el agua. Se utiliza en perfumería como fijador (del olor) y en la manufactura de hipnóticos, insecticidas y antihistaminicos.

El 3 - fenilpropenal o _____________, cuya fórmula


5

TEMA 9 B / QUÍMICA

QUÍMICA - TEMA 10B

ÁCIDOS CARBOXÍLICOS

I. DEFINICIÓN

l

Fórmula General:

Son compuestos orgánicos que contienen en su estructura el grupo funcional carboxilo, –COOH, el cual está unido covalentemente a un grupo alquilo (–R) o arilo (–Ar). l Estructura del grupo funcional: O

COOH

C

OH

II. NOMENCLATURA Los nombres IUPAC se obtienen cambiando la terminación –o del alcano principal po el sufijo –oico y anteponiendo la palabra ácido. En cambio, los nombres comunes derivan de las palabras griegas o latinas que indican la procedencia natural de dichos ácidos. l

Nomenclatura de Ácidos Carboxílicos Fórmula Condensada

Tebº(C)

Solubilidad (g/100g HO) 2

Ac. Propiónico

Ac. etanoico Ac. propanoico

C H3C H 2CH2COOH

Ac. Butírico

Ac. butanoico

164

¥ ¥ ¥ ¥

C H3( C H2 )10COOH

HCOOH

Ac. Fórmico

Ac. metanoico

100

CHCOOH 3

Ac. Acético

118

C H3C H 2C O O H

l

Nombre IUPAC

Nombre Común

141

Ac. Laúrico

Ac. dodecanoico

299

0,0055

C H3( C H2 )12COOH

Ac. Mirístico

Ac. tetradecanoico

326

0,002

C H3( C H2 )14COOH

Ac. Palmítico

Ac. hexadecanoico

352

0,0007

C H3( C H2 )16COOH

Ac. Esteárico

Ac. octadecanoico

376

0,0003

Otros ácidos orgánicos 1. Dicarboxílicos HOOO – COOH : Etanodioico

HOOC COOH _________________________________

HOOC – CH2 – COOH : Propanodioico HOOC – (CH2) – COOH : Pentnodioico

COOH

HOOC = CHCOOH : ______________

HOOC

_________________________________

2. Aromáticos

HOOC

COOH

_________________________________

__________________________________ UNCP REGULAR 2009 - II

COOH

1

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H 3C


COOH

________________________________ COOH

Los solubles en agua dan reacción ácida frente a los indicadores y dan sabor agrio a la disolución.

OH

________________________________

Ejemplo: El átomo de hidrógeno del grupo carboxilo puede liberarse de la molécula impartiendo un carácter de ácido débil al compuesto orgánico.

O O

C

CH3

COOH

CH3–COOH(l)+H2O (l) ƒ CH3COO -(ac)+H3O +(ac) Ka ≈ 10-5

________________________________ HO HO

COOH

IDEAS FUERZA

HO ________________________________

m Cuando el grupo hidroxilo, –OH se separa de un ácido se genera el grupo o radical, denominado grupo acilo, cuya estructura es:

COOH

O

________________________________ 3. Naturales de especial interés CH3

CH

COOH

CH 2

CH

Ar C

2. Formación de Sales Los ácidos carboxílicos reaccionan con facilidad con los metales alcalinos liberando gas hidrógeno, obteniéndose la sal correspondiente.

OH HOOC

O

R C

COOH

OH HOOC

CH

CH

COOH

OH OH

También reaccionan con hidróxidos del grupo 1A y con otras bases fuertes, obteniéndose la sal correspondiente.

OH HOOC

CH2

C

CH2

COOH

COOH

R

III. PROPIEDADES GENERALES

COOH + M(OH)

Ácido carboxílico

A. Propiedades físicas

+

C O O M + H 2 O(l )

Sal orgánico

3. Reacción de esterificación Los ácidos carboxílicos al reaccionar con los alcoholes forman ésteres.

1. Poseen mayor temperatura de ebullición respecto a los alcoholes, cetonas, aldehídos, éteres y alcanos de masa molecular semejante; porque el grupo carboxílico está idealmente estructurado para formar dos puentes de hidrógeno y las propiedades físicas de los ácidos carboxílicos reflejan la fuerte asociación a través de estos puentes de hidrógeno entre moléculas de los ácidos. 2. La solubilidad en el agua disminuye y el punto de ebullición aumenta a medida que la masa molecular aumenta.

O R

C

OH

+ R

Ácido carboxílico

H

OH

O

+

R

Alcohol

C

O R

+ H 2O

Éster

La reactividad de los ácidos se localizan en el grupo hidroxilo, –OH, al reaccionar con un alcohol.

B. Propiedades químicas

Ejemplo:

1. Acidez Son ácidos más fuertes que en el agua y en soluciones acuosas se encuentran en equilibrio el ión carboxilato y el ión hidronio. TEMA 10 B / QUÍMICA

-

R

Hidróxido del grupo 1A

O CH3 C OH + HO CH2 CH3 Ácido

2

Alcohol

H+

O CH3 C O CH2 CH3 + H 2O Éster


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Problema 1

Resolución:

Señale el compuesto incorrectamente nombrado, según la IUPAC.

Analizando la fórmula topológica del ácido carboxílico, la representamos en su fórmula semidesarrollada.

O

A)

HO

HO

Ácido butanoico

HO

C CHCH(CH)CH 2 3 3

CH2

Ácido 3-metilbutanoico

O C)

CH3

O

B)

C CH2CHCH 2 3

D)

HO

Ácido 3,3-dimetilbutanoico

CH

CH

9

7

6

10

O

C CHC(CH)CH 2 3 2 3

CH3 CH 2 CH 8

CH3 CH

CH2 CH2 CH 4

CH3

C CHCHCHCH 2 3

3

2

COOH 1

5

El nombre IUPAC del compuesto será:

Ácido pent-3-enoico

Ácido 6-etil-2,5-dimetildec-7-enoico

O E)

HO

C CHC(CH)C(CH) 2 3 3 2

Respuesta: D) Ácido 6-etil-2,5-dimetildec-7-enoico

Ácido 3,4,4-trimetilbut-2-enoico

Problema 3 ¿Cuál es el nombre IUPAC del siguiente compuesto orgánico?

Resolución:

HOOC

Nombramos según las reglas IUPAC, representando a cada compuesto en su fórmula semidesarrollada. O

A)

HO

C

C H2

CH2

1

2

3

CH 3 B) 4

Ácido butanoico

C)

HO

C

C H2

C

2

C H2

1

2

3

D)

CH3

3

HO

E)

HO

E) Ácido-2-hidroxi-4-metoxi-3,6-dioxohexanoico C

CH 2

1

2

CH C H CH 3 3

4

Resolución: Sabemos que, según las reglas de la IUPAC, el grupo carboxilo (–COOH) posee mayor jerarquía o prioridad que otros grupos funcionales oxigenados. Entonces en el sentido de la flecha aumenta el orden de jerarquía.

5

CH 3 CH 3 C

CH 2

C

C

CH 3

1

2

3

4

5

– COOH > – CHO > – CO – > – OH > – OCH 3

Ácido 3,4-dimetilpent-3-enoico

carboxilo

Respuesta: E) Ácido 3,4,4-trimetilbut-2-enoico

formilo

carbonilo hidroxilo

metoxi

Por lo tanto el compuesto se nombra como un ácido carboxílico sustituido.

Problema 2

O

O

¿Cuál es el nombre IUPAC del siguiente compuesto?

HO 1

COOH

C

CH

C

OH 2

3

O CH

CH2

O

CH 3

4

5

hidroxi oxo metoxi

A) Ácido 5-etil-6,9-dimetildec-3-enoico

C

H 6

oxo

Su nombre IUPAC, es:

B) Ácido 6-butenil-2,5-dimetiloctanoico

Ácido-2-hidroxi-4-metoxi-3,6-dioxohexanoico

C) Ácido 3-butenil-4,7-dimetiloctanoico D) Ácido 6-etil-2,5-dimetildec-7-enoico

Respuesta: E) Ácido-2-hidroxi-4-metoxi-3,6dioxohexanoico

E) Ácido 6-etil-2,5-dimetildec-3-enoico UNCP REGULAR 2009 - II

CHO

D) Ácido-3-ceto-5-formil-2-hidroxi-4-metoxipentanoico

Ácido 3,3-dimetilbutanoico

O

CH 2

C) 5-carboxi-5-hidroxi-3-metoxi-4-oxopentanal

4

Ácido pent-3-enoico

4

CH

B) 5-carboxi-4-ceto-5-hidroxi-3-metoxipentanal

CH CH 3

O

CH3 1

C

Ácido 3-metilbutanoico

CH3

O

HO

CO

OH OCH3 A) 3-ceto-5-carboxi-5-hidroxi-3-metoxipentanal

CH3

O

CH

3


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1. Respecto a las propiedades de los ácidos carboxílicos marcar lo incorrecto: A) Olor y sabor irritante B) Son ácidos débiles C) Tiene alto punto de ebullición D) Forman bases con las sales E) Presentan puente de hidrógeno

O O

7.

O

O

Señale el nombre IUPAC que corresponde secuencialmente a los ácidos succínico (a) y fumárico (b). O

OH

a) HO

O

b) O

O

OH

A) B) C) D)

Ácido butanoico; Ácido but-3-enodioico Ácido 1,4 -butanodioico; Ácido 3-butenodioico Ácido butanodioico; Ácido butenodioico Ácido butanodicarboxílico; Ácido but-3-enodicarboxílico E) Ácido 1,4 -dibutanoico; Ácido but-2-eno-1,4-dioico 8. El nombre del compuesto CH3–C(C l ) 2–CH(OH)–CH2–COOH es: A) ácido 2 - diclorohidróxidopentanoico B) ácido 3 - hidroxi - 4 - dicloropentanoico C) ácido 4,4 - dicloro - 3 - hidroxipentanoico D) ácido 2 - cloro - 3 - hidroxipentanoico E) ácido cloro hidroxipentanoico 9. Marque la estructura correcta para el: Ácido - 3 - oxo - butanoico A) CH3

CH 2

B) CH3

C

C

C O2 H

O CH 2

C O2 H

O

C) C H3

CH

C O2 H

CH3

5. Nombre del compuesto CH3 – CH = CH – CH2 – CH2 – COOH A) Ácido hex - 2 - enoico B) Ácido 4 - hexanoico C) Ácido hex - 4 - enoico D) Ácido 2 - hexanoico E) Ácido hex - 4 - anoico

D) HO2 C

C

CHCH 2 3

O

E) CH3

C

C

CH3

O O

10. El nombre del siguiente compuesto: CH3

6. La fórmula estructural del ácido propionico y ácido 1,4 butanodioico está dado por: O O

A) B) C) D) E)

A) CH 3 C CH 3 ; C H3C H 2C H 2 C OH


O

E) CH3 C CH3 ; HO C CH2 CH2 C O H

4. El nombre del siguiente compuesto: CH3–CH(Cl)–C(CH3) 2–COOH es: A) ácido 2 - cloro - dimetilhexanocarboxílico. B) ácido 2 - dimetil - 3 - cloropropanoico. C) ácido 3 - cloro - 2,2 - dimetilbutanoico. D) ácido 2 - cloro - 3,3 - dimetilbutanoico. E) ácido clorodimetilpropanoico.

OH

O

O

O

3. Señalar, ¿cuál de las siguientes proposiciones es(son) correcta(s)? I. Los ácidos carboxílicos son ácidos débiles. II. El ácido fórmico es un irritante activo en las picaduras de las hormigas y abejas, su fórmula es CH3COOH. III. Los ácidos carboxílicos tienen el grupo carboxilo –COOH. IV. Los ácidos carboxílicos tienen sabor agrio. A) Solo I B) Solo II C) I y IV D) II y IV E) Todas

O

O

D) C H3 C H2 C OH ; HO C CH2 CH2 C O H

2. Marque la secuencia correcta con respecto a los ácidos carboxílicos: I. Se puede obtener por oxidación de aldehídos. II. Al reaccionar con los alcoholes forman ésteres. III. Forman sales al reaccionar con NaOH. A) FVV B) VVV C) FFV D) VVF E) FVF

O B) CH3 CH2 C

O

C) HO C C H2 C O H ; H C CH2 CH2 C H

O

; HO C CH2 C O H

4

CH Cl

CH 2

CO

CH

CHO es:

COOH

5 - cloro - 2 - carboxi - 3 - oxohexanal ácido 5 - cloro - 1 - formil - 2 - oxocarboxílico ácido 5 - cloro - 2 - formil - 3 - oxohexanoico ácido 5 - cloro - 2 - formil - 3 - oxopentanoico 2 - cloro - 5 - carboxi - 4 - oxohexanal UNCP REGULAR 2009 - II

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11. Nombre el siguiente compuesto OHC – CH2 – CO – CHOH – CH2 – COOH A) ácido 5-formil-3-hidroxi-4-dioxocarboxílico B) C) D) E)

a)

ácido 5-formil-3-hidroxi-4,6-dioxohexanoico ácido 5-formil-3-hidroxi-3-oxobutanoico ácido 5-formil-3-hidroxi-4-oxopentanoico ácido 1-formil-4-hidroxi-3-oxohexancarboxílico

III. O A) I, II D) I, III

II.

COOH

B) II, III E) III

2

A) Ambos son ácidos carboxílicos por la presencia del grupo carboxilo. B) Tienen carácter ácido. C) Son compuestos saturados. D) (a) es un cetoácido y (b) es un hidroxiácido. E) El nombre de (a) es ácido 2-oxobutanoico

OH

OH

I.

2

b)

12. Señale el o los ácidos carboxílicos aromáticos homocíclicos COOH

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17. El siguiente compuesto se denomina ácido cítrico y se obtuvo por primera vez del jugo de limón. Señale los enunciados correctos.

C) I

COOH

13. Marque la secuencia sobre la estructura orgánica I. Tiene cuatro enlaces pi y veinte sigma. II. El sustituyente pertenece al carbono 1. III. Su nombre es ácido 3 - fenilpropanoico. CH2 CH2 COOH

A) VVV D) FFV

B) VFV E) FFF

HOOC

C) FVV

COOH

18. Correlacione: grupo funcional con nombre de la función.

Cl CHO COOH

ácido 5 - cloro - 3 - formilbenzoico ácido 5 - cloro - 3 - formilbencílico ácido 3 - cloro - 5 - formilbenzoico ácido 3 - formil - 5 - clorobenzoico ácido 3 - cloroformilbencílico

15. Respecto al compuesto marque la secuencia correcta.

I. Ácido Carboxílico

( )

C

II. Aldehído

( )

R O

III. Cetona

( )

IV. V. A) C) E)

( ) – COOH ( ) – CHO B) I, III, II, V, IV D) IV, III, V, II, I

Alcohol Éter I, II, III, IV, V III, IV, V, II, I IV, V, III, I, II

C

OH

R

OH

19. Clasifique los compuestos en el orden siguiente: aldehído, cetona, alcohol, éter y ácido carboxílico, respectivamente.

CHO COOH

CH 3

OH

I.

I. Es un aldehído aromático. II. El sustituyente hidroxi está en la posición 5. III. Su nombre es ácido 3 - formil - 5 - hidroxibenzoico A) VVF B) FVV C) VVV D) FFV E) FFF

CH3

II. CH3

CH2

CH CH2

III. CH3

16. Las siguientes estructuras se conocen como "cuerpos celónicos", se producen después de un ayuno prolongado. Señale el enunciado INCORRECTO. UNCP REGULAR 2009 - II

C CH2

OH I. Cuando un mol de compuesto se ioniza puede liberar hasta 3 moles de H +. II. Su nombre es: ácido - 2 hidroxipropano - 1,2,3 - tricarboxílico. III. Su fórmula global es C 6H7O 7. A) I, III B) II, III C) Sólo III D) I, II E) Sólo I

14. El hombre del compuesto.

A) B) C) D) E)

CH2

CH

O

CH2

CH 3

CH2

CH3

CH 2

COOH

CH

CH 3

CH

CH 3

OH

5


Academias Pamer IV. CH3

V. CH3 A) B) C) D) E)

CH

CH2

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CH3

CH2

CHO

CH 2

CH

C H2

CO

CH 2

CHO

III. H 3C OH

CH 3

CHO

I, II, III, IV, V II, III, I, V, IV III, IV, V, II, I IV, V, III, I, II IV, V, III, II, I

O

() () () () A) B) C) D) E)

20. Haga coincidir las fórmulas estructurales con su nombre e indique la alternativa correcta: I. CH2 = CH – CH2 – COOH Cl

II. CH3

CH

CH2

CH

COOH

OH

1. Los ácidos carboxílicos son compuestos orgánicos que contienen en su estructura el grupo funcional _____________ (–COOH); por lo general se encuentra unido covalentemente a un grupo ____________ (–R) o _____________ (–Ar).

CH 3

3 - hidroxi - 5 - metil benzaldehído Ácido - 3 - butenoico Ácido - 4 - cloro - 2 - hidroxipentanoico Ácido - 5 - formil - 2 - metoxibenzoico I, II, III, IV I, III, II, IV III, I, II, IV III, II, I, IV III, I, IV, II

6. El ácido láctico, de nombre IUPAC _______ y fórmula semidesarrollada _________________. Es un líquido siruposo e higroscópico, se encuentra en la leche agria, yogurt, orina, sangre y en los músculos después de una intensa actividad. Además se utiliza en la preparación de ___________________________ y para acidificar bebidas.

2. El ácido metanoico o ácido _________________, de fórmula condensada ________________. Es un líquido incoloro, de olor picante, sabor ardiente, produce quemadura en la piel y es tóxico; es segregado por _______________ (de ahí su nombre) y abejas.

7.

El ácido málico, de nombre IUPAC _____________ y fórmula semidesarrollada __________________; se encuentra en las manzanas sin madurar y otros productos vegetales.

3. El ácido etanoico o ácido _______________ , de fórmula condensada ________________. Es un líquido incoloro, de olor picante, y es el responsable del sabor agrio en una solución acuosa al 5% en masa, denominada ________________; utilizada domesticamente en la preparación de comidas.

8. El ácido malónico, de nombre IUPAC _________ y fórmula semidesarrollada _________________. Es un sólido cristalino, se utiliza en la fabricación de barbitúricos.

4. El ácido butanoico o ácido _______________, de fórmula condensada ___________________. Es un líquido oleoso, se produce cuando la ____________ _______________ se descompone a rancea dandole un olor característico.

9. El ácido gálico, de nombre IUPAC ________________ y fórmula topológica _________________. Es un sólido cristalino, incoloro e inodoro, se utiliza como revelador fotográfico. 10. El ácido cítrico, de nombre IUPAC ________ y fórmula

5. El ácido benceno carboxílico o ácido _____________ de fórmula tapológica _______________. Es un sólido cristalino, se utiliza en la manufactura de benzoatos para conservar ________________.


COOH

IV.

semidesarrollada _________________. Se encuentra en los limones, naranjas, etc; se utiliza como acidulante para ajustar el pH.

6


QUÍMICA - TEMA 11B

ÉSTERES

I. ÉSTERES

IUPAC: Butanoato de etilo COMÚN: Butirato de etilo

Son derivados de los ácidos carboxílicos, son compuestos que contienen el grupo funcional –COOR’ que también se representa como –CO 2R’. Estructura del grupo funcional:

IUPAC: Etanoato de octilo COMÚN: Acetato de octilo Fórmula general:

O CH3

;

R

C

OH

+ R

OH

H

R

C

O

CH3 R

+ H2O

CH2

C

3

2

1

O

O

CH 2

CH2 CH 3

Butanoato

Radical Etilo

Proviene del ácido butanoico

Proviene del etanol


C

Son ésteres de elevada masa molecular que se obtienen a partir de la glicerina (Glicerol) y tres moléculas de ácidos grasos. Las GRASAS son triglicéridos sólidos provenientes del cebo de animales (carne de res y porcino). En cambio los ACEITES son triglicéridos líquidos provenientes de plantas como la del maíz, oliva, soya, girasol, etc.

La terminación «ico» del nombre IUPAC del ácido correspondiente se sustituye por el sufijo "ato" y luego se nombra el grupo alquilo o arilo unido al oxígeno con la terminación "ilo" y las dos palabras se unen mediante la preposición "de". Ejemplo: O

CH2

CH 2

II. TRIGLICÉRIDOS: GRASAS Y ACEITES

Nomenclatura IUPAC:

4

CH2

IUPAC: Butanoato de bencilo COMÚN: Butirato de bencilo

Esta reacción química se denomina esterificación de Fischer, la cual es catalizada con ácidos fuertes ( HCl o H2SO 4) y aplicación de calor; este proceso es reversible y alcanza un estado de equilibrio químico. La reacción inversa se denomina hidrólisis de un éster.

CH3

CH2

O

O

+

O

IUPAC: Etanoato de bencilo COMÚN: Acetato de bencilo

En donde –R y –R’ son grupos alquilos, y –Ar es un grupo arilo. Los ésteres se obtienen cuando se hace reaccionar un ácido orgánico con un alcohol. O

C

1


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ÉSTERES

Ejemplos:

III. SAPONIFICACIÓN Es una hidrólisis de los grupos éster de los triglicéridos promovido por una base. La preparación del jabón se inicia llevando a ebullición los triglicéridos (grasas o aceites) con una disolución acuosa de hidróxido de sodio, NaOH, (jabón duro) o hidróxido de potasio, KOH, (jabón blando). Los productos resultantes contienen principalmente las sales orgánicas del sodio o potasio de los ácidos palmíticos, esteárico, mirístico, etc. Ejemplo: Veamos la saponificación de la grasa, triestearina

I.

Problema 1 Respecto a las propiedades de los ésteres, señalar verdadero (V) o falso (F). I. Se obtiene cuando se hace reaccionar un ácido orgánico y un alcohol. II. En presencia de una base, no se hidrolizan. III. Poseen olor agradable y algunos se utilizan en perfumería. A) FFV B) VFV C) FVF D) VVV E) FFF Resolución: Analizamos a cada una de las proposiciones. TEMA 11 B / QUÍMICA

2

Verdadero Los ácidos carboxílicos reaccionan con los alcoholes en presencia de ácidos fuertes (como ácido sulfúrico, H2SO 4) para producir ésteres. Ejemplo:


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ÉSTERES

II. Falso La reacción química más importante de los ésteres, es la hidrólisis, en presencia de una base. Ejemplo:

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E)

Respuesta: E Problema 3 El acetato de etilo es un disolvente común para lacas y plásticos y a menudo se usa para quitar el barniz de uñas. En la hidrólisis básica de 440 g de este compuesto, ¿cuántos gramos de alcohol etílico se obtiene? A) 46 B) 92 C) 138 D) 184 E) 230

III. Verdadero Los olores y sabores característicos de muchas flores y frutas se deben a la presencia de ésteres naturales. Respuesta: VFV

Resolución: La hidrólisis de los ésteres por lo general se realiza en disoluciones básicas.

Problema 2 ¿Cuál de las siguientes fórmulas corresponde al benzoato de metilo? A) HCOOH B) CH3COCH3 C) CH3COOCH 3

D)

E) Según la ecuación química anterior ya balanceada. Determinamos la masa de alcohol, por estequiometría. CH3COOC2H5 C2H5OH

Resolución: Para cada uno de los siguientes compuestos orgánicos, determinamos su nomenclatura común: A)

M = 88g/mol M = 46g/mol 88 g __________ 46 g 440 g __________ x

B)

X=

D)

46g = 230g ( 440 88 )

D)

Respuesta: E

1. En relación a los ésteres, la secuencia verdadero (V), falso (F) es: I. Se puede obtener de la combinación de un alcohol y un ácido orgánico. II. Son los componentes principales de los lípidos (grasas y aceites). III. Son compuestos muy poco solubles en agua. IV. Sus polímeros (poliésteres) se utilizan en la fabricación de fibras textiles sintéticas. A) VVVF B) VFVV C) VVFV D) VFVF E) VVVV

A) R corresponde al resto del alcohol y R’ al resto del ácido carboxílico. B) El carbono de la función es un carbono sp 3. C) El resto R debe tener al menos un carbono. D) R’ corresponde al resto de un alcohol o un fenol. E) El grupo funcional conserva el carácter ácido. 3. Sobre el siguiente compuesto se puede decir que CH3

C

I. II. III. A) D)

OR


CH2 CH3

2. Señale el enunciado correcto sobre la representació n O general que corresponde a los ésteres. R

COO

3

Es un éster. Deriva del ácido etanoico. Su nombre es etanoato de etilo. VVV B) VFV C) FVF FFF E) FFV TEMA 11 B / QUÍMICA

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ÉSTERES

A) Benzoato de fenilo C) Benzoato de metilo E) Fenolato de fenilo

4. Las fórmulas que corresponde al etanoato y al propanoato de propilo son: I. CH3 COO CH2 II. CH3 CH2 CH3 CH3

COO

CH

CH3

10. Indique la secuencia correcta con respecto al: COO

CH3

III.

IV. CH2

COO

CH

CH3

I. II. III. A) D)

CH3

V. A) I y II D) I y IV

B) I y III E) III y V

C) II y IV

-

“A” + H 2O

El nombre IUPAC del producto "A" obtenido, es: A) etanoato de metilo B) etanoato de etilo C) acetato de etilo D) acetato de metilo E) propionato de metilo 8. El compuesto: CH2 = CH – COO – CH(CH3) 2 es el resultado de la reacción del: A) ácido 2 - etilpropanoico y el etanol B) ácido butanoico y el etenol C) ácido propenoico y el propan - 2 - ol D) ácido prop - 2 - enoico y el propan - 1 - ol E) ácido prop - 2 - enoico y el isopropanol

14. Si se trata de alcohol isobutílico sucesivamente con los siguientes reactivos 1. KMnO4 2. Etanol/H2SO 4 El producto final es: A) un éter B) un ácido carboxílico C) un aldehído D) una cetona E) un éster 15. Si el 2-metilpropanal es tratado sucesivamente con los siguientes reactivos: 1. H2/Ni 2. ácido acético/H2SO 4 El producto final es: A) un éter B) un éster C) un ácido carboxílico D) un aldehído E) un alcohol primario

9. La siguiente reacción produce un éter aromático, ¿cuál es su nombre IUPAC? COOH +


CH3 Es un derivado de éter. Deriva del ácido 2-metilpropanoico. Su nombre es benzoato de isobutilo. FVF B) FFF C) VFV FFV E) VFF

13. Indicar como verdadero (V) o falso (F) cada una de las siguientes proposiciones: I. Los ésteres tienen aroma agradables, pero bajos puntos de ebullición. II. El butirato de etilo (olor de piñas) es:C3H7COOC2H5 III. El formiato de etilo se prepara a partir de: H– COOH + C 2H5OH → H– COOC2H5 + H2O A) VVV B) VFV C) VVF D) FVV E) FFF

En la reacción: H

CH3

12. La reacción que permite la formación de isobutirato de sec-butilo es: → A) ácido butírico + alcohol sec-butílico → B) ácido isobutírico + alcohol butílico → C) isobutiraldehído + alcohol sec-butílico D) ácido 2 - metilpropanoico + butan-2-ol → E) ácido 2 - metilbutanoico + butan-2-ol →

6. El número de átomos de carbono con hibridación sp 2 presentes en una molécula de 2 - metil - 2 - butenoato de 4 - metilfenilo es: A) 9 B) 8 C) 7 D) 3 E) 2

CH 2COOH + CH 3OH

CH2 CH

11. Las fórmulas del etanoato y benzoato de butilo son A) B) C) D) E)

5. Nombre el compuesto: CH3 – CH = CH – COO – CH3 A) etanoato de prop - 1 - enilo B) but - 2 - enoato de etilo C) but - 3 - enoato de metilo D) but - 2 - enoato de metilo E) etanoato de prop - 2 - enilo

7.

B) Benzoato de bencilo D) Benzoato de tolueno

CH 2OH ............ + H 2O

4


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ÉSTERES

16. El producto final de la siguiente secuencia de reacciones Propanona

H2 Pt

es un: A) éter D) alqueno

X

CH3

19. ¿Cuántos kg de jabón (palmitato de sodio) se obtiene de la reacción de 2,0 kg de ácido palmítico con suficiente soda caústica?

COOH Y H2S O 4

B) alcohol E) aldehído

C H3- ( C H2)14-COOH + NaOH

C) éster

Palmitato de sodio = 278 g/mol A) 8,34 B) 2,17 D) 3,50

C) 2,07

E) 2,52

20. La acción limpiadora de jabones se debe a que: 1. Carecen de gupo polar. 2. Tienen aniones carboxilato de cadena hidrocarbonada larga. 3. Disminuyen la tensión superficial.

18. Marque la secuencia correcta respecto a los aceites. I. Son lípidos que a temperatura ambiente se encuentran en estado líquido. II. Por saturación de los dobles enlaces se convierten en grasas (sólidos). III. Por su elevada masa molecular son inmiscibles en agua. A) FVV B) VFV C) VVV D) FVV E) FFV

4. Son insolubles en el agua. 5. Se disuelven en la grasa que forma parte de la suciedad. Son ciertas: A) 1, 2 y 3

B) 1, 2 y 4

D) 2, 4 y 5

E) 3, 4 y 5

C) 2, 3 y 4

6. El olor y sabor de las manzanas se debe primordialmente al butirato de metilo, de nombre IUPAC __________ y cuya fórmula semidesarrollada es: ________________________________________

1. Los ésteres son compuestos orgánicos que contienen , unido

covalentemente a un grupo ___________ (–R') o ____________ (–Ar)

7.

El olor a jazmín utilizado en la manufactura de perfumes, se debe primordialmente al acetato de bencilo, de nombre IUPAC __________ y cuya fórmula topológica es: _________________________________________ 8. El olor a rosas utilizado en la manufactura de perfumes, se debe primordialmente al butirato de bencilo, de nombre IUPAC __________ y cuya fórmula topológica es: ________________________________________

2. Los ésteres de ________ masa molecular son líquidos incoloros, volátiles y poseen olores, y sabores característicos de muchas _________ y __________. 3. Al clasificar los ésteres, aquellas de la serie _________ son usadas en la industria de confitería, helados y bebidas gaseosas; como agentes saborizantes y esencias. En cambio aquellas de la serie __________ se utilizan en la manufactura de perfumes y colonias. 4. El olor y sabor del platano se debe primordialmente al acetato isoamílico, de nombre IUPAC ____________ y cuya fórmula semidesarrollada es: ________________________________________

9. Las _____________ son mezclas de triglicéridos que son sólidos a temperatura ambiental. En cambio los _______________ son mezclas de triglicéridos líquidos a temperatura ambiental.

5. El olor y sabor de las naranjas se debe primordialmente al acetato de octilo, de nombre IUPAC __________ y cuya fórmula semidesarrollada es: ________________________________________ UNCP REGULAR 2009 - II

C H3- ( C H2)14-COONa + H2 O

Masa molar: Ac. Palmítico = 256 g/mol

17. Señale la secuencia correcta con respecto a los lípidos: I. Son solubles en solventes orgánicos. II. Pueden ser ésteres de glicerol. III. La reacción de un triglicérido con NaOH se llama saponificación. A) FFF B) FVV C) VVF D) VFV E) VVV

el grupo funcional ___________,

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10. La _______________, es la hidrólisis alcalina de los ésteres de ácidos grasos. Se utiliza para la preparación de _____________ (sales orgánicas).

5


QUÍMICA - TEMA 12B

FUNCIONES NITROGENADAS

I. AMINAS

•

Son derivados orgánico del amoníaco en el cual se ha sustituido uno o más hidrógenos por grupos alquilos o arilos. Nombre: grupos alquilo o arilo . . . amina. Ejemplos: •

CH2 − CH − CONH 2 |

|

Cl

CH3

• H 2 CO 3 <> O=C

CH3N H 2 < >

OH OH

2( OH) x 2( NH2 )

•

O=C

NH2 NH2

III. NITRILOS Se caracterizan por presentar el grupo funcional ciano

•

o cianuro ( − C ≡ N ) Obtención práctica: Se sustituye 3 “H” por un nitrógeno trivalente en un

•

3"H" × 1 " N " carbono primario: R − CH3 → R− C ≡ N

Nombre: Hidrocarburo . . . nitrilo Ejemplos:

•

II. AMIDAS Son derivados de los ácidos carboxílicos en el cual se ha sustituido el grupo hidroxilo (– OH) por un grupo amino ( − NH2 ) . Nombre: Del ácido del cual proviene se cambia el sufi-

CH3 − CO − NH − CH3

•

CH3 − CH2 − CO − N ( CH3 )

•

HCH3 → HC ≡ N < > HCN

•

CH3 − CH3 → CH3 − CN

•

C3H7 − CH3 → C 3H7 − CN

•

CH3 − CH3 → CN − CN

•

jo “oico” por la terminación “amida”. Ejemplo: • CH3 − CO − NH2 •

•

•

CH2 = CH − CN

• 2

CONH2

•

•


1


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TABLA: Clasificación de los grupos funcionales para fines de nomenclatura.

Halogenuros de carbonilo

ISOMERÍA Estudia aquellas sustancias de diferente naturaleza con diferentes propiedades químicas y/o diferentes

•

propiedades físicas u ópticas, pero que sin embargo poseen la misma fórmula global y la misma composición porcentual. Se clasifican en 2:

•

I. ISOMERÍA PLANA Analiza a los compuestos planarmente. •

A. Isómeros de cadena o estructura: Poseen diferente estructura. Ejemplo: Isómeros del C 6H14 •

•

CH3 – CH2 – CH2 – CH2 – CH2 – CH3


2


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Pertenece a la misma cadena y función, pero la

carbono respecto al otro. En este caso existe la isomeria:CIS (hacia un mismo lugar) y TRANS (hacia

anomalía posee diferente ubicación.

los lados opuestos).

B. Isómeros de posición o lugar

IDEAS FUERZA

Ejemplo: Isómeros del C6H4 (OH)2

m También se puede dar en compuestos de cadena cerrada (Ciclanos) disustituidos. Recomendación: ∃ Isómería geométrica ⇔ A ≠ B y D ≠ E

Ejemplo: Isómeros del C 3H8O • Ejemplo: •

•

CH3 – CH = CH – CH3 Posee 2 isómeros

Alcadienos o “Dienos” (Alenos) Ejemplo: Isómeros del C5H8. • CH2 = C = CH – CH2 – CH3 •

CH2 = CH – CH = CH – CH3: _______________

•

CH2 = CH – CH2 – CH = CH2: ______________

Ejemplo: Nombrar el siguiente compuesto y predecir cuántos isómeros geométricos posee.

C. Isómeros de función o compensación Pertenecen a diferente función química. Ejemplo: Isómeros del C 3H8O • CH3 – CH2 – CH2OH: _____________________ •

CH3 – CH2 – O – CH3: ____________________

Ejemplo: Ejemplo: Nombre el siguiente compuesto:

Isómeros del C 3H6O • CH3 – CO – CH3: ________________________ •

Cl

CH3 – CH2 – CHO: ______________________

Ejemplo: Isómeros del C 3H 6O2 • CH3COOCH3: __________________________ •

Cl

CH3CH2COOH: _________________________

B. Isomeria óptica Se da en aquellos compuestos que tiene la

II. ISOMERÍA ESPACIAL O ESTEREOISOMERÍA

capacidad de desviar la luz hacia el lado derecho o izquierdo de un plano de polarización, llamándose

Estudia a los isómeros en tres dimensiones, pueden ser de dos clases:

respectivamente isómero dextrógiro o levógiro.

A. Isómeros geométricos Se da en aquellos compuestos que presentan un enlace doble como mínimo tal que al rededor de dicho enlace no existe la posibilidad de rotación de un UNCP REGULAR 2009 - II

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D o d: giro a la derecha

Hay 2 tipos de Isómeros Ópticos:

L o l : giro a la izquierda Químicamente para que una sustancia sea ópticamente

1. Enantiómeros

activa debe presentar uno o m ás carbonos quirales.

Son imágenes especulares entre sí, pero que no

Carbono Quiral o Asimétrico

pueden superponerse, son ópticamente activas,

Es aquel carbono tetraédrico unido mediante

osea únicamente desvían la luz polarizadas, ya que

enlaces simples a grupos o radicales monovalentes

las propiedades físicas y químicas son idénticas.

complemetamente diferentes. Ejemplo:

B A

C

D

Ejemplo:

* Si: A = B = D = E El C es quiral o asimétrico

E

IDEAS FUERZA m Para todo carbono asimétrico puede haber 2 isomeros ópticos. Dextrogiro (D) o Levogiro (L).

Son enantiómeros.

1. ¿Cuántos isómeros ópticos presenta el ácido lactico? Ácido 2 – hidroxi propanoico

2. Diastereómeros Son isómeros que no son reflexiones especulares uno de otro, no son ópticamente activos, poseen propiedades físicas diferentes y químicas iguales. Ejemplo: 3 – Cloro – 2 – Butanol

CH3 H H •

No

C C CH3

CH3 OH

H

Cl

Cl

son

imágenes

C C

OH

H CH3 especulares

son,

diastereómeros.

Mezcla racémica o racemato Es la mezcla de 2 enantiómeros (dextrogiro y levógiro) 2. ¿Cuántos isómeros ópticos presenta la glucosa?

en igual número de moles; presenta rotación óptica

Pentahidroxi hexanal

nula, las propiedades físicas (punto de fusión, solubilidad, densidad) de un racemato difieren de las propias de los 2 enantiómeros.

IDEAS FUERZA m No debe confundir el hidroxilo orgánico (–OH) con el anión hidroxido inorgánico (OH)–


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Problema 1 Respecto a los compuestos nitrogenados, indicar la relación incorrecta: A) CH3 - CO - NH2 : metanamida B)

: anilina

C)

: isobutanonitrilo

D) E) CH3 - CH2 - CN y CH3 - CH2 - NC : son isómeros Resolución: Respecto a los compuestos nitrogenados los nombres correctos son: A. CH3 - CO - NH2 : etanamida B.

: fenil amina o anilina

C.

: isobutanonitrilo

Problema 2 Respecto a las aminas la relación incorrecta: A)

B) El olor fuerte al pescado descompuesta lo presenta la dimetilamina principalmente. C) Las metilaminas son gaseosas y desde la etilamina hasta la nonilámina son sólidos. D) Generalmente una amina primaria tiene menor Kb respecto a una amina terciaria. E) es una amina alifática. Resolución: A) es verdadero:

D. B) E. CH3 - CH2 - CN : nitrilo CH3 - CH2 - NC : isonitrilo ⇒ Son isómeros

La alternativa incorrecta es la A ya que la metanamida corresponde a la siguiente fórmula:

C)

O H C

NH2

D)

Respuesta: A) CH3 - CO - NH2 : metanamida

1. ¿Cuál es la masa molar de la etil metil propanamina? g A) 111 mol B) 101 C) 110

D) 105

E) 107 2. ¿Cuál es la fórmula global del N,N-dimetil butanamida? UNCP REGULAR 2009 - II

E)

CH 3 - C H2 - N - ( C H 2 ) 2 - CH3 CH 3

es una amina terciaria alifática.

es una amina terciaria y posee propie dades básicas.

A) C6 H13 NO C) C5 H11 NO E) C9 H17 NO

B) C7 H15 NO D) C7 H15 NO 2

3. En el ciclo butano carbonitrilo es falso. A) Hay 3 cabonos secundarios. B) Hay un carbono terciario. C) Su fórmula global = C 5 H7 N. 5

Respuesta: C) es falso Problema 3 Indique los correspondientes isómeros. I. 2, 3 - dimetilbutano II. 3 - metilpentano III. n - hexano IV. 2, 3 - dimetilpentano A) I y II B) II y IV C) II, III, IV D) I, II, III E) III y IV Resolución: Isómeros: Son sustancias que tienen el mismo número y tipo de átomos, ordenados de forma diferente (estructura diferente). Tienen propiedades distintas. En caso de los alcanos se presenta el tipo de isomería de cadena. Estructura

es una amina terciaria. Las aminas son de carácter básico. es verdadero: Las aminas alifáticas poseen como olor fuerte a pescado en descomposición; La metilamina y la etilamina y las aromáticas no tiene olor fuerte. es falso: La metilamina es un gas; Desde la etilamina hasta la nonilamina son líquidos, en adelante con sólidos de bajo punto de fusión. es verdadero: Carácter básico (mayor K b) Amina: 2° > 3° > 1° es verdadero:

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Fórmula molecular

CH3 CH3 I. CH3- CH - CH - CH 3

=

C6 H14

II. CH3 - CH 2- CH - CH2 - CH 3 =

C6 H14

2, 3 Demetilbutano

CH3

3 Metil pentano

III. CH3 - CH2 - CH2 - CH2 - Ch-2 Ch3

= 6C H 14

n - Hexano

IV. CH3 - CH - CH - CH2- CH 3

= C7 H14

CH3 CH 3 2, 3 Dimetil pentano

Respuesta: I, II, III

D) Presenta un carbono cuaternario. E) Hay 4 carbonos híbridos en sp 3. 4. ¿Qué relación es falsa? I.

II.

III. TEMA 12 B / QUÍMICA

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5. El nombre IUPAC del compuesto siguiente es:

A) 1 - isopropil - 2,3,5 - trimetil heptanamida. B) N - isospropil - 2,3,5 - trimetil heptanamida. C) 5 - etil - N - isopropil - 2,3 dimetil hexanamida. D) 2,3 - dimetil - 5 - etil - N isopropil hexanamida. E) 2,3,5 - trimetil - 1 - isopropil hexinamida. 6. El nombre del compuesto siguiente es:

A) FFV C) VVV E) FVV

7.

isohexanamina isohexanamida 1 - etil butanamida n - etil - butanamina n - etil - butanamida

¿Cuántos isómeros de cadena tiene C 6 H14? A) Ninguno B) 2 C) 3 D) 4 E) 5

8. ¿Cuántas amidas responden a la fórmula C 3 H7 NO? A) 2 B) 3 C) 4 D) 5 E) 6 9. En relación a las siguientes fórmulas: I.

II. III. Indique verdadero (V) o falso (F) a las proposiciones: ( ) I y II no son isómeros ( ) I y III son isómeros geométricos ( ) I y III tiene propiedades físicas iguales. TEMA 12 B / QUÍMICA

B) VVF D) VFF

10. Identifique respectivamente la función orgánica nitrogenada en los siguientes compuestos: I. CH3 – CH2 – CONH2 II. CH3 – CH2 – CH2 – NH2 III. CH3 – CH2 – CN IV. CH3 – CH(NH2) – COOH A) B) C) D)

A) B) C) D) E)


E)

amina, amida, nitrilo, aminoácido amida, nitrilo, amina, aminoácido amida, amina, aminoácido, nitrilo amida, amina, nitrilo, aminoácido amina, nitrilo, amida, aminoácido

11. Identifique la amina primaria, secundaria y terciaria respectivamente. I.

(CH3) 3N

II.

CH3 - CH2 – NH - CH3

III.

CH3 − CH − CH3 l

A) I, II, III C) III, II, I E) III, I, II

NH2

B) II, I, III D) I, III, II

12. El nombre que corresponde a cada una de las aminas del ejercicio anterior respectivamente es: A) N - m e t i l l e t a n a m i n a ; propanamina; N-propanamina B) N, N-dimetilamina; N-metiletanamina; propan-2-amina C) N, N-dietilmetanamina; N-etilmetanamina; propan-1-amina D) N - m e t i l d i m e t i l a m i n a ; propanamina; 1-propanamina 6

E)

N, N-trimetilamina; 1-metiletanamina; propanamina

13. La fórmula que corresponde al N - metil - N - propilbutan - 1 amina; es: A) CH3 – N(CH2 – CH3 ) – CH 2 – CH2 – CH2 – CH3 B) CH3 – CH2 – CH2 – CH2 – N(CH 2 – C H 2 – C H 3) – C H(CH3)2 C) CH3 – CH2 – CH2 – N(C2H5) – CH2 – CH2 – CH2 – CH3 D) CH3 – CH2 – CH2 – CH2 – N(CH3) – CH2 – CH2 – CH3 E) CH3 – CH2 – CH2 – N(C3H7) – CH2 – CH2–CH2 – CH3 14. El nombre de la amina aromática

A) B) C) D) E)

1 - amino - 4 - etilanilina 1 - amino - 4 - etilbenceno 4 - etilbencenamina 4 - amino -1 - etilbenceno 1 – etilanilina

15. Marque la alternativa que señale la amida secundaria, primaria y terciaria, respectivamente: I. R–CO–NH2 II. R–CO–NH–R' III. R – CO – N(R') – R" A) I, II , III B) III, II, I C) II, III, I D) I, III, II E) II, I, III 16. E l n o m b r e d e l compuesto es:

siguiente

CH3 − CO − N − CH2 –CH 2− CH 2 − CH3 | H3C − CH3 − CH3

A) B) C) D) E)

N – butil – N isopropiletanamida N – etil – N – isopropilbu-tanamida N – isopropil – N – butileta namida N – etil – N butilisopropanamida N – butil – N – isopropileta namina


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17. El nombre del compuesto es: CH3 − CH −CH2 − C O− N(C 2H5) − CH2 − CH3 | Cl

A) B) C) D) E)

2 – cloro – N, N– dietilbutanamina 2 – cloro – N dietilbutanamida 3 – cloro – N – etil – N metilbutanamida 3 – cloro – N, N – dietilbu tanamida 3 – cloro – N, N – dietilpropa namida

18 Señale el nombre del siguiente compuesto: CH3 − CH2 − CH2 − CO − NH − CH − CH3 | CH3

A) B) C) D) E)

N, N - etilmetilbutanamida N - propilbutanamida N - etil - N - metilhexanamida N – isopropilbutanamida N - etil - N – metilbutanamida

19. S e ñ a l e l a e s t r u c t u r a corresponden a nitrilos

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2 0 . S e ñ ale la amida aromática secundaria: A)

que

a.

CH3 – CH(CN) – CH2 – COOH

b.

CH 3 – CH 2 – CO – CH 2 CH2(NH2)

c.

CH3–CH 2–CH2–CH 2–CN

d.

NC – CH 2 – CH 2 – CH 2

B)

C)

D)

CH2 – CHO A) ac D) ad

B) bc E) bd

1. Las aminas provienen de sustituir uno o más ________

C) cd

E)

6. La dietanamida tiene por masa molar igual a ________

del ___________ por radicales monovalentes. 7.

2. La difenil amina es una amina ____________ y la

El heptano presenta ____________isómeros de cadena.

anilina es amina _____________________________ 3. El metano nitrilo también se llama _______________

8. El ácido láctico presenta ___________isómeros

_______________________________________.

ópticos

4. La úrea, también llamada ____________________,

9. El ciclopentano y el penteno son isómeros de

tiene por fórmula semidesarrollada:______________.

_________________________________________ 5. El 1,4 - Butano diamina, también llamado________ __________________________ , tiene por formula

10. El propanonitrilo tiene un carbono híbrido en

semidesarrollada:___________________________.

_________ y 2 carbonos híbridos en ____________.


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QUÍMICA PAMER

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