Química

__________________________________________________________________QUÍMICA__________________________________________________________________
Sus fundamentos permite a los científicos separar a las sustancias en los más
pequeños componentes y explicar muchas de sus características físicas y
químicas nos permite conocer la estructura y propiedades de la materia, resolver
problemas y necesidades mundiales como: diseño y síntesis de nuevos
fármacos, agroquímicos, polímeros, combustibles, nuevos materiales, estudio de
los procesos naturales, como las complejas reacciones bioquímicas, etc.
TEMA 1
QUÍMICA Y MATERIA
Así también ayuda a encontrar nuevas fuentes de energía relacionadas con la
calidad de nuestro ambiente; métodos para la eliminación de los desechos
nucleares.
1.1. Concepto de química
La química es la ciencia que describe la materia, sus propiedades físicas y
químicas, los cambios que experimenta y las variaciones de energía que
acompaña a dichos procesos. La materia es todo aquello que tiene masa y
ocupa un lugar en el espacio, químicamente, puede clasificarse en dos grandes
grupos: sustancias puras y mezclas
La química puede dividirse de muchas maneras como general y descriptiva,
orgánica e inorgánica, cuantitativa y cualitativa. La siguiente es la división más
usual:
1.2. La materia
Es todo lo que ocupa un espacio y tiene masa, es todo lo que nos rodea ya sea
que se puede ver y tocar como el agua y las rocas o no como el aire.
La materia está constituida por sustancias y mezclas de sustancias. Una
sustancia es una especie pura y puede ser elementos o compuesto como el
hidrógeno, el sodio, el cloro, el agua, el cloruro de sodio, etc.
Una definición moderna dice que la materia es energía sumamente condensada.
a.- Química Inorgánica.- Estudia la estructura, las propiedades la obtención y
aplicaciones de las sustancias inorgánicas, o elementos y compuestos
propios de cuerpos inanimados.
b.- Química Orgánica.- Estudia la estructura, propiedades, obtención natural,
síntesis y aplicaciones de las sustancias orgánicas o provenientes de
organismos vivos, También se llama química del carbono.
Todas las propiedades medibles de la materia pertenecen a una de las dos
categorías: propiedades extensivas y propiedades intensivas.
Propiedad extensiva: Depende de la cantidad de materia considerada: masa,
longitud, volumen. Son propiedades aditivas.
Propiedad intensiva: no dependen de cuanta materia se considere: densidad,
temperatura. No son aditivas.
c.- Fisicoquímica.- Estudia la interacción de la energía con la materia y los
fenómenos que esto conlleva en forma cuantitativa. Esta constituida por la
termoquímica, el equilibrio químico y físico, la electroquímica, la cinética
química o estudio de las velocidades de reacción, la mecánica cuántica y
estadística, La fotoquímica y espectroscopia, los fenómenos de transporte y
superficie.
1.3. Cambios físicos y químicos
d.- Química Analítica.- Estudia los métodos y equipo para determinar la
composición de la materia en forma cualitativa y cuantitativa, esta da lugar a
muchas especialidades de la química como carrera profesional:
bromatólogo o analista de alimentos, instrumentista o analista especializado
en equipos de precisión para análisis, Analista de minerales y rocas,
Analista de aguas, Control de calidad de sustancias químicas, etc.
Un cambio físico es aquel fenómeno que transforma la materia de una forma a
otra sin alterar su composición química, antes y después del cambio la sustancia
sigue siendo la misma, así por ejemplo los cambios de estado físico, para el
agua si se la calienta desde -5ºC hasta 105 ºC a 1 Atmósfera de presión, va
pasando por los estados sólido: hielo, liquido: agua líquida y gas: vapor de agua.
Gasificación
Fusión
S
Importancia
Solidificación
L
Licuación
Sublimación
La Química tiene importancia fundamental en todas las áreas de las ciencias y
tecnología.
1
G
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Compuestos: Son sustancias puras formada por dos o más elementos
diferentes combinados en una proporción constante. Todos los compuestos se
pueden descomponer en sustancias más simples, ya sean elementos o
compuestos más sencillos.
Un cambio químico es una transformación de una sustancia en otra, también se
llama una REACCIÓN QUÍMICA. Después de la reacción las sustancias
resultantes son diferentes que al inicio.
Si se quema carbón, se transforma en anhídrido carbónico
C (s) + O2(g) à CO2(g)
Por ejemplo, el compuesto agua (H2O) se puede descomponer por medio de la
electricidad en sus elementos constituyentes, hidrógeno y oxigeno; por medio de
la experimentación se ha determinado que el hidrógeno y oxigeno siempre están
presentes en la misma proporción en masa, 11.1 % H y 88,9 % O. Por otra parte,
las propiedades físicas y químicas de un compuesto son diferentes de las
propiedades de sus elementos constituyentes. Por ejemplo, el cloruro de sodio
(NaCl) en un sólido blanco que habitualmente se emplea como sal de mesa, este
compuesto se forma por la combinación de sodio (un metal blanco plateado y
suave que reacciona violentamente con el agua) y cloro (un gas verde pálido,
corrosivo y tóxico).
Si el anhídrido carbónico se lo burbujea en agua se transforma en ácido
carbónico.
CO2(g) + H2O(l)
H2CO3(ac)
Ecuación química.- Un cambio químico se denota con una ecuación química en
la que se puede notar las sustancias que reaccionan, la proporción en la que
reaccionan, las sustancias productos de la reacción, y los estados físicos de
cada sustancia: sólido (s), líquido (l), gas (g), en solución acuosa (ac). Ejemplo:
La formación del agua a partir del hidrógeno y el oxígeno:
b.- Mezclas.- Muestras de materia compuesta de dos o más sustancias, cada
una de las cuales conserva su identidad y propiedades (si es heterogénea). Las
sustancias químicas se pueden clasificar a la vez como sustancias elementales
o compuestos y las mezclas en homogéneas y heterogéneas. La separación de
los componentes de mezclas es muy importante y las técnicas que se
emplearán en esta práctica son los métodos de uso más común para separar
mezclas. Las mezclas se clasifican en homogéneas y heterogéneas.
H2(g) + ½ O2(g) à H2O(l)
1.3. Clasificación
La materia se clasifica inicialmente en sustancias puras y mezclas.
Materia
Sustancias
puras
Mezclas homogéneas.- Una mezcla homogénea, también llamada solución,
tiene composición y propiedades constantes. Algunos ejemplos son: el aire, el
agua salada, algunas aleaciones (mezclas homogéneas de metales en estado
sólido), etc.
M ezclas
Elementos
Compuestos
H ierro
Agua
Heterogéneas
Sangre
Mezclas heterogéneas.- Una mezcla heterogénea no tiene composición ni
propiedades constantes. Por ejemplo: el aire con neblina, una mezcla de hierro
con azufre, una sopa de verduras, etc.; en estas se puede distinguir un
componente del otro.
Homogéneas
Plasma
Separación de Mezclas. Las muestras de elementos y compuestos rara vez se
encuentran en la naturaleza en forma pura, por lo que es necesario separarlos
de las mezclas en las que se encuentran. Por otra parte, cuando se prepara un
compuesto en el laboratorio, se requieren varios pasos para separarlo en forma
pura de la mezcla de reacción en donde se formo. De la misma forma, en la
industria, para obtener un producto puro se necesita separarlo de la mezcla
donde se formó.
a.- Sustancias puras.- Una sustancia es cualquier tipo de materia cuyas
muestras tienen composición idéntica, y en condiciones iguales, propiedades
idénticas. Una sustancia puede ser un compuesto o un elemento.
Elementos: Son sustancias que no se pueden separarse en sustancias mas
simples por medios químicos. Por ejemplo: nitrógeno, plata, aluminio, cobre,
azufre, etc. A la fecha se han identificado definitivamente 109 elementos, de los
cuales 83 se encuentran en forma natural en la tierra. Los demás han sido
producidos de modo artificial por científicos mediante reacciones nucleares.
2
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Mezclas
Mezclas
Homogéneas
Gas
Mezclas
Heterogéneas
Ambas separables
Por medios físicos
Líquido
Sustancias Puras
Compuestos
Elementos
Separables por
Medios químicos
(reacciones)
Sólido
Figura 2.1. Métodos de separación de mezclas y sustancias puras.
Fig. 2.2. Los diferentes cambios de fase que puede ocurrirle a una sustancia
Símbolos.-Un elemento se representa por un símbolo químico constituido por 1,
2 o 3 letras donde la primera es siempre mayúscula, ejemplo: “O” oxígeno, “Ag”
plata, “Unp” unnilpentium.
Las mezclas pueden separarse por métodos físicos (ver Figura 2.1.), ya que
cada componente conserva sus propiedades. A continuación, se describen
algunos métodos (operaciones básicas) para separar las sustancias puras de las
mezclas. Estas operaciones se basan en distintos fundamentos, como son:
cambios de fase (ver Figura 2.2.), producto de solubilidad, coeficiente de reparto,
coeficiente de partición, etc.
Fórmulas.- Un compuesto se representa por una fórmula química que expresa
la proporción mínima entre los elementos que constituyen el compuesto.
Ejemplo: agua H 2O, sulfato de cobre CuSO4, cloruro de sodio NaCl.
Átomos, moléculas e iones
Átomo.- Es la unidad de sustancia química y es la porción más pequeña de
materia que tiene todas las propiedades que identifican a un elemento químico y
están constituidos por un núcleo donde se encuentran los neutrones y protones y
3
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reúne la carga positiva y la nube electrónica constituida por los electrones que
son de carga negativa. El átomo en su conjunto es de carga neutra. Ejemplo H,
Cl, Na.
c) El estado gaseoso.- Está constituido por partículas pequeñas separadas por
grandes distancias en constante movimiento aleatorio. El estado gaseoso se
caracteriza por no tener forma y ocupar todo el volumen del recipiente que
los contiene. Se dice que en el estado gaseoso las fuerzas de repulsión entre
las partículas son mucho mayores que las fuerzas de cohesión. Ejemplo El
aire, el cloro, el oxígeno.
Molécula.- Es la unidad estructural de las sustancias, representa como están
unidos los átomos para formar las sustancias, ya sean elementos o compuestos.
Ejemplo: H2, Cl2.
d) Plasma.-Este estado de la materia es una mezcla gaseosa de iones positivos
En términos estrictos sólo existen moléculas para los elementos o compuestos
unidos covalentemente como Cl2, H2O, CH4, etc., más no para las formas iónicas
como NaCl, KI, etc.
y electrones. Existe a temperaturas elevadísimas en el cual todas las
moléculas están disociadas y casi todos los átomos ionizados
Este estado físico se obtiene como consecuencia de las reacciones
termonucleares (de fusión nuclear). Un plasma actúa como un disolvente
universal, disuelve todo lo que toca. Se han efectuado ensayos de
contención de plasmas de bajas temperaturas mediante campos magnéticos
externos
Iones.- Son átomos que han perdido o ganado electrones y que por lo tanto
tienen carga positiva o negativa respectivamente, ejemplo:
+
+
Formación del ión Na
Na à Na + 1e
Formación del ión Cl
Cl + 1 e à Cl
+
2+
3+
Si tienen carga positiva se llaman cationes: K , Ca , Al
23Si tienen carga negativa se llaman aniones Cl , S , N
Grupos de átomos también pueden formar iones:
+
Cationes poliatómicos:
ión amonio NH4 .
22Aniones poliatómicos: ión sulfato SO4 , carbonato, CO 3
1.6. Aplicación.- La licuefacción del aire
El aire es una mezcla homogénea compuesta por nitrógeno en un 78%,
oxígeno en un 21 % y otros gases como argón, dióxido de carbono, neón,
helio, etc. en un 1%, distribuido aproximadamente hasta una altura de 70
km en la atmósfera, el aire es una fuente natural de nitrógeno y es
precisamente del aire de donde se saca la mayoría de compuestos del
nitrógeno, así por ejemplo la urea (NH2)2CO se obtiene casi completamente
del aire, primero se comprime el aire hasta licuarlo, la mezcla líquida se
destila para separar los componentes, específicamente N2 y CO 2., el
nitrógeno se hace reaccionar con hidrógeno para formar el amoniaco.
N2(g) + 3H2(g) à 2NH3(g)
Luego el amoniaco se hace reaccionar con dióxido de carbono acelerando
la reacción con un catalizador de platino, produciéndose la urea.
2NH3(g) + CO2(g) à (NH2) 2CO(s) + H2O (g)
1.5. Estados de la materia
La materia presenta propiedades físicas como su forma, color, densidad, estado
físico y propiedades químicas como su forma de reaccionar y su composición.
Estados físicos de la materia
La materia puede presentarse en los siguientes estados.
a) Estado sólido.- Está constituido por partículas atrapadas en ordenamientos
1.7. Ejercicios
reticulares, son cuerpos compactos debido a que las fuerzas de cohesión son
mayores que la fuerza de repulsión, se caracterizan por tener forma y
volumen definidos, ejemplo: la sal común, el yeso, un cristal de cuarzo, etc.
1.
b) Estado líquido.- El líquido es fluido, adopta la forma de su recipiente y no
tiene una forma propia definida. Es un estado intermedio entre el sólido y el
gaseoso, se caracteriza por tener volumen definido pero no tiene forma, las
partículas que lo constituyen aun tienen movimiento. Ejemplo: el agua
Indique verdadero (V) o falso (F) de las siguientes proposiciones:
I. La Química implica el estudio de la materia y los cambios que en ella
ocurren
II. La Química también proporciona antecedentes históricos para atender
las propiedades del Átomo
III. La Química trata solamente del estudio de las propiedades físicas
A) VVV
4
B) VFF
C) VFV
D) FVV
E) FFF
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2.
¿Cuál de los siguientes rubros del conocimiento humano no tiene
relación en la química?
A) Biología B) Astronomía C) Medicina
D) Teología E) Geología
3.
No es campo de acción de la química
A) preservación de alimentos
B) síntesis de fertilizantes
C) construcción de edificios
D) obtención de biodiesel
E) bioquímica
4.
8.
A) FFF
B) Sólo II
C) I y II
B) FVF
C) VFV
D) VVV E) FVV
TEMA 2
ESTRUCTURA ELECTRÓNICA DE LOS ÁTÓMOS
Respecto a las siguientes alternativas
I. Agua de Azar
II. Hiloseco
III. Aire
IV. Energía nuclear
¿Cuáles son ejemplos de materia?
A) Sólo I
Señale verdadero (v) o falso (F)
I. Cuando una mezcla de azufre y limaduras de hierro se quema en tubo
se obtiene una mezcla homogénea
II. El ozono (O 3) y el azufre ( S8) son sustancias simples
III. El aire es una mezcla de gases que consisten una fase
2.1. Modelos atómicos
D) I, II, III
Las primeras ideas acerca de la existencia del átomo se dieron a conocer hace
aproximadamente 600 años antes de Cristo, por los filósofos de aquellos
tiempos especialmente los griegos, Demócrito indicaba que la materia era una
concentración de partículas a quienes denominó ÁTOMOS y que en griego
significa A = sin, TOMO = división. Demócrito además manifestaba que estos
átomos estaban en movimiento constante, que se combinan de maneras
diferentes y se diferenciaban entre sí en forma y disposición.
E) Todas
5.
De las siguientes especies, ¿Cuál es la mas pequeña porción de
materia?
A) Sal de mesa
B) Hielo seco CO2(S)
C) Molécula de agua
D) Átomo de hidrogeno
E) Gota de agua
6.
Respecto a los estados de agregación de la materia, indique verdadero
(V) o falso (F) de las siguientes proposiciones
I. La materia en el estado gaseoso no tiene volumen, ni forma fijas, mas
bien, se ajusta al volumen y forma el recipiente que lo contiene
II. El agua, la gasolina y el alcohol, a condiciones ambientales, ocupa un
volumen fijo pero adopta la forma del recipiente que lo contiene
III. Los cambios de estado son fenómenos físicos
2.1.1. Teoría atómica de Dalton (1808)
A) VVV
1. La materia está constituida por partículas elementales denominadas átomos
B) VFV
C) VVF
D) FFV
Fue quien atribuyó un peso atómico a cada elemento y fue posible por primera
vez ordenarlos, de esta manera se comprobó que existían relaciones
cuantitativas entre los elementos.
Dalton planteó ciertos postulados respecto a la materia, en la actualidad algunos
de ellos han perdido validez:
E) FVV
y se caracterizan por ser indestructibles, indivisibles e impenetrables.
7.
Señale como verdadero (v) o falso (F)
I. En el estado sólido las partículas componentes vibran u oscilan en
posiciones fijas
II. En el estado líquido las partículas componentes presentan
aglomeraci n que las partículas componentes en el estado gaseoso
III. El cambio de estado sólido o liquido se denomina licuación
A) VVF
D) VFV
B) VVV
E) FFF
2. Los átomos que componen un determinado elemento se caracterizan por
tener el mismo peso pero difieren en el peso de los átomos de otros
elementos.
3. Los diversos compuestos químicos están formados por átomos combinados
en proporciones definidas, estos se
sencillos.
C) VFF
5
combinan en múltiplos aritméticos
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Carga total positiva = Carga total negativa
4. Por más violenta que sea una reacción química u otro tipo de fuerza, el
átomo permanece indestructible, indivisible e impenetrable.
Carga distribuida
homogeneamente
2.1.2. Modelo de Thompson (1 897)
Electrón incrustado en
todas partes del átomo
Por el año de 1 833 Faraday iniciaba los descubrimientos acerca de la
electricidad, en 1 874 G.J Stoney sugirió que el fenómeno de la electricidad se
debía a una partícula denominada ELECTRÓN, y en 1897 se pudo verificar
experimentalmente la existencia del electrón por el estudio de los rayos
catódicos.
Cuando en un tubo al que se le ha efectuado el vacío provisto de dos electrodos
se aplica una diferencia de potencial se observa un haz luminoso entre los dos
electrodos denominados rayos catódicos.
•
En primer lugar se determinó que estos rayos salen del cátodo (de ahí su
nombre) y se propagan en línea recta hacia el ánodo
•
En segundo lugar se llegó a la conclusión de que los rayos catódicos están
formados por partículas con masa porque son desviados por un campo
magnético.
•
2.1.3. Modelo de Rutherford (1910)
Para ese tiempo ya se conocía la radiactividad descubierta por Henry Becquerel
al estudiar el uranio. Se determinaron tres tipos de radiaciones: alfa, beta y
gamma, los rayos alfa son partículas cargadas positivamente, las beta tienen
carga eléctrica negativa y los rayos gamma son energía radiante o luz.
Rutherford realizó un experimento bombardeando una lámina de oro con
partículas alfa y observó que unas pocas partículas alfa rebotaban en la lámina,
llegó a la conclusión de que era una fuerza eléctrica poderosa y ubicada en un
pequeño volumen desviaba a las partículas alfa.
Si colocamos un campo eléctrico alrededor del tubo de vació, se demuestra
que los rayos catódicos tiene carga eléctrica negativa.
Así Thompson descubrió el ELECTRÓN, y demostró que es un fragmento
universal que se encuentra en todos los átomos; además se calculó la relación
carga-masa (q/m) del electrón:
Esta deducción le permite a Rutherford descubrir el núcleo y da a conocer una
imagen distinta del átomo, donde se indica que:
q
C
= 1,76 × 108
m
g
Más adelante Robert Millikan encontró que la carga del electrón es de
q = - 1,6 × 10
–19
C
•
El átomo es increíblemente tenue.
•
Es un espacio casi vacío en su totalidad.
•
Posee un núcleo central muy pequeño, y este es muy pesado y denso.
•
El núcleo es de carga positiva donde se origina la fuerza que desvía las
partículas alfa.
•
El átomo posee una envoltura de electrones que se encuentran rotando
alrededor del núcleo en órbitas semejante a la de un sistema planetario.
Con las dos ecuaciones anteriores podemos determinar que la masa es:
m = 9,1 × 10 –28 g
2.1.4. Modelo de Niels Bohr (1 913)
En conclusión Thompson propuso su modelo atómico de esta manera:
La obra de Rutherford pasó inadvertida en sus tiempos, es decir en el mundo
exterior se seguía utilizando el modelo de Thompson. Niels Bohr le dio la
respectiva importancia dando inicio a la teoría cuántica aplicando la hipótesis
cuántica a la estructura atómica.
“El átomo es una esfera de electricidad positiva, en la cual sus electrones están
incrustados como pasas en un pastel, cada elemento tiene en sus átomos un
número diferente de electrones que se encuentra siempre dispuestos de una
manera especial y regular”
•
6
El átomo posee un núcleo y alrededor de este núcleo giran los electrones en
niveles circulares, de tal manera que la fuerza coulómbica que se genera en
el núcleo se balancea con la fuerza centrípeta del electrón: Fa = Fc.
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•
Los electrones sólo giran en aquellas regiones donde su momento angular es
un múltiplo entero y positivo: n = 1,2,3, ...
•
Mientras el electrón permanece en un determinado nivel no absorbe ni irradia
energía, es decir permanece constante.
E =
•
Las partes fundamentales de una onda son:
Longitud de onda ( ).- Es la distancia entre dos puntos idénticos en
ondas sucesivas.
Frecuencia ( ).- es el número de ondas que pasa por un punto
específico en un segundo.
e2
2R
El producto de la longitud de onda por la frecuencia de una onda es
igual a la velocidad de propagación.
=c
Si un electrón se traslada de un nivel a otro, entonces debe absorber o emitir
una cierta cantidad de energía, equivalente a la diferencia de energía entre
los dos niveles. Por consiguiente si un electrón se acerca al núcleo emite
energía y si se aleja absorbe energía, si la energía es de la dimensión de la
luminosa, entonces se cumple:
longitud de onda
E f − E i = hυ
2.1.5. Modelo mecánico cuántico
amplitud
El modelo actual es la evolución del modelo de Bohr. Se trata de un modelo
netamente matemático y probabilístico que se basa en los siguientes principios:
PRINCIPIO DE INCERTIDUMBRE DE HEISEMBERG. “No es posible determinar
simultáneamente el momento y la posición de un electrón”
PRINCIPIO DE DUALIDAD DE LA MATERIA. Louis D’Broglie atribuyo carácter
dual a la materia, es decir, una partícula esta asociada con una onda
electromagnética, o sea es materia y energía a la vez
Ondas electromagnéticas
Según Max Planck La energía de un fotón es el producto de “h” la constante de
-34
Planck (h = 6,6x10 Js) por la frecuencia de la onda v .
Maxwell demostró que la luz está constituidas por ondas electromagnéticas,
ondas constituidas por dos componentes que vibran en planos perpendiculares:
un componente eléctrico y un componente magnético, ambos con la misma
longitud de onda y la misma frecuencia. La característica de las ondas
electromagnéticas es que todas viajan a la misma velocidad 300 000 km/s o
8
3x10 m/s en el vacio, valor que difiere muy levemente en medios naturales
como aire o agua.
E = hν
De otro lado el producto de la frecuencia por la longitud de onda es igual a la
velocidad de la luz:
c =λν = 3x108 m/s
2
Y de acuerdo a Einstein E = mc
Combinando estas tres ecuaciones se obtiene que:
2.1.6. Modelo de Max Planck
h
= mc
λ
Max Planck propuso que la luz viaja en paquetes de energía denominados
fotones o cuantos, cuya energía es proporcional a la frecuencia:
E = h. v
Donde: h, es una constante proporcionalidad, llamada constante de Planck y su
-34
valor es 6,63x10 J s.
Ejemplo: ¿Cuál es la frecuencia de la onda y la energía de un fotón que
corresponde a luz verde del semáforo de longitud de onda 522 nm? (1 nm =
-9
1x10 m)
Onda
Una onda es una perturbación vibracional por medio de la cual se transmite
energía, la velocidad de propagación de la onda depende del tipo de onda y de
la naturaleza del medio en el cual se transmite.
7
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υ=
c 3x10 8 m s −1
=
= 5,75 x1014 s −1
λ 522 x10 − 9 m
La solución de la ecuación de onda es estrictamente matemática, las diferentes
soluciones nos dan los números cuánticos.
E = h.υ = 6,63x10 −34 J s x 5,75 x1014 s −1 = 3,81x10 −19 J
La aplicación de la ecuación de onda al átomo de hidrógeno que sólo tiene un
electrón moviéndose alrededor de su núcleo ha dado lugar al modelo atómico
moderno o modelo cuántico, que establece que un átomo está constituido por un
núcleo central alrededor del cual se mueven los electrones a grandes
velocidades del orden de la velocidad de la luz, distribuidos en niveles de
energía, subniveles de energía, orbitales y con spin magnético y tiene un
carácter de partícula y de onda.
Aparentemente parece una cantidad pequeña de energía, pero, de acuerdo a la
14
frecuencia un solo rayo lleva 5,75x10 fotones por segundo, que es una
cantidad relativamente grande.
Einstein aplicando este concepto al fenómeno fotoeléctrico generalizó que si la
luz viaja en cuantos; cualquier fenómeno de absorción o de emisión de luz por
un cuerpo siempre será en cantidades múltiplos de la energía de un fotón.
2.3. Principio de incertidumbre de Heisemberg
Este principio establece que es imposible conocer simultáneamente el momento
de un electrón (definido por el producto de la masa por la velocidad) y su
posición en el espacio.
Lo que nos indica que los electrones en los átomos no tienen una distribución
tan precisa como la propuesta por Bohr sino más bien es una distribución
compleja y con interacción entre los mismos electrones.
2.2. Principio de dualidad
En 1927 Erwin Schrödinger, aplicando el concepto de dualidad de la materia y
del principio de incertidumbre propuso una ecuación matemática compleja
denominada ecuación de onda para describir el comportamiento de partículas
subatómicas moviéndose con la velocidad de la luz en campos definidos.
La ecuación incorpora el concepto de partícula expresada como la masa y el
concepto de onda expresado como una función de onda
que depende de la
posición del sistema en el espacio, aunque la función
no tiene significado
2
físico directo el cuadrado
esta relacionado con la probabilidad de encontrar la
partícula en una región del espacio.
∂ψ ∂ψ ∂ψ
8π m
+ 2 + 2 +
( E −V )ψ = 0
∂x 2
∂y
∂z
h2
2
2
2
2
2.4. El núcleo atómico
Es la parte central del átomo y en él se encuentra concentrada casi toda la masa
del átomo, se encuentran principalmente protones y neutrones.
Para evitar la repulsión entre los protones en el núcleo se tiene a los mesones
descubiertos por ANDERSON la presencia de estos fue premeditada por
YUKAWA.
El mesón tiene igual carga que el electrón pero su masa es 200 veces mayor
con un tiempo de vida de 200 millonésimas de segundo. El mesón π muestra
una gran afinidad con protones y neutrones a tal punto que se traslada
constantemente de una partícula a otra cambiando su carga y evitando la
repulsión de los protones.
Donde:ψ es la función de
onda
m es la masa del electrón
h es la constante de
Planck
E Energía total de la
partícula
V Energía potencial
2.4.1. Propiedades definidas por el núcleo
Número atómico (Z).- Esta dado por el número de protones de un átomo y a su
vez permite identificar al elemento químico, todos los átomos de un mismo
elemento tienen el mismo número de protones y la tabla periódica está ordenada
en función a Z.
+
Z=p
La solución matemática de la ecuación de onda requiere introducir números
enteros que tiene que ver con la energía, probable ubicación y forma del
recorrido de la partícula. Estos números reciben el nombre de números
cuánticos. Aproximadamente un año después de la especulación de D’Broglie de
que los electrones eran partículas ondulatorias, esto fue comprobado por
Davison y Germer.
8
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Ejemplos:
Ejemplos:
Isótopos del hidrógeno:
Z=1
Hidrógeno
H
Z=2
Helio
He
Hidrógeno
Deuterio
Z=6
Carbono
C
Z=8
Oxígeno
O
1
H
1
2
H
1
Z = 15
Fósforo
P
1 p+ , 0 n°
Numero másico (A).- También se denomina número másico o índice de masa,
indica en número total de nucleones que tiene el átomo, es decir protones y
neutrones.
+
A = p + n°
40
K
19
X
n°
11 +
12
23
Na
11
31
20
A = 31 =
15 +
16
Ca
A = 40 =
20 +
20
234
U
92
12
6
P
15
40
A = 23 =
1p+ , 2 n°
6 p+ , 6n°
6p+ , 7 n°
14
C
6
6p+ , 8n°
40
Ca
20
14
C
6
14
N
7
Isótonos.- Son átomos de diferentes elementos que poseen el mismo número
de neutrones.
Ejemplos
Ejemplos:
+
1p+ , 1 n°
13
C
6
12
C
6
3
H
1
Isóbaros.- Se trata de átomos que poseen diferente número de protones pero
con igual número de masa, es decir, diferente número atómico pero igual
número de masa.
Ejemplos:
Representación de un átomo.- Un átomo se representa por su símbolo X, el
número atómico a la izquierda inferior y el número de masa a la izquierda
superior:
p
Tritio
Los isótopos son muy importantes en el estudio de la química porque en forma
natural existen siempre los mismos isótopos de un elemento y en la misma
proporción, y es indispensable su conocimiento para determinar la masa atómica
de un elemento.
Ejemplo: El Sodio tiene 11 protones y 12 neutrones à A = 23
A
Z
Isótopos del carbono
11
C
5
B
31
15
32
P
16
S
n° = 16
n° = 6
A = 234 = 92 + 142
2.5. Radioactividad
Los átomos de un elemento dado pueden tener diferente número de neutrones y,
por tanto, diferente número de masa; el número de masa es el número total de
nucleones (protones y neutrones) que hay en el núcleo. Los átomos que tienen
el mismo número atómico pero distinto número de masa se conocen como
isótopos. Por ejemplo los tres isótopos de Uranio presentes en la naturaleza se
identifican como uranio–233, uranio–235 y uranio–238, donde los sufijos
Isótopos.- Son de átomos que pertenecen a un mismo elemento pero poseen
diferente número de neutrones. Es decir, tienen igual número atómico pero
diferente número de masa.
9
__________________________________________________________________QUÍMICA__________________________________________________________________
el cuerpo humano. Se requiere gruesas capas de plomo o de concreto para
detener los rayos gamma.
La capacidad de penetración relativa de los tres tipos principales de radiación
nuclear se presenta en la figura siguiente.
numéricos representan el número de masa. Estos isótopos también se designan,
usando símbolos genéricos, como
233
92
U,
235
92
U, y
238
92
U
Alfa (α )
Beta (β )
Gamma (γ )
El subíndice es el número atómico y el superíndice es el número de masa.
Los diversos isótopos tienen diferente abundancia natural. Por ejemplo el 99,3
por ciento del uranio natural es uranio–238, el 0,7 por ciento es uranio–235 y
sólo hay trazas de uranio–233.
Papel
10 cm de espesor Pb
Pb
Las características de las emisiones α, β y γ se resumen en la siguiente tabla
Los distintos núcleos también tienen diferente estabilidad. Las propiedades
nucleares de un átomo dependen del número de protones y neutrones que hay
en su núcleo. Los núcleos que son radiactivos se llaman radionúcleos y los
átomos que contienen estos núcleos se conocen como radioisótopos. En 1 896,
el físico Henri Becquerel estudiaba el fenómeno fosforescencia en minerales de
uranio cuando descubrió accidentalmente la radiactividad. Becquerel efectuó
muchos más experimentos y encontró que el uranio metálico producía las
mismas emisiones que las sales de uranio, pero más fuertes aún, Becquerel
estaba totalmente desconcertado ¿De dónde provenía toda esa energía? La
reducción nada tenía que ver con la fosforescencia.
Marie Curie y su esposo Pierre posteriormente llamaron radiactividad al
fenómeno. Confirmaron que el Uranio metálico mismo era radiactivo, así también
Marie Curie probó que la pechblenda, una mena común que contiene uranio y
otros metales (como plomo, bismuto y cobre) que era más radiactiva que el
uranio puro.
Nombre
Símbolo
Alfa
4
2
He 2+ ,
Beta
0
−1
Gamma
4
2
0
-1
e,
0
0
Carga
Masa (g
/partícula)
-24
+2
6,65×10
-1
9,11×10
0
,
-28
0
2.6. Reacciones nucleares
1
Con excepción del hidrógeno ( 1 H ), todos los núcleos contienen dos tipos de
partículas fundamentales, los protones y los neutrones. Algunos núcleos son
inestables y emiten partículas y/o radiación electromagnética de manera
espontánea (decaimiento radiactivo), fenómeno al que se le llama radiactividad.
Todos los elementos que tienen número atómico mayor de 83 son radiactivos.
Rutherford descubrió que la radiación alfa, α se compone de partículas que, al
pasar por un campo eléctrico, son atraídas hacia el lado negativo del campo, de
hecho, sus posteriores estudios revelaron que estas partículas alfa son núcleos
4
0,5 cm de espesor
2+
de helio, 2 He de poder limitado de penetración y pueden ser detenidos por la
piel, la ropa o varias hojas de papel. En el mismo experimento, Rutherford
encontró otro tipo de radiación más penetrante a la que llamó radiación beta, β,
partículas con carga negativa, atraídas por la placa electrónicamente positiva.
Becquerel mostró que estas partículas tienen una carga eléctrica y una masa
iguales a las del electrón. Las partículas beta son electrones expulsados a gran
velocidad de algunos núcleos radiactivos. Son más penetrantes que las
partículas alfa ya que se requiere un trozo de aluminio de un espesor de por lo
menos 3,2 cm para detenerlos, y penetrar aproximadamente 1 cm en los huesos
o tejidos vivos.
210
84
Po ),
Po
→
Por ejemplo el polonio–210 (
decae de modo espontáneo a
206
82
Pb
y
emite una partícula α.
210
84
206
82
Pb
+
4
2
He
2+
Otro tipo de radiactividad conocida como transmutación nuclear, se produce al
bombardear el núcleo con neutrones, protones y otros núcleos. Se puede lograr
por medios artificiales, y también puede suceder en el espacio. Por ejemplo,
cuando el isótopo de nitrógeno 14 captura un neutrón del sol se convierte en.
Posteriormente, P. Willard descubrió la radiación gamma, γ. Es una forma de
radiación electromagnética como los rayos X y no son afectadas por un campo
eléctrico. La radiación gamma es más penetrante y puede atravesar totalmente
14
7
10
N
+
1
0
n
→
14
6
C
+
1
1
H
__________________________________________________________________QUÍMICA__________________________________________________________________
más neutrones. Este proceso libera gran cantidad de energía. Por ejemplo la
fisión nuclear del Uranio–235 cuando captura un neutrón se fisiona para forma
dos núcleos más pequeños.
El decaimiento radiactivo y la transmutación nuclear son reacciones nucleares,
que son muy distintas a las reacciones químicas. La diferencia entre estas
reacciones se resume en la tabla siguiente:
Comparación de las reacciones químicas y las reacciones nucleares
Reacciones Químicas
Reacciones Nucleares
1. Pueden estar implicados los
1. Sólo los electrones de los
protones, neutrones, electrones y
orbitales atómicos están
otros partículas elementales.
implicados en la ruptura y
2. Los elementos (o los isótopos de
formación de enlaces.
los mismo elementos) se
2. Los átomos se arreglan por la
interconvierten los unos en los
ruptura y formación de enlaces
otros.
químicos
3. Las reacciones van acompañadas
3. Las reacciones se acompañan por
por la absorción o liberación de
la absorción o liberación de
enormes cantidades de energía.
cantidades de energía
4. Las velocidades de reacción, por
relativamente pequeñas
lo general, no se ven afectadas
4. Las velocidades de reacción se
por la temperatura, la presión o
ven afectadas por la temperatura,
los catalizadores.
presión, concentración y
catalizadores.
La reacción representativa es:
Balanceo de las Ecuaciones Nucleares
235
92
En una ecuación nuclear además de escribir los símbolos de las distintos
elementos químicos, también se debe indicar, de manera clara, protones,
neutrones y electrones. Se debe conseguir el número de protones neutrones que
hay en cada especie.
Los símbolos de las partículas elementales son los siguientes:
U + 01 n →
90
38
Sr +
143
54
Xe + 3 01 n
13
Esta es una reacción demasiado exotérmica. La energía liberada es 2,0 × 10 J.
Así también, se producen más neutrones que los que se capturaron al inicio del
proceso. Esta propiedad hace posible una reacción nuclear en cadena, que es
una secuencia de reacciones de fisión nuclear autosostenidas. Los neutrones
que se generan durante las etapas iniciales de la fisión pueden inducir fisión en
otros núcleo que a su vez producen más neutrones, y así sucesivamente. En
menos de un segundo, la reacción se vuelve incontrolable, liberando gran
cantidad de calor. Una de las aplicaciones de la fisión nuclear fue el desarrollo
de la bomba atómica.
Muchos neutrones emitidos durante el proceso de fisión se capturarán por otros
núcleos
Al balancear cualquier ecuación nuclear se deben cumplir las siguientes reglas:
a)
El número total de protones y neutrones en los productos y reactivos debe
ser el mismo (para conservar el número de masa)
b)
El número total de cargas nucleares en los productos y reactivos debe ser
el mismo (para conservar el número atómico)
Fisión nuclear
La fisión nuclear es el proceso en el que el núcleo pesado, número de masa
>200, se divide para formar núcleos más pequeños de masa intermedia y uno o
11
__________________________________________________________________QUÍMICA__________________________________________________________________
2.7.
Aplicaciones de los isótopos
2.7.1. Isótopos en medicina
Algunos radionúclidos se utilizan en medicina como trazadores radiactivos,
pueden utilizarse para marcar un elemento en los compuestos. Si empleamos un
detector de radiaciones puede seguirse el recorrido de ese elemento a través del
cuerpo. Así se inyectan en el flujo sanguíneo soluciones que contienen Na-26
para seguir el recorrido de la sangre y localizar obstrucciones en el sistema
circulatorio.
El Talio-201, tiende a concentrarse en los tejidos musculares sanos del corazón,
mientras que el Tecnecio-99 se encuentra en los tejidos anormales. Ambos
pueden usarse para obtener una visión del daño producido en el corazón.
El Yodo-131, se concentra en la glándula tiroides, el hígado y ciertas partes del
cerebro se utiliza para seguir el bocio y otros problemas de tiroides y también
para los tumores del hígado y cerebrales.
El calor generado por la desintegración del Plutonio-238 puede convertirse en
energía eléctrica para marcapasos, cuyo mecanismo permite utilizarlo durante
10 años antes que sea necesario reemplazarlo.
2.7.2.
Usos agrícolas
Las muestras marcadas de fertilizantes se utilizan para investigar que nutrientes
absorben las plantas y estudiar el aumento de las cosechas.
La irradiación gamma de algunos alimentos permite almacenarlos durante largos
periodos de tiempo. Por ejemplo, retrasa la germinación de papas y cebollas.
Fusión nuclear
La fusión nuclear es la combinación de pequeños núcleos en otros más grandes,
está libre, en gran parte, del problema de desecho de desperdicios.
Cuando dos núcleos ligeros se combinan o se fusionan para formar núcleos más
grandes y más estables, se liberará una cantidad considerable de energía en el
proceso. Esta es la base de la investigación para el aprovechamiento de la
fusión nuclear en la producción de energía.
La fusión nuclear ocurre de manera continua en el sol, formado principalmente
por hidrógeno y helio, mantiene la temperatura interior del sol a unos 15 millones
de grados Celsius. Se supone que se llevan a cabo las siguientes reacciones de
fusión:
1
1
H + 21 H → 23 He
3
2
He + 23 He → 42 He + 2 11 H
1
1
H + 11 H → 21 H +
Control de orugas de moscas por técnica radiológica, que consiste en irradiar al
macho con rayos gamma lo que altera sus células reproductivas y se lo esteriliza
al aparcarse con las hembras no produce descendencia con lo cual, se reduce o
elimina la población de moscas.
2.7.3.
Determinación de la edad
a)
Con Carbono-14
La técnica del Carbono-14 es útil para estimar la edad de productos de origen
orgánico, con una antigüedad inferior a 50 000 años. El radioisótopo carbono-14
se produce continuamente en la atmósfera superior al capturar los átomos de
nitrógeno neutrones de los rayos cósmicos.
14
7
0
+1
12
N + 01 n →
14
6
C + 11 H
__________________________________________________________________QUÍMICA__________________________________________________________________
Número cuántico principal (n)
14
El Carbono-14 reacciona con moléculas de oxígeno y forma
CO 2 cuya
cantidad permanece constante en la atmósfera por la emisión beta con una vida
media de 5730 años.
14
6
C → 147 N +
Indica el nivel de energía en que se encuentra un electrón.
Indica el tamaño de la nube electrónica.
Hace referencia a la distancia promedio entre el electrón y el núcleo.
Señala el valor energético de un electrón en dicho nivel:
0
-1
Las emisiones del Carbono-14 en tejidos muertos disminuyen con el tiempo y la
actividad por gramo de carbono es una medida del tiempo que ha pasado desde
su muerte.
b)
En =
E n = energía total del electrón
m = masa del electrón
z = carga nuclear
h = constante de PLANCK
o
n = N cuántico principal
Sus valores son números enteros positivos: 1, 2, 3, 4, 5, 6, 7, ....
Con Potasio-40
El Potasio-40 está presente en todos los organismos vivos. Se desintegra a
Argón-40 mediante captura electrónica, con una vida media de 1 300 millones de
años.
40
19
K + -01 e →
40
18
- 2π 2 .m.e.4 z 2
n2h2
Ar
Puede utilizarse para datar objetos de hasta un millón de años; determinando la
40
19
40
18
Con este método se estima la edad de minerales que contengan Uranio de
varios miles de millones de años de antigüedad.
Número cuántico secundario o azimutal ( l ).- Llamado también parámetro de
la forma de la nube electrónica o angular.
Indica el subnivel energético del electrón.
Esta relacionado con la forma del orbital atómico.
Sus valores van desde 0 hasta n-1.
0 1 2 3 ... ( n - 1 ).
s p d f
….
2.7.4.
Aplicaciones industriales
Número cuántico magnético o de orientación ( m )
El flujo de líquido o un gas que ocurre a través de una cañería bajo
tierra se mide mediante un contador Geiger al inyectarle una muestra
que contenga una sustancia radiactiva.
Fugas en las cañerías.
El espesor de un metal se correlaciona con la intensidad de la radiación
que lo atraviesa.
Indica el número de posibilidades de orientación espacial de los subniveles o el
número de orbitales atómicos.
Sus valores son: m = 2l + 1 , es decir dependen de l , por ejemplo cuando l = 1,
hay tres valores permitidos para m.
relación de
c)
Ka
Ar en la muestra.
Método de Uranio-Plomo
Se basa en la serie radiactiva natural de Uranio-238 que termina con la
producción de plomo- 206 estable.
a)
b)
c)
2.8.
Para cada subnivel l , m puede tomar valores enteros que van desde -l hasta +l
incluyendo cero. Si l = 2 entonces: m = -2, -1, 0, +1 y +2.
Cada orientación u orbital puede alojar a un máximo de 2 electrones.
Corona y envoltura
Número cuántico de spin ( s )
Indica el sentido de rotación del electrón sobre su propio eje, el giro de los
electrones en el orbital debe ser opuesto para anular la repulsión electrostática.
Números cuánticos
Son cuatro parámetros que explican de manera satisfactoria el movimiento de
los electrones en un átomo, se representan por n, l, m y s; los dos primeros son
energéticos y los dos últimos magnéticos.
13
__________________________________________________________________QUÍMICA__________________________________________________________________
Sus valores son s = -
1. En los elementos: 24Cr, 29Cu, 41Nb, 42Mo, 43Tc, 44Ru, 46Pd, 47Ag, 78Pt, 79Au, lo
1
1
y +
(el signo es convencional)
2
2
que resulta con el serrucho no es correcto. Se debe pasar un electrón del
penúltimo subnivel al último.
2
2
6
2
6
1
10
Ejemplo: 29Cu
29 e1s , 2s , 2p ,3s , 3p , 4s , 3d
En el 46Pd se deben pasar 2 electrones.
Por conveniencia es mejor empezar por los valores de "m" y "s" negativos.
2.9.
Distribución electrónica
2. En el 57 La y los lantánidos se coloca un electrón en el subnivel 5d antes de
Principio de Aufbau
que ocupe el 4f.
Ejemplo:
El ordenamiento de los electrones en un átomo no necesariamente es en el
orden de los niveles porque a medida que los niveles aumentan, sus subniveles
se traslapan y entonces hay subniveles de niveles inferiores con mayor energía
que otros subniveles de niveles superiores, por ejemplo el subnivel 3d es de
mayor energía que el subnivel 4s y por lo tanto el 4s se ocupará antes que el 3d
Xe 6s2 , 4f 3, 5d1
3. En el actinio y los actínidos se coloca un electrón en el subnivel 6d antes
que ocupe el 5f.
Ejemplo:
El orden de llenado es entonces en estricto orden de energía, ocupándose
primero los subniveles de menor energía.
102No
2
6
7
Regla de la máxima multiplicidad de Hund
4s
5s
6s
7s
“En un mismo subnivel, antes que cualquiera de sus orbitales contenga
electrones apareados, los otros deben contener por lo menos un electrón".
3p
4p
5p
6p
3d
4d
5d
6d
1
2
3
S
U
B
1s
2s
3s
2p
4
5f
Es decir, en los subniveles p, d, f, los orbitales se llenan uno a uno con un
electrón, cuando cada orbital tiene al menos un electrón, recién se aparean los
electrones.
El 8O tiene una distribución basal 1s2, 2s2, 2p4. En el último subnivel hay 4
electrones, se puede pensar que todos están apareados, pero aplicando la
Regla de Hund, la distribución electrónica desglosada es:
7p
6f
Ejemplos:
17Cl
11 e17 e-
2
2
1
5
NIVEL
4f
11Na
13
Rn 7s ,5f , 6d .
Se llaman especies isoelectrónicas a los átomos neutros o iones que tienen
igual distribución electrónica, es decir, igual número de electrones.
+
-Ejemplo: El ión Na es isoelectrónico con el ión F
+
10e1s2, 2s2, 2p6
11Na
2
2,
6
10e
1s , 2s 2p
9F
El modo más práctico y sencillo es con la regla del serrucho o construcción
progresiva AUFBAU.
N
I
V
E
L
60Nd
6
1
1s , 2s , 2p ,3s
1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p5
↑↓
8O
↑↓
A esta se llama distribución electrónica basal o en el estado fundamental, porque
corresponde a un átomo en estado libre de interacciones, cuando un átomo está
formando enlaces la distribución electrónica sufre transformaciones.
Excepciones en la distribución electrónica basal:
1s
14
2s
↑↓
↑
↑
2px
2py
2pz
__________________________________________________________________QUÍMICA__________________________________________________________________
Principio de exclusión de Pauli
2.11. Ejercicios
“Dos electrones en un mismo átomo no pueden tener sus 4 números cuánticos
iguales (n, l, m, s) al menos se debe diferenciar en el spín”. Por ejemplo el
primer y segundo electrón de cualquier átomo.
1.
l
m
s
e1
3
n
1
-1
-½
e2
3
1
-1
+½
Indique verdadero (V) o falso (f) según corresponda
I. El átomo es la particula más pequeña de un elemento que conserva la
identidad de dicho elemento
II. Según Dalton todos los átomos de un elemento son idénticos.
III. Teniendo en cuenta que los elementos tienen isótopos, los átomos de
un elemento no son idénticos.
IV. En un átomo eléctricamente neutro, el número de electrones es igual al
número de protones.
A) FVFF
2.10. Propiedades magnéticas
2.
Paramagnetismo.- Un átomo o ión es paramagnético, cuando es atraído por
un campo magnético, este fenómeno se debe a la existencia de electrones
desapareados y por lo tanto spin.
Ejemplo: 8O → 1s2, 2s2, 2p4
Aplicando la regla de Hund al último subnivel
2
1
1
2px 2py 2pz
Tiene 2 electrones desapareados, por lo tanto es paramagnético.
2
15
E) FVFV
B) aI, bIII, cII
E) aI, bII, cIII
alter-
C) aII, bIII, cI
¿Qué proposiciones son correctas acerca del átomo y sus partes?
I. El diámetro del núcleo atómico es aproximadamente 10000 veces más
pequeño que el diámetro del átomo.
II. El núcleo atómico posee elevada densidad
III. En un átomo neutro, el número de protones es igual al número de
neutrones
A) Sólo I
B) Sólo II
C) Sólo III
D) I y II
E) II y III
4.
Se denominan partículas subatómicas fundamentales:
A) Electrones, positrones y protones
B) Protones, neutrones y positrones
C) Protones, neutrones y deuterones
D) Neutrones, protones y electrones
E) Partículas α , partículas β y rayos γ
5.
Respecto a las partículas subatómicas principales: protón, electrón,
neutrón, indique verdadero (V) o falso (F) según corresponda:
I. Las partículas más livianas se encuentran alrededor del núcleo.
II. Las partículas más pesadas se encuentran en el núcleo del átomo.
6
µ = n( n + 2)
D) VVVV
3.
Ejemplo: 8Ne→ 1s ,2s ,2p
Aplicando la Regla de Hund al último subnivel
2px2 2py2 2pz2
No hay electrones desapareados.
Ferromagnetismo.- Es una forma extrema de paramagnetismo, en la que se
puede llegar a una magnetización permanentemente, mientras que el
paramagnetismo se muestra tan solo, en presencia del campo magnético
aplicado.
Son ferromagnéticos: Fe, Co, Ni, Gd, y sus aleaciones.
La susceptibilidad magnética de una sustancia se expresa como momento
magnético: ( µ ) y esta determinado por el número de electrones desapareados
(n ).
C) VFVV
Respecto a las partículas subatómicas del átomo, indique la
nativa que contiene la relación correcta:
a. Nube electrónica
b. Núcleo
c. Nube electrónica
I. Hay partículas de carga negativa (e-)
II. El número de electrones es igual al número de protones.
III. Hay protones y neutrones.
A) aIII, bIII, cI
D) aII, bIII, cIII
Diamagnetismo.- Cuando un átomo o ión no es atraído por los campos
magnéticos debido a que no tiene electrones desapareados y por lo tanto todos
sus espines están neutralizados.
2
B) VVFV
__________________________________________________________________QUÍMICA__________________________________________________________________
11. Clasifique como falso (F) o verdadero (y), según corresponda, a cada
una de las siguientes proposiciones:
I. El número de nucleones fundamentales de un átomo está determinado
por su número de masa.
II. La elevada densidad del núcleo se puede justificar por la existencia de
la fuerza electromagnética.
III. Los electrones de los átomos de oxigeno son mas pesados que los
electrones del hidrógeno.
IV. Los isótopos de un elemento sólo se diferencian en el número de
neutrones.
A) VFFF
B) VFFV
C) VVFF
D) FFFV
E) VFVV
III. La masa del protón es mayor que la masa del neutrón.
IV. Todas las partículas que se encuentran en el núcleo presentan carga
positiva.
A) VVVV
B) VFVF
C) FVFV
D) VVFF
E) VVFV
6.
Con respecto a las partículas subatómicas fundamentales señale lo
incorrecto:
A) El neutrón, es la partícula de mayor masa y no tiene carga eléctrica.
B) El protón, es la partícula positiva y su masa es ligeramente menor que
la Masa del neutrón.
C) El electrón, es la partícula negativa, cuya masa es aproximadamente
1836 veces menor que la masa del protón
D) El protón y el neutrón constituyen los nucleones fundamentales
E) En el ión
7.
14
6
4-
C 4− hay 20 partículas subatómicas fundamentales.
12. La especie iónica X tiene el mismo número de electrones que el ion
3+
Y . Este último posee 88 nucleones fundamentales y 59 neutrones.
¿Cuál es la carga nuclear del anión?
A) 12
B) 22
C) 32
D) 42
E) 52
Los isótopos del hidrógeno se diferencian en:
A) Masa atómica promedio
B) Carga nuclear
C) Electrones
D) Neutrones
E) Protones
8.
Marque el enunciado falso con respecto a los isótopos.
A) Poseen el mismo número de protones
B) Poseen diferente número de neutrones
C) Poseen diferente número de masa
D) Poseen diferentes propiedades químicas
E) Poseen diferentes propiedades físicas
9.
Con respecto al siguiente núclido marque lo incorrecto.
13. La plata tiene dos isótopos, uno de neutrones (abundancia porcentual
51,839%) y el otro de 62 neutrones. Teniendo en cuenta que el número
de este elemento Atómico de este elemento es 47, indique si las
proposiciones son verdaderas (V) o falsas (F)
I. La abundancia porcentual más pesada es: 48,161%.
II. La cantidad de nucleones en el átomo más liviano 107.
III. Los átomos de este elemento son idénticos.
A) VVV
B) FFF
C) VFV
D) VVF
E) VFF
14. Acerca de la teoría atómica de Dalton (1808), marque lo que no podría
deducirse de ella.
A) Todo cuerpo está constituido, de átomos que son partículas muy
diminutivas, indivisibles e indestructibles.
B) Los átomos de un elemento, son idénticos en masa y propiedades
C) Los átomos de elementos diferentes son diferentes en masa y en
propiedades
D) Los átomos de elementos diferentes se combinan para formar la
molécula de un compuesto.
E) Los átomos se desintegran las reacciones nucleares.
269
110
CS
A) Posee 269 nucleones fundamentales
B) Posee 110 protones
C) Posee 110 electrones
D) Posee 159 neutrones
E) Posee sólo 379 partículas subatómicas
10. Si el átomo de un deteminado elemento contiene: 6 protones, 8
neutrones y 6 electrones, ¿Qué alternativa contiene un isótopo del
átomo dado?
A) 6 protones, 8 neutrones y 8 electrones
B) 6 protones, 6 neutrones y 6 electrones
C) 6 protones, 6 neutrones y 7 electrones
D) 8 protones, 6 neutrones y 6 electrones.
E) 8 protones, 8 neutrones y 6 electrones
15. Marque como verdadero (V) o falso (F) respecto a la Teoría Atómica de
Dalton, según corresponda:
I. Átomos de un mismo elemento son iguales en tamaño y propiedades
II. Átomos diferentes no pueden formar compuestos.
III. El átomo es la partícula fundamental más pequeña e indivisible de la
materia que mantiene todas las propiedades de la sustancia
A) VVV
B) VVF
C) VFF
D) FVF
E) VFV
16
__________________________________________________________________QUÍMICA__________________________________________________________________
21. A continuación se proponen 4 contribuciones que fueron elevantes en
el avance de la química y la física.
I. Descubrimientos del electrón, al determinar la relación e/m de los rayos
catódicos.
II. Propuesta del modelo planetario
III. Propuesta del primer modelo atómico
IV. Descubrimiento de los rayos X.
¿Cuáles son contribuciones de J. J. Thomson?
16. Con respecto a la teoría de Dalton, indique lo incorrecto.
A) Los elementos están formados de partículas muy pequeñas llamadas
átomos.
B) Los átomos de un elemento son semejantes; particularmente en masa.
C) Los cambios químicos se producen por unión íntima, de sus átomos, en
la relación de números enteros simples.
D) Los átomos permanecen indivisibles en una reacción química
E) Según esta teoría el átomo está formado por electrones
17. La teoría atómica de Dalton es inconsistente con la existencia de:
A) Átomos
B) Isótopos
C) Elementos
D) Compuestos
E) Sustancias
A) Sólo I
A) Está basado en el estudio de los rayos catódicos.
B) Thomson midió la relación carga/masa del electrón, que es
1,76.108 coulomb/gramo.
C) El modelo atómico de Thomson, era semejante a un budín con pasas,
(electrones).
D) La carga negativa de los electrones neutralizada por la carga positiva
de la esfera atómica.
E) El átomo no era eléctricamente neutro
A) Sólo III
D) I, II y III
E) Todos
B) Sólo II
C) Sólo I
D) III y II
E) III y I
23. Con la experiencia de Rutherford -Geiger y Mariden
A) Se demostró la validez del modelo atómico de Thomson.
B) Se pudo demostrar la relación e/m de las partículas α
C) Se pudo deducir la existencia del núcleo atómico.
D) Se dedujo que los niveles energéticos en el átomo están cuantizados.
E) Se pudo concluir que las partículas α rebotan en la lámina metálica.
19. ¿Cuáles de las siguientes proposiciones son incorrectas respecto a lo
planteado en el modelo de Thomson?
24. Con respecto al modelo atómico de Rutherford (1911) marque lo
incorrecto
A) Está basado en la desviación de las partículas alfa ( α ), cuando son
bombardeadas a través de una lamina de oro
B) Las particulas alfa que se desvían o rebotan, lo hacen con
el núcleo atómico.
C) Rutherford descubre que todo átomo posee un núcleo positivo.
D) El núcleo atómico posee densidad muy baja.
E) El modelo atómico de Rutherford semejante al sistema planetario en
miniatura.
I.
II.
La masa del átomo está distribuida en todo el volumen del átomo.
El átomo consiste en una masa de carga negativa en el cual están
incrustados los cationes.
III. Según este modelo los átomos pueden formar iones.
B) Sólo II
E) II y III
C) I y III
22. Marque los enunciados incorrectos respecto al modelo Rutherford.
I. Utilizó los núcleos de helio para bombardear láminas delgadas de
metales preciosos.
II. Concluye en un átomo nucleado
III. La masa del átomo está repartida en todo el volumen del átomo.
18. Con respecto al modelo atómico de Thomson (1897) marque lo
incorrecto:
A) Sólo I
D) I y II
B) I y II
C) Sólo III
20. Thomson consideró el átomo:
A) Como Mi núcleo cargado positivamente rodeado de cargas negativas
(electrones)
B) De naturaleza corpuscular y ondulatoria
C) Eléctricamente neutro, estando sus electrones sin movimiento
D) Como una esfera de carga positiva con electrones inmersos en ella,
de tal forma que se neutraliza
E) Como un sistema planetario.
25. Marque como verdadero (V) o falso (F) respecto al modelo atómico de
Bohr.
I. El modelo de Bohr es válido para átomo de hidrógeno exclusivamente
II. Se demuestra la estabilidad del ele tren dentro del átomo de hidrógeno
III. El electrón en el átomo de hidrógeno posee energía variable en una
órbita definida
A) VVV
B) FVF
C) FVV
D) VVF
E) VVV
17
__________________________________________________________________QUÍMICA__________________________________________________________________
26. En relación al modelo atómico de Bohr para el átomo de hidrógeno,
indique verdadero.(V) o falso (F):
I. En la órbita basal, el electrón tiene menor velocidad.
II. En la transición electrónica de n=5 a n=2 se origina un espectro de
emisión
III. La longitud de onda mínima para las series espectrales de Balmer es
4/RH
A) VFV
B) VVV
C) FVF
D) FVV
E) VVF
TEMA 3
PERIODICIDAD QUÍMICA
Tabla Periódica
En 1869, el químico ruso Dimitri Mendeleiev, publicó una tabla de los elementos
a la que llamo Tabla Periódica, donde mostró que las propiedades de los
elementos se repiten periódicamente a intervalos regulares. Este hecho se
conoce hoy
como la Ley Periódica. La ley periódica resume muchas
observaciones sobre las propiedades de los elementos. Se puede establecer como
sigue: cuando los elementos se acomodan en orden creciente de sus números
atómicos, muestran propiedades similares periódicamente. Todos los elementos
están ordenados de acuerdo con el valor creciente de sus pesos atómicos,
formando hileras horizontales llamados periodos, con propiedades físicas y
químicas que cambian en forma progresiva a través de la tabla, y columnas
verticales llamadas grupos o familias, con propiedades similares. La IA elaborar
la tabla periódica actual, los elementos fueron acomodados uno tras otro, en
grupos, debido a sus propiedades químicas semejantes. Por ejemplo, todos los
elementos del grupo IA, son metales que, cuando reaccionan, forman iones con una
carga de 1+. Si se examinan las configuraciones electrónicas de estos elementos,
se verá que el nivel electrónico exterior para cada uno no tiene sino un electrón en
un sub. Nivel s. En forma semejante, todos los elementos del grupo IIA tienen una
2
configuración electrónica en el nivel exterior que se podría generalizar como ns . De
hecho, examinando cualquier grupo dentro de la tabla periódica, se ve que todos los
elementos en el grupo tienen la misma estructura electrónica en el nivel exterior.
Las estructuras electrónicas similares conducen a propiedades físicas y químicas
semejantes.
27. El electrón de un átomo de hidrógeno realiza una transición desde el
nivel n=6 hasta un nivel inferior emitiendo una radiación con λ
=410,29 mm
¿Cuál fue el nivel inferior?
-1
7
RH = 109678 cm ; 1 cm =10 mm
A) 1
B) 2
C) 3
D) 4
E) 5
28. El electrón de un átomo de hidrógeno, luego de estar en el estado
basal, absorbe una cantidad de energía que lo lleva a incrementar el
ο
radio de su órbita en 12,72 A . Calcule la energía del electrón en su
nueva órbita.
A) –13,6
B) –3,4
C) –1,5
D) –0,85 E) –0,54
29. ¿Cuál de las siguientes proposiciones es verdadera?
A) Thomson concluyó que los protones están distribuidos dentro
del
átomo como “las pasas están distribuidos eh un budín”.
B) Rutherford explicó el espectro, continuo del átomo de hidrógeno.
C) Thomson determinó la relación e/m del protón.
D) La contribución del modelo de Rutherford es haber introducido la idea
de núcleo atómica
E) El modelo de Rutherford explicaba la estabilidad de los átomos en
base a la existencia de órbitas en forma de espiral.
3.1. Ley periódica
Después de muchos intentos de clasificar los elementos, desde Dobereiner
(triadas) hasta Mendeleiev (periodicidad por masa atómica), Moseley llegó a la
conclusión de que si se ordenan los elementos por su número atómico, se
encuentran propiedades comunes para ciertos elementos, así por ejemplo, el 11,
19, 37, 55 y 87 tienen propiedades comunes que se incrementan o disminuyen
según su número atómico y constituyen los metales alcalinos. Gracias a esta
conclusión se estableció la Ley Periódica para clasificar los elementos en una
Tabla Periódica:
"Las propiedades químicas de los elementos son una función periódica de sus
números atómicos crecientes".
30. Marque como verdadero (V) o falso (F) según corresponda
I. Si el modelo de Ruitherford fuese cierto el átomo debería colapasar o
desaparecer
II. El modelo de Bohr introduce el concepto de niveles discretos de
energía.
III. El modelo de Thomson es conocido como el modelo de “Budín de
pasas”
A) FFF
B) FFV
C) FVV D) FVF E) VVV
18
__________________________________________________________________QUÍMICA__________________________________________________________________
3.2. Tabla periódica de Moseley y IUPAC (2003)
Grupo 11 o IB
Grupo del cobre: Cu, Ag, Au,Uuu.
Grupo 12 o IIB
Grupo del cinc: Zn. Cd, Hg.
Grupo 13 o IIIA
Grupo del boro: B, Al, Ga, In, Tl.
Grupo 14 o IVA
Grupo del carbono: C, Si, Ge, Sn, Pb.
Grupo 15 o VA
Grupo del nitrógeno: N, P, As, Sb, Bi.
Grupo 16 o VIA
Calcógenos o grupo del oxígeno.- O, S, Se, Te, Po.
Grupo 17 o VIIA
Halógenos: F, Cl, Br, I, At.
Grupo 18 o VIIIA
Gases nobles: He, Ne, Ar, Kr, Xn, Rn.
El hidrógeno aunque se ubica en el grupo 1 no es un metal alcalino.
Los períodos.- son las filas horizontales de izquierda a derecha, enumeradas
del 1 al 7.
Descripción de la tabla periódica moderna.
La tabla periódica moderna es la conclusión de los diversos intentos que se
hicieron para buscar una clasificación natural de los elementos. Esta tabla
periódica puede ser de forma corta o forma larga; pero, en cualquiera de sus
formas no se debe olvidar que la periodicidad es una función de los números
atómicos y por ese motivo se clasifica de acuerdo al orden creciente de los
mismos.
Tabla periódica moderna (IUPAC 2003)
18 grupos (columnas)
1
p
e
r
i
o
d
o
s
1
18
13 14 15 16 17
2
En cada uno de los períodos encontramos los siguientes números de elementos:
1er período
2 elementos
(del H al He)
2do período
8 elementos
(del Li al Ne)
3er período
8 elementos
(del Na al Ar)
4to período
18 elementos
(del K al Kr)
5to período
18 elementos
(del Rb al Xe)
6to período
32 elementos
(del Cs al Rn)
7mo período
25 elementos
(del Fr al Uuu)
2
3
3 4 5 6 7 8 9 10 11 12
4
5
6
7
104 105 106 107 108 109 110 111
El número de elementos oficialmente reconocidos por IUPAC es 111 y están
ordenados en grupos y períodos.
3.3. Grupos y periodos
Después del uranio (z = 92) todos los elementos se llaman transuránidos y
son artificiales; es decir, se obtienen en el laboratorio y no se han encontrado en
forma natural.
Los grupos.- son las columnas de arriba hacia abajo; enumerados del 1 al 18 o
en números romanos del I al VIII familias A y B..
Categorías en las que se agrupan los elementos
Grupo 1 o IA
Grupo 2 o IIA
Grupo 3 o IIIB
Grupo 4 o IVB
Grupo 5 o VB
Grupo 6 o VIB
Grupo 7 o VIIB
Grupos 8, 9 y 10 o VIIIB
Elementos representativos, s y p.- También conocidos como elementos de los
grupos principales, son los elementos que se encuentran en los extremos
izquierdo y derecho de la tabla; al lado izquierdo los metales tienen una
configuración electrónica que termina en orbitales “s”; y a la derecha, los no
metales cuya configuración electrónica termina en orbitales “p”. Todos tienen
incompletos los subniveles s o p del máximo número cuántico principal. Estos
elementos muestran en general variaciones distintivas y muy regulares de sus
propiedades con el número atómico.
Elementos de transición o metales de transición, d.- Se les considera como
transiciones entre los elementos alcalinos de la izquierda y los formadores de
ácidos a la derecha. Todos son metales y se caracterizan por un aumento
progresivo de electrones en los orbitales d, incluye las siguientes series:
Metales alcalinos: Li , Na, K, Rb, Cs, Fr.
Metales alcalinotérreos: Be, Mg, Ca, Sr, Ba,
Ra.
Grupo del escandio: Sc, Y, La, Ac
Grupo del titanio: Ti, Zr, Hf, Rf.
Grupo del vanadio: V, Nb, Ta,Db.
Grupo del cromo: Cr, Mo, W,Sg.
Grupo del manganeso: Mn, Tc, Re,Bh.
Fe, Co, Ni; Ru, Rh, Pd y Os, Ir, Pt. Hs, Mt, Ds.
19
__________________________________________________________________QUÍMICA__________________________________________________________________
Primera serie de transición
Segunda serie de transición
Tercera serie de transición
Cuarta serie de transición
21Sc
a 29Cu
37Y a 47Ag
57La a 79Au
no está completa
Elementos de transición interna, f.- Incluye:
Lantánidos. Primera serie de transición interna
Actínidos. Segunda serie de transición interna
1
elementos de trans ición
d
3
5
57
7
89
58
Actínidos
90
f
Grupos representativos de la tabla periódica
1
a) Metales alcalinos: Li, Na, K, Rb, Cs,
ns
•
•
Se conservan en petróleo o atmósfera inerte.
•
Forman hidróxidos sólidos blancos.
Sus actividades aumentan de arriba hacia abajo.
•
Casi todos sus compuestos son iónicos.
•
No aparecen libres en la naturaleza.
•
Se obtienen por electrólisis de sus cloruros fundidos.
Se obtienen de sus sales fundidas por electrólisis.
•
Las elevadas reactividades se ilustran mediante sus reacciones con el
agua. El potasio, rubidio y cesio arden al ser sumergidos en agua según:
+
K(s) + H2O(l) → [K + OH ](ac) + H2(g) + 481,16 kJ
•
Sus átomos muestran la máxima tendencia a perder electrones.
•
Al aumentar el número atómico aumenta la densidad, volumen atómico,
radio atómico, etc.
2
Tienen tendencia a perder dos electrones y formar cationes divalentes.
•
Los metales de este grupo son más duros que los metales alcalinos.
•
Tienen puntos de fusión y ebullición mayores que los metales alcalinos.
•
Los metales de este grupo no forman iones complejos, ni sus óxidos se
reducen fácilmente con carbón.
•
Estos metales se obtienen por electrólisis de sus sales fundidas.
ns2np5
•
A medida que aumenta el número atómico, son mayores el punto de fusión,
ebullición, densidad, etc.
•
La estabilidad del ion haluro frente a la oxidación disminuye al aumentar el
número atómico.
•
Las moléculas de los halógenos en estado gaseoso son diatómicas;
•
Tienden a formar ácidos y luego sales.
3.4. Elementos de los bloques: s, p, d, f
No aparecen en la naturaleza en estado libre porque se oxidan con
facilidad.
•
ns
•
c) Halógenos: F, Cl, Br, I,
elementos de trans ición interna
Lantánidos
Al aumentar el número atómico aumentan sus puntos de fusión.
•
4
6
Son metales muy blandos.
•
b) Metales Alcalinotérreos: Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra,
58Ce a 71Lu
90Th a 103Lr
s p
elementos representativos
2
•
Se denominan elementos representativos a los elementos que se encuentran en
los extremos izquierdo y derecho de la tabla; al lado izquierdo los metales cuya
configuración electrónica termina en orbitales “s” y a la derecha los no metales
cuya configuración electrónica termina en orbitales “p”.
Los elementos situados en la parte central Grupos del 3 al 12 o familias B, se
denominan elementos de transición y sus distribuciones electrónicas terminan en
orbitales “d”.
Los elementos de la parte inferior se denominan elementos de transición interna:
lantánidos o tierras raras y actínidos se caracterizan porque su distribución
electrónica termina en orbitales “f”.
20
__________________________________________________________________QUÍMICA__________________________________________________________________
o
K (g) +
o
Ca (g) +
Utilizando la numeración romana, los grupos se dividen en familias A y familias
B.
+
418,8 kJ/mol à K (g)
+
589,5 kJ/mol à Ca (g)
-
+ e
+ e
Si se desea arrancar más de un electrón a un átomo neutro, entonces usaremos
los términos: 1ra energía de ionización, 2da energía de ionización, etc. Esta
energía se incrementa al tratar de sacar más electrones, por ejemplo:
o
+
(1ra) Co (g) + 757,3 kJ/mol à Co (g) + e
+
2+
(2da) Co (g) + 1 644 kJ/mol à Co (g) + e
2+
3+
(3ra) Co (g) + 2 231,7 kJ/mol à Co (g) + e-
3.5. Propiedades periódicas
Las variaciones de las propiedades dependen de las configuraciones electrónicas (ordenamiento electrónico del átomo en su estado basal), en especial de la
configuración de la capa externa ocupada y de su distancia con respecto al
núcleo.
Radio atómico.- El tamaño de un átomo está directamente relacionado con el
radio atómico. El radio atómico de un átomo individual no puede medirse
directamente, porque no existe aislado. Por lo tanto el radio atómico se define
como la mitad de la distancia entre los núcleos de dos átomos adyacentes de
una molécula homonuclear, como Cl2, H2, Br2, etc.
En la tabla periódica el radio atómico en los grupos aumenta de arriba hacia
abajo, así en el primer grupo el Li es el más pequeño y el Fr el más grande.
Esto se debe a que el electrón del último nivel se va alejando del núcleo
conforme se incrementa el número atómico, al ocupar niveles de mayor energía.
aum enta
a
u
m
e
n
t
a
H
He
Li
Ne
Na
Ar
K
Kr
Rb
Xe
Cs
Rn
Fr
a
u
m
e
n
t
a
H
el radio atómico disminuye
He
Li
Ne
En la tabla periódica varía de la siguiente manera:
Na
Ar
K
Kr
•
Rb
Xe
Cs
Rn
En un grupo, la energía de ionización de los átomos aumenta de abajo hacia
arriba. Esto se debe a que al aumentar el número de niveles el electrón
periférico se encuentra más alejado del núcleo y por consiguiente tendrá
menor fuerza de atracción.
•
En un período la energía de ionización de los átomos aumenta de izquierda a
derecha. Esto se debe a que aumenta la carga nuclear y de igual manera la
fuerza de atracción de los electrones.
Fr
En un período el radio atómico disminuye de izquierda a derecha, esta tendencia
no parece lógica ya que en los períodos también se va incrementando el
número atómico; pues bien, en un período el número de niveles ocupados es el
mismo, pero conforme se va avanzando a la derecha se incrementa el número
de protones y el número de electrones, aumentando así la atracción entre el
núcleo y la nube electrónica, causando una contracción del átomo y por lo tanto
en un periodo es más pequeño el átomo mientras mayor sea el número atómico.
Energía de ionización
Resumiendo: Los elementos con bajas energías de ionización pierden electrones
más fácilmente. Formando iones positivos.
Afinidad electrónica
La afinidad electrónica (AE) de un elemento es la cantidad de energía que se
absorbe cuando se añade un electrón a un átomo gaseoso aislado para formar
un ión con carga 1. Los elementos con afinidades electrónicas muy negativas
ganan electrones con facilidad para formar iones negativos (aniones). Por
ejemplo:
-Br(g) + 1 e à Br (g)
+ 322 kJ/mol (emite)
O (g) + 1 e à O (g)
+ 142 kJ/mol (emite)
2O (g) + 1 e
à O (g)
- 378 kJ/mol (absorbe)
La primera energía de ionización o primer potencial de ionización es la cantidad
mínima de energía que se requiere para remover al electrón enlazado con menor
fuerza en un átomo aislado para formar un ión gaseoso con carga +1.
Ejemplos:
o
+
Li (g) +
520 kJ/mol à Li (g) + e
21
__________________________________________________________________QUÍMICA__________________________________________________________________
Radios iónicos.- Muchos elementos del lado izquierdo de la tabla periódica, al
combinarse pierden electrones y quedan convertidos en cationes. Mientras que
los elementos del lado derecho tienden a ganar electrones y trasformarse en
aniones.
Comparando los átomos neutros con sus iones positivos o negativos, se puede
afirmar:
a) Los iones simples con carga positiva (cationes), son siempre más pequeños
que sus respectivos átomos neutros.
Na > Na+
Mg >> Mg2+
aument a
a H
u Li
m
Na
e
n K
t Rb
a Cs
He
Ne
Ar
Kr
Xe
Rn
Fr
b)
Considerando la afinidad como energía liberada cuando un átomo gana un
electrón la tendencia en la tabla periódica es la siguiente.
•
Los aniones son siempre más grandes que los átomos neutros
correspondientes:
3P >P
Cl > Cl
En un grupo o columna la afinidad electrónica aumenta de abajo hacia arriba.
• En un período la afinidad electrónica aumenta de izquierda a derecha.
La afinidad electrónica es lo contrario de la energía de ionización. Los elementos
con afinidades electrónicas muy negativas ganan fácilmente electrones, como
los halógenos.
3.6. Tendencias del punto de ebullición y punto de fusión
En un grupo los puntos de fusión y de ebullición se incrementa de arriba hacia
abajo, así por ejemplo en los halógenos los puntos de ebullición para el Cl2, Br2 y
I2 son: -34,6ºC, 58,6ºC y 184,4ºC respectivamente.
En un periodo, para los metales aumentan de izquierda a derecha y en los no
metales se incrementan de derecha a izquierda.
Electronegatividad.- La electronegatividad de un elemento mide la tendencia
relativa del átomo a atraer electrones hacia sí cuando se combina químicamente
con otro átomo. Las electronegatividades de los elementos se expresan en la
escala de Pauling.
Carácter metálico y no metálico
A lo largo de cualquier periodo, las propiedades físicas y químicas de los
elementos cambian de manera gradual de metálicas a no metálicas. La
comparación de las propiedades de los elementos del mismo grupo es más
válida si se trata de elementos del mismo tipo en relación con su carácter
metálico.
aume nta
d
i
s
m
i
n
u
y
e
H
He
Li
Ne
Na
Ar
K
Kr
Rb
Xe
Cs
Rn
a
u
m
e
n
t
a
Valencia
Es el número de electrones que un átomo puede ganar o perder para conseguir
una distribución electrónica de gas noble, como el máximo de electrones en
último nivel ocupado o nivel de valencia es 8, entonces, las valencias fluctúan
entre 1 y 4
Cada elemento sólo tiene una valencia y depende del grupo en que se
encuentra:
Fr
En los grupos la electronegatividad va disminuyendo de arriba hacia abajo,
conforme aumenta el número atómico, mientras que en los períodos se
incrementa de izquierda a derecha.
Los elementos más electronegativos están en el lado derecho superior de la
tabla (Halógenos F) y los menos electronegativos se ubican en el lado inferior
izquierdo (metales alcalinos, Fr).
22
Grupo
IA
IIA
IIIA
IVA
VA
VIA
VIIA
VIIIA
Valencia
1
2
3
4
3
2
1
0
__________________________________________________________________QUÍMICA__________________________________________________________________
Estado de oxidación
3.
Diga que proposiciones son correctas
I. Actualmente los elementos químicos se ubican en 18 grupos y 7
periodos.
II. El primer, segundo y tercer periodo contienen 2,8 y 18 elementos
químicos; a partir del cuarto periodo son 32 elementos, hasta el séptimo
que aun es incompleto.
III. Los grupos 1, 2, 3, 4 y 5 contienen 7 elementos químicos cada uno
A) Solo I
B) Sólo II
C) Sólo III
D) I y II
E) II y III
4.
Según la ley periódica moderna marque lo correcto:
I) Fue establecida por Mendeleiev en 1913.
II) Las propiedades físicas de los elementos no tienen variación.
III) Las propiedades físicas y químicas de los elementos varían en función
periódica de números atómicos.
IV) Las propiedades químicas de los elementos varían en función periódica
de sus masas atómicas.
V) Las propiedades químicas de los elementos varían en función periódica
de sus valencias.
5.
Indique verdadero (V) o falso (F) según corresponda:
I. Los grupos 1, 2, 13, 14, 15, 16, 17 y 18 son elementos representativos.
II. Los grupos 3 al 12 son elementos de transición.
III. Los electrones de valencia de los elementos de transición se ubican en
orbitales s y d.
IV. Los gases nobles ubican sus electrones de valencia en orbitales s y p,
excepto el helio.
I) VVV
B) FFFF C) FVFV
D) VFVF
E) VVFV
6.
Indique la verdad (V) o falsedad (F) de las siguientes relaciones:
I. Periodo - arreglo horizontal
II. Grupo - diferente nivel de valencia
III. Periodo - igual nivel de valencia
IV. Grupo - igual configuración electrónica en la última capa.
Es el número aparente de electrones ganados o perdidos en promedio por los
átomos de un elemento cuando forma un compuesto. Así por ejemplo el Na en el
NaCl pierde un electrón por átomo por lo tanto su número de oxidación es +1.
El O en el H 2O aparentemente gana 2 electrones por lo tanto su número de
oxidación es -2.
Grupo
IA
IIA
IIIA
IVA
VA
VIA
VIIA
VIIIA
Números de
oxidación
+1
+2
+3
+4
+2
+5
+3
+6
+4
+2
0
-4
-3
-2
+7
+5
+3
+1
-1
3.7. Ejercicios
1.
I)
Indique la verdad (V) o falsedad (F) de las siguientes proposiciones:
Mendeleiev clasificó los elementos químicos en orden creciente de sus
“pesos atómicos”, agrupándolos en grupos y en periodos, primando siempre
las propiedades químicas y físicas.
II) Meyer al clasificar los elementos químicos en orden creciente de sus “pesos
atómicos”, dejó espacios vacíos para ubicar los futuros elementos no
descubiertos
III) La periodicidad establecida por Mendeleiev le permitió predecir la
propiedades de algunos elementos aún no descubiertos
A) V V V
B) F F F
C) V V F
D) V F V
E) F V V
2.
Indique la proposición incorrecta, respecto a la Tabla Periódica.
A) Meyer pone en manifiesto que se obtienen curvas periódicas al representar.;
frente al “peso atómico”, diversas propiedades como: fusibilidad, volatilidad,
maleabilidad, fragilidad y comportamiento electroquímico.
B) Mendeleiev ordena los elementos en forma de tabla, de acuerdo a su “peso
atómico” y desde el punto de vista química
C) Mendeleiev considera en su ordenamiento los periodos.
D) Sólo Meyer dejó espacios vacíos en 12 tablas para ubicar elementos aun no
conocidos.
E) La ley periódica surgió de modo empírico antes de conocerse sus
fundamentos
A) FFFF
7.
C) VVFF
D) VVVF
E) VVVV
Indique cuál de las siguientes preposiciones es incorrecta:
Los metales alcalinotérreos tienen sus electrones de valencia en subnivel
s.
II) Los no metales y los semimetales tienen electrones de valencia en
subniveles s y p
III) Los no metales y los semimetales están ubicados en el mismo bloque de
la tabla Periódica
IV) En el grupo de los halógenos no existen semimetales.
V) Ningún elemento de transición es no metal
I)
23
B) VFFF
__________________________________________________________________QUÍMICA__________________________________________________________________
8.
13. Señale las proposiciones verdaderas (V) o las falsas (F)
I. Son ejemplos de metales del bloque s: H, Na, K, Ca.
II. Son elementos de transición: Fe, Co, Ni.
III. Los elementos del bloque f son metales
A) VVV
B) FVF
C) VFV
D) FVV
E) FFF
Dada la configuración de los siguientes elementos:
A : [ Ar ]4 s 3d
2
10
B : [ Ar ]4 s 2 3d 10 4 p 1
C : [He]2 s 2 3 p 5
I)
II)
III)
IV)
V)
9.
14. Indique la veracidad (V) o falsedad (F) de las proposiciones siguientes:
I. El hidrógeno es un alcalino (Z = 1)
II. El elemento con Z= 17 pertenece al bloque “p”
III. El elemento con (Z =30) pertenece a un elemento de transición
A) VVV
B) FFV
C) FFV
D) VFV
E) VVF
A y B son metales
A y B son no metales
A y C son no metales
B y C son no metales
A y B son no metales
15. Un elemento con la configuración de valencia:
2
10
4
5s 4d 5p se llama
A) Teluro
B) Antimonio
C) Germanio
D) Zinc
E) Selenio'
Diga qué proposición es correcta:
I. Los elementos: Hg, Cu, Au, P, Ca, Na, son metales
II. Los elementos: C, B, N, S, O, Cl , son no metales.
III. Los elementos: Cr, Mn, Zn, Al , Ge, Te son semimetales
IV. Los elementos metálicos, no metales, semimetales y gases nobles,
constituyen todos los elementos químicos existentes
A) Sólo I
B) Sólo II
C) Sólo III
D) Sólo IV
E) I y II
16. Determine la ubicación de un elemento que tiene un catión divalente
con 36e- , señalando su periodo y grupo respectivo.
A) P: 3
B) P: 4
C) P: 4
G: IIA
G: VIA
G: IA
10. Señale las proposiciones correctas.
I. Los elementos representativos sólo terminan en subniveles s, en su
configuración electrónica.
II. Todos los elementos de transición son metales.
III. Los elementos representativos, todos son no metales.
A) Sólo I
B) Sólo II
C) Sólo III
D) I y II
E) II y III
D) P: 3
G: VIA
17. Indique la veracidad (V)o falsedad (F) de las siguiente proposiciones:
I. El Oxígeno (Z=8) pertenece a la familia de los anfígenos
II. Los elementos de transición interna pertenece al grupo IIIB.
III. El 29Cu pertenece al grupo VIIIB.
A) VVV
B) VFV
C) VVF
D) VFF
E) FVV
11. Qué configuración no corresponde al elemento indicado?
II.
Cr : [Ar ]4s1 3d 5
2
10
1
31 Ga : [ Ar ]4 s 3d 4 p
III.
55
I.
24
Cs : [ Xe]6 s 2
A) Sólo I
B) Sólo II
C) Sólo III
D) I y II
E) P: 5
G: IIA
TEMA 4
E) II y III
12. Indique la veracidad (V) o falsedad (F) de las siguientes proposiciones:
I. Se trata de un elemento representativo, 19K.
II. Se trata de un elemento de transición, 21Sc
III. La configuración electrónica de un elemento alcalino terreo termina en
1
s
A) VVV
B) VFV C) VVF D) FVV
E) VFF
ENLACES QUÍMICOS
Introducción
En la mesa de casi todas las cafeterías podemos encontrar dos sustancias
cristalinas blancas: sal de mesa y azúcar granulada. A pesar de su aspecto tan
similar, la sal de mesa es cloruro de sodio, NaCl soluble en agua, que se
24
__________________________________________________________________QUÍMICA__________________________________________________________________
+
-
4.3. Representación Lewis, regla del octeto
compone de iones sodio, Na e iones cloruro, Cl . El azúcar granulada no
contiene iones, mas bien, consta de moléculas de sacarosa, C12H22O 11, en los
que existen fuertes enlaces covalentes entre los átomos de cada molécula.
Generalmente nos hacemos las siguientes preguntas respecto a la naturaleza
de las sustancias:
¿Por qué reaccionan los átomos de los distintos elementos?
¿Por qué algunas sustancias se componen de iones y otras de moléculas?
¿Cuáles son las fuerzas que contienen unidos a los átomos en las moléculas y a
los iones en los compuestos iónicos?
¿Qué formas adoptan?
Los símbolos de electrón punto, llamados también símbolos de puntos de Lewis,
son una forma de mostrar los electrones de valencia de los átomos y de
seguirles el camino durante la formación de enlaces.
El símbolo de electrón-punto para un elemento consiste en el símbolo químico
del elemento más un punto por cada electrón de valencia. Por ejemplo, el Flúor
2
2
5
tiene la configuración electrónica 1s , 2s , 2p , por tanto, su símbolo de electrónpunto muestra siete electrones de valencia:
••
:F.
Las respuestas se encuentran en las estructuras electrónicas de los átomos en
cuestión y en la naturaleza de las fuerzas químicas dentro de los compuestos.
••
En esta balota se examinará las relaciones entre estructura electrónica, fuerzas
de enlace químico y propiedades de las sustancias.
Debido a que se consideran los electrones de valencia, es decir los electrones
de los orbitales s y p.
Las fuerzas químicas se clasifican en: enlaces iónicos, enlaces covalentes y
enlaces metálicos.
Observe que los puntos se colocan en los cuatro lados del símbolo atómico:
arriba, abajo y a la izquierda, a la derecha. Cada lado puede dar cabida a dos
electrones como máximo. Los cuatro lados del símbolo son equivalentes, la
colocación de dos electrones o de uno es arbitraria.
Enlace Químico
Puede definirse como las fuerzas que mantiene unidos a los átomos de
elementos y compuestos se llaman enlaces químicos. Para que se forme un
enlace químico, entre dos átomos, debe haber una disminución neta de energía
potencial del sistema, es decir, los iones o moléculas producidas por las
distribuciones electrónicas deben estar en un estado enerogético mas bajo que
el de los átomos aislados.
4.3.1. Símbolos de electrón-punto
Elemento
Configuración
electrónica
Li
[He]2s1
1 , IA
Be
ENLACE
QUIMICO
•
Li
Clasificación
ENLACE
INTERATOMICO
Símbolo de
Nº de grupo en la
electrón-punto
tabla periódica
- Ionico
- Normal o no polar
- Covalente
- Covalente polar
- Metálico
[He]2s2
2 , IIA
•
B
[He]2s2 2p1
C
2
[He]2s 2p
2
- Puente de hidrógeno
- Fuerzas de dispersión de London
FUERZAS
Interacción dipolo – dipolo
INTERMOLECULARES
Interacción dipolo – dipolo inducido
B•
14 , IVA
•
•
FUERZAS DE
VAN DER WAALS O
13 , IIIA
•
•
- Coordinado
•
Be
C
•
•
N
2
[He]2s 2p
3
•
•
N:
•
25
15 , VA
__________________________________________________________________QUÍMICA__________________________________________________________________
O
[He]2s2 2p4
•
F
2
[He]2s 2p
5
aparear totalmente estos electrones para lograr un octeto alrededor de cada
átomo.
16 , VIA
•
: O
•
•
••
:F
•
2) Moléculas en las que un átomo tiene menos de un octeto:
17 , VIIA
••
Ne
2
[He]2s 2p
6
••
: Ne :
F
Cuando hay menos de ocho electrones
alrededor de un átomo en una molécula o ión.
Esta situación la presentan los compuestos
de boro y berilio. Por ejemplo, el trifluoruro de
boro, BF3
18 , VIIIA
••
Los electrones de valencia que participan en los enlaces químicos se denominan
electrones de valencia. El término valencia está relacionado con la formación de
enlaces químicos.
Los electrones de valencia son los que residen en la capa electrónica exterior
parcialmente ocupada de un átomo.
El número de electrones de valencia de cualquier elemento es el mismo que el
número de grupo en el que está el elemento de la tabla periódica. Por ejemplo,
los símbolos de Lewis para el oxígeno y el azufre, miembros del grupo 16, tienen
seis puntos.
2
4
Oxígeno [He]2s 2p
2
4
Azufre [He]3s 3p
Los átomos con frecuencia ganan, pierden o comparten electrones tratando de
alcanzar el mismo número de electrones que los gases nobles más cercanos a
ellos en la tabla periódica. Los gases nobles con excepción del helio, tienen ocho
electrones valencia. Muchos átomos que sufren reacciones también terminan en
ocho electrones de valencia.
B
F
F
Sólo hay seis electrones alrededor del boro. El comportamiento químico es
congruente con esta representación.
3)
Moléculas en las que un átomo tiene más de un octeto:
Cl
Consiste en moléculas o iones en lo que
hay más de ocho electrones en la capa
de valencia de un átomo. Por ejemplo, la
estructura Lewis para el PCl5 es:
Cl
Cl
P
Cl
Cl
El fósforo, P tiene 10 electrones, su capa de valencia está expandida. Otros
ejemplos con capas de valencia expandidas son SF4, AsF6 , ICl4.
4.4. Enlace Iónico
El término enlace iónico se refiere a las fuerzas electrostáticas que existen entre
iones con carga opuesta. Los iones pueden formarse a partir de átomos por
transferencia de uno o más electrones de un átomo a otro. Las sustancias
iónicas casi siempre son el resultado de la interacción entre metales de extrema
izquierda de la tabla periódica y no metales de extrema derecha (excluidos los
gases nobles).
El Enlace iónico o electrovalente se forma cuando uno o más electrones del nivel de
valencia de un átomo, se transfieren al nivel de valencia de otro, transformándose
ambos en iones positivo y negativo, respectivamente, y atrayéndose entre sí
electrostáticamente. El átomo que ha perdido uno o más electrones de valencia
posee carga positiva (ion positivo o catión); del mismo modo, el átomo que ha
ganado uno o más electrones posee carga negativa (ion negativo o anión); a estos
iones se les conoce por electrolitos, porque estos conducen la corriente eléctrica.
Los compuestos que contienen enlace predominante iónico se conocen como
compuestos iónicos. Esta atracción electrostática entre los iones de carga contraria
4.3.2. Regla del Octeto
Los átomos tienden a ganar, perder o compartir electrones hasta estar rodeados
por ocho electrones de valencia. Un octeto de electrones de valencia dispuestos
alrededor del átomo como en la configuración del Neón es:
••
: Ne :
••
4.3.3. Excepciones a la Regla del Octeto
Tiene limitaciones al tratar las siguientes situaciones en la que intervienen
enlaces covalentes:
1) Moléculas con número impar de electrones:
En las moléculas como ClO 2, NO y NO2 el número de electrones es impar.
Por ejemplo, el NO contiene 5 + 6 = 11 electrones de valencia, es imposible
26
__________________________________________________________________QUÍMICA__________________________________________________________________
es el enlace llamado iónico. Los compuestos iónicos en estado fundido o en
soluciones acuosas contienen iones (átomos con carga eléctrica), los cuales
originan una diferencia del potencial, que permite el paso de la corriente eléctrica.
Por lo general, estos compuestos son sólidos con puntos de fusión altos (> 400
ºC), muchos de ellos son solubles en agua, la mayoría es insoluble en solventes
no polares, los compuestos fundidos, así como, sus soluciones acuosas
conducen bien la electricidad porque contienen partículas móviles con carga. Por
ejemplo: NaCl, MgCl2, Li2O, CaO, Al2O 3, Mg3N2, etc.
Cuando el sodio metálico, Na (s), se pone en contacto con Cloro gaseoso, Cl2(g)
ocurre una reacción violenta. El producto de esta reacción tan exotérmica es
cloruro de sodio sólido.
Na
1
+ Cl
→ NaCl
(s) 2 2(g)
(s)
2
•
+O
(s)
Ca • +
[Ar ]4s
2(g)
••
•
O
→
→
•
••
2
2
2
1s 2s sp
4
2
CaO
(s)
Ca 2 +
••
: O :2 −
[Ar ]
••
[Ne]
Hay una transferencia de dos electrones del átomo de calcio al átomo de
2+
oxígeno. El ión Calcio (Ca ) formado tiene la configuración electrónica del
argón, el ión óxido es isoelectrónico con el neón y el compuesto, CaO, es
eléctricamente neutro.
En muchos casos, el catión y el anión en un compuesto no tienen la misma
carga. Por ejemplo cuando el litio se quema en aire y forma óxido de litio (Li2O),
la ecuación balaceada es:
∆H o = - 410,9 kJ/mol
f
+
Ca
-
El cloruro de sodio se compone de iones Na y Cl , que están dispuestos en una
matriz tridimensional, cada uno de los iones Na+ está rodeado por seis iones Cl- ,
+
y cada ión Cl está rodeado por seis iones Na , según de siguiente figura:
4 Li( s ) + O2(s) → 2Li 2 O (s)
-
Cl
Na
+
Cl
-
Na
+
Cl
Na
+
Cl
Na
+
Cl
-
Na
+
Cl
Na
-
+
Cl
Na
+
Cl
Na
••
•
O→
•
••
Cl
-
2 Li • +
+
Na
-
2 Li +
•• 2 −
O
••
o (Li O)
2
1s2 2s1 1s22s22p4 [He][Ne]
+
El oxígeno recibe dos electrones de cada uno (de los átomos de litio) para
formar el ión óxido.
+
-
La formación del ión Na (catión) a partir de Na y del ión Cl (anión) a partir del
Cl2, indica que un átomo de sodio, perdió un electrón, y que un átomo de cloro lo
ganó:
Energía reticular
Energía reticular se define como la energía requerida para separar
completamente un mol de un compuesto iónico sólido en sus iones y no sólo de
la interacción catión con un anión.
La energía reticular es una medida cuantitativa de la estabilidad de cualquier
sólido iónico. Depende de las interacciones de todos los iones y no sólo de la
interacción catión con un anión.
La energía reticular se define como la energía requerida para separar
completamente un mol de un compuesto iónico sólido en sus iones en estado
gaseoso.
Na → Na + + 1eCl + 1e− → Cl−
El NaCl es representativo de los compuestos iónicos, implica un metal con
energía de ionización baja y un no metal con elevada afinidad por los electrones.
Según los símbolos de electrón-punto se puede representar esta reacción como
sigue:
Na • +

+ 
Cl : → Na + : Cl :
••
•
••
••

••
−
La energía reticular se puede calcular utilizando la ley de Coulomb (si se conoce
la estructura y la composición de un compuesto iónico) la cual establece que “la
energía potencial (E) entre dos iones es directamente proporcional al producto
de sus cargas e inversamente proporcional a la distancia que los separa”. Para

Muchas otras reacciones comunes llevan a la formación de enlaces iónicos. Por
ejemplo, al quemar calcio en presencia de oxígeno se forma óxido de calcio:
27
__________________________________________________________________QUÍMICA__________________________________________________________________
+
-
4.5. Enlace Covalente
iones individuales de Li y Cl separados por una distancia r la energía potencial
del sistema está dada por:
E=k
Q Li + Q F −
r
Donde:
Q Li +
y
El enlace covalente se debe a que se comparten uno o más pares de electrones
entre dos átomos, debido a que diferencia de electronegatividades no es
suficientemente grande como para que se efectúe una transferencia de
electrones; por lo tanto, no pierden ni ganan electrones, sino que los comparten.
Por consiguiente, este tipo de enlace se encuentra en todas las moléculas
constituidas por elementos no metálicos, combinaciones binarias que estos
elementos forman entre si, tales como hidruros gaseosos y en los compuestos
de carbono. En la mayoría de los enlaces covalentes participan dos, cuatro o
seis electrones, es decir, uno, dos o tres pares de electrones; formado enlaces
covalentes simples, dobles o triples, por aportes equitativos de cada átomo. Los
compuestos que contienen enlace predominantemente covalente se llaman
compuestos covalentes. Por lo general, estos compuestos son gases, líquidos o
sólidos con puntos de fusión bajos (< 300 ºC), muchos de ellos son insolubles en
agua, la mayoría es soluble en solventes no polares, los compuestos líquidos o
fundidos no conducen la electricidad, las soluciones acuosas de la mayoría de
los compuestos covalentes suelen ser malas conductoras de la electricidad
porque no contienen partículas con carga.
Según la teoría de enlace de valencia (TEV), los enlaces covalentes se forman
por el solapamiento de dos orbitales atómicos, cada uno de los cuales tiene un
solo electrón.
Los ejemplos más comunes de enlaces covalentes se observan en las
interacciones de los elementos no metálicos entre sí.
La molécula de hidrógeno, H 2, utilizando la simbología Lewis se forma según:
Q F − son las cargas de los iones Li+ y F-
k = constante de proporcionalidad
E, es una cantidad negativa entonces la formación de un enlace iónico a partir
+
de Li y F es un proceso exotérmico. En consecuencia para invertir el proceso
se debe aportar energía, es decir la energía reticular del LiF es positiva, por lo
+
que el par de iones Li y F enlazado es más estable que los iones separados.
También se puede determinar la energía reticular indirectamente mediante el
ciclo de Born-Haber. Este procedimiento relaciona las energías reticulares de los
compuestos iónicos con las energías de ionización, afinidad electrónica y otras
propiedades atómicas y moleculares. El cielo de Born – Haber define las
distintas etapas que preceden a la formación de un sólido iónico.
Existe cierta correlación entre la energía reticular y el punto de fusión. Cuanto
mayor es la energía reticular más estable es el sólido y los iones se enlazan con
más fuerza. Por ello, se requiere mayor energía para fundir dicho sólido y éste
tendrá mayor punto de fusión que aquel que tenga menor energía reticular.
Ejemplos de energía reticulares y puntos de fusión.
Compuesto
Energía reticular
(kJ/mol)
Punto de fusión (ºC)
LiF
1017
854
LiCl
828
610
LiBe
787
550
LiI
732
450
NaCl
788
801
NaBr
736
750
NaI
686
662
KCl
699
772
KBr
689
735
KI
632
680
H • + • H → H: H
El par de electrones compartidos proporciona a cada átomo de hidrógeno dos
electrones en su orbital de capa de valencia (1s), teniendo la configuración del
gas noble helio. La energía mínima que corresponde a la disposición más
estable aparece a una distancia internuclear de 0,74 Å. De forma análoga,
cuando dos átomos de cloro se combinan para formar la molécula Cl2 se tiene:
••
:Cl
••
••
•
+ • Cl:→
••
••
••
••
••
: Cl : Cl:
Cada átomo de cloro, al compartir el par de electrones de enlace, adquiere ocho
electrones (un octeto) en su capa de valencia.
Al escribir estructuras Lewis normalmente indicamos con una línea cada par de
electrones compartido entre dos átomos y los pares de electrones no
28
__________________________________________________________________QUÍMICA__________________________________________________________________
distorsiona en dirección del átomo más electronegativo; es decir, el par de
electrones se comparte en forma desigual, generando dipolos, cargas parciales
de signo contrario. Todas las moléculas diatómicas heteronucleares, como HF,
HCl, HBr, HI, etc., poseen este tipo de enlace.
Por ejemplo el fluoruro de hidrógeno, HF, en este enlace, el H y F no son átomos
idénticos y no atraerán a los electrones con la misma fuerza. El átomo de flúor
tiene mayor electronegatividad (4,0) respecto al hidrógeno (2,1) por lo que
atraerá al par electrónico compartido con mucha más fuerza que el hidrógeno.
Presentan distribución asimétrica de la densidad electrónica, se distorsiona en la
dirección del átomo de flúor más electronegativa.
compartidos se dibujan con puntos siguiendo esta convención, las estructuras de
Lewis para H2 y Cl2 se dibujan así:
H H
••
••
••
••
: Cl Cl :
Los pares de electrones compartidos no se encuentran en posiciones fijas entre
núcleos.
Para los no metales, el número de electrones de valencia es igual al número de
grupo. Por lo que elementos del grupo 17, forman un enlace covalente para
alcanzar el octeto, elementos del grupo 16 como O, formarán dos enlaces
covalentes, los elementos del grupo 15 como N, formarán tres enlaces
covalentes y los elementos 14 como C, formarán cuatro enlaces covalentes. Por
ejemplo:
δ
( F > H) →
HF
H
H
H F
H O
H N H
H
H
H C
δx
δ+
F
δ
F
H
-
H
La δ sobre el átomo de H indica una “carga positiva parcial”. La δ sobre el Flúor
indica una “carga negativa parcial” o sea que el extremo de flúor es negativo con
respecto al extremo del hidrógeno.
+
H
4.5.1. Enlace Covalente normal o no polar
Se produce entre dos átomos idénticos (electronegatividades iguales),
generando una distribución simétrica de la densidad electrónica alrededor de los
núcleos de los dos átomos; es decir, el par de electrones se comparte de
manera igual. Todas las moléculas diatómicas homo nucleares, como H2, O2, N 2,
F2 Cl2, etc., poseen este tipo de enlace.
-
Los enlaces covalentes polares pueden considerarse como intermedios entre los
enlaces covalentes puros y los enlaces iónicos. La polaridad a veces se describe
como carácter iónico parcial que normalmente aumenta al hacerlo la diferencia
de electronegatividad entre los átomos unidos.
La separación de cargas de un enlace covalente polar crea un dipolo, polos
negativo y positivo que aparecen en el proceso de separación de cargas.
En el caso de la molécula de hidrógeno, H2 la densidad electrónica se representa:
+
+
A mayor diferencia de electronegatividades (∆EN) mayor será el dipolo o mayor
la separación de la densidad electrónica en la molécula. Por ejemplo, si
consideramos las moléculas covalentes HF, HCl, HBr y HI sus dipolos son
diferentes porque el F, Cl, Br, y I tienen distinta electronegatividad.
+
Moléculas biatómicas homonucleares.
Presentan enlace covalente no polar: H2, O2, N2, F2 y Cl2.
∆(EN)
H -F
H - Cl
H - Br
H - I
2,1 4,0
2,1 3,0
2,1 2,8
2,1 2,5
1,9
0,9
0,7
0,4
4.5.2. Enlace covalente polar o enlace polar
Una regla que ayuda a distinguir un enlace polar, no polar o un enlace iónico es
la diferencia de electronegatividades entre dos átomos enlazados si es dos o
Se produce entre dos átomos con diferentes electronegatividades, generando
una distribución asimétrica de la densidad electrónica, la densidad electrónica se
29
__________________________________________________________________QUÍMICA__________________________________________________________________
líneas, que representan un doble enlace. Un triple enlace corresponde a tres
pares de electrones que se comparten. Por ejemplo:
mayor forma enlace iónico, cuando es menor que 0,9 se forma un enlace no
polar y enlace polar cuando la diferencia está entre 0,9 y 1,7. El HF, H 2O, HCl,
presentan enlace covalente polar.
HF
H–F
4.5.3. Enlace covalente coordinado
Se define como un enlace covalente en el cual uno de los átomos cede los dos
electrones.
Se produce cuando dos átomos comparten un par de electrones, pero dicho par
procede solamente de uno de los átomos combinados; es decir, uno de los
átomos aporta el par de electrones (donante) y el otro aporta un orbital vació
(aceptor). Los compuestos de coordinación presentan este tipo de enlace; estos
compuestos presentan iones metálicos de transición, los cuales poseen orbitales
d vacíos que pueden aceptar compartir pares electrónicos.
F B
F
F
H
F B
N
F
H
H
+
N H
H
N2
••
••
••
:N ≡ N :
O =C = O
La distancia entre los átomos enlazados disminuye al aumentar el número de
pares de electrones que se comparten. Por ejemplo:
N–N
N=N
N≡N
1,47 Å
1,24 Å
1,10 Å
4.5.5. Resonancia
El término resonancia en sí mismo significa el empleo de dos o más estructuras
de Lewis para una molécula particular. Ninguna de las estructuras de resonancia
representa adecuadamente a la molécula real. Presentan enlaces conjugados.
Los dobles enlaces están alternados con uno simple. Ejemplo:
La reacción del trifluoruro de boro con el amoníaco representada con estructura
de Lewis el boro sólo tiene seis electrones de valencia a su alrededor según,
F
CO2
••
C
H
C
C
C
Al dibujar la estructura de Lewis del ozono (O3), el enlace doble se puede
colocar en cualquier extremo de la molécula, dando dos estructuras equivalentes
según:
El enlace BßN difiere de los otros debido a que el par de electrones es cedido
solamente por el átomo de N. Este tipo de reacción se define como un ácidobase Lewis.
O
O O
O O O
Ninguna de estas dos estructuras explica las longitudes de enlaces conocidos en
el O3. Se utilizan ambas estructuras de Lewis para representar la molécula de
ozono.
Ácido Lewis.- Es toda sustancia capaz de aceptar un par de electrones en
+
+
compartición. H , Na , AlCl3.
O
Base Lewis.- Es toda sustancia capaz de donar un par de electrones en
compartición, Ejemplo Cl , NH3,
O O
O O O
La doble flecha indica que las estructuras mostradas son estructuras de
resonancia.
De acuerdo a esta definición, una reacción de neutralización es la formación de
un enlace covalente coordinado entre el donador del par y el aceptor del par.
La estructura de resonancia para el ion carbonato es:
4.5.4. Enlace covalente: simple, doble, triple
En muchas moléculas, los átomos completan un octeto compartiendo más de un
par de electrones entre ellos.
Cuando se comparte un par de electrones constituye un solo enlace covalente,
enlace sencillo. Cuando se comparten dos pares de electrones, se dibuja dos
O
O
30
C O
O
O
O
C O
O
C
O
__________________________________________________________________QUÍMICA__________________________________________________________________
La estructura de resonancia para la molécula de benceno es:
requiere 16 kJ/mol para vencer las atracciones intermoleculares entre las
moléculas HCl en el HCl líquido y vaporizado. En cambio, la energía necesaria
para romper el enlace covalente y disociar el HCl en átomos de H y Cl es de 431
kJ/mol.
Muchas propiedades de los líquidos, incluido punto de ebullición reflejan la
intensidad de las fuerzas intermoleculares. Cuanto más intensas son las fuerzas
de atracción, más alta es la temperatura a la que el líquido hierve. Asimismo, el
punto de fusión de un sólido se incrementa al elevarse la intensidad de las
fuerzas intermoleculares.
4.5.6 Propiedades de las sustancias covalentes
1. Gas, líquido o sólidos de bajo punto de fusión.
2. La mayoría son insolubles en disolventes polares.
3. La mayoría son solubles en disolventes no polares.
4. Los líquidos y sólidos no conducen la electricidad
5.
6.
4.7.1 Enlace de hidrógeno
Los puentes de hidrógeno son un tipo especial de atracción intermolecular que
existe entre el átomo de hidrógeno de un enlace polar (sobre todo un enlace H –
F, H – O o H – N) y un par de electrones no compartido en un ión o átomo
electronegativo cercano (usualmente un átomo F, O o N de otra molécula). Los
puentes de hidrógeno pueden considerarse como atracciones dipolo – dipolo
único.
Por ejemplo:
Las disoluciones acuosas son malas conductoras de la electricidad
porque no contienen partículas cargadas.
Presentan bajo punto de ebullición.
4.6. Enlace Metálico
••
Los enlaces metálicos se encuentran en metales sólidos como cobre, hierro, y
aluminio. En los metales, cada átomo metálico está unido a varios átomos
vecinos. Los electrones de enlace tienen relativa libertad para moverse dentro de
toda la estructura tridimensional. Los enlaces metálicos originan propiedades
metálicas típicas como:
1) Una superficie metálica reciente tiene un lustre característico.
2) Presentan elevada conductividad térmica, así los metales que podemos
manipular con las manos desnudas producen una sensación fría.
3) Tienen una alta conductividad eléctrica; la corriente eléctrica fluye
fácilmente a través de ellos.
4) La conductividad térmica de un metal es por lo común paralela a su
conductividad eléctrica.
5) Casi todos los metales son maleables y dúctiles pueden formar hojas
delgadas y alambres.
Casi todos los metales forman estructuras sólidas en los que los átomos están
dispuestos como esferas empacadas de manera compacta.
a)
HF
H – F.... H -
F:
••
(Los puntos (....) representan el Puente de hidrógeno)
••
••
b)
H2O
H −O:
|
H
¨¨
H −O:
|
H
Las líneas continuas representan Enlaces covalentes
c)
NH3
H
H
H N : .... H N :
H
4.7. Enlace intermolecular Fuerzas de Van der Waals
H
H
Las propiedades físicas de los líquidos y sólidos moleculares, se deben en gran
medida a las fuerzas intermoleculares, fuerzas que existen entre moléculas. Las
intensidades varían dentro de un intervalo amplio, pero generalmente son
mucho más débiles que los enlaces iónicos o covalentes. Por ejemplo, sólo se
••
:•F• : .... H O:
H
31
••
H N : .... H O :
H
H
__________________________________________________________________QUÍMICA__________________________________________________________________
••
H O:
estas propiedades indican que las fuerzas entre las moléculas H2O son
anormalmente intensas.
Estas fuertes atracciones intermoleculares del H 2O son el resultado de los
puentes de hidrógeno.
H
.... H N :
H
H
Importancia de los puentes de hidrógeno
Los puntos de ebullición de los hidruros simples de los elementos de los grupos
16 y 17 se muestran a continuación.
Compuesto
Punto de
ebullición (ºC)
100
-62
-42
-4
H2O
H2S
H2Se
H2Te
Compuesto
HF
HCl
HBr
HI
1)
2)
3)
Punto de
ebullición (ºC)
19
-84
-67
-35
Son importantes para estabilizar las proteínas, que son componentes clave
de la piel, los músculos y otros tejidos estructurados de los animales.
Hacen posible la transmisión de información genética mediante el DNA.
La densidad del hielo a 0ºC (0,917 g/mL) es menos que la del agua líquida a
0ºC (1,00 g/mL), lo que se puede entender en términos de las interacciones
de puente de hidrógeno entre moléculas del agua, esto es
a. Adoptan la disposición ordenada abierta.
b.
Una masa dada de hielo ocupa un mayor volumen que la misma
masa de agua líquida.
Temperatura (ºC)
100
H2O
Enlace covalente Enlace de H
HF
0
H2Se
H2S
-100
0
H2Te
HI
HBr
Longitud del enlace de H
HCl
50
100
150
Masa molecular
En general, el punto de ebullición se eleva al aumentar el peso molecular,
porque las fuerzas de London o dispersión son más grandes. La excepción
notable a esta tendencia es el H2O, cuyo punto de ebullición es mucho más alto
que el que esperaríamos con base en su peso molecular. Los compuestos NH3 y
HF también tienen puntos de ebullición anormalmente altos. Además, estos
compuestos tienen muchas otras características que los distinguen de otras
sustancias con peso molecular y polaridad similares. Por ejemplo el agua tiene
un punto de fusión alto, calor específico alto y calor de vaporización alto. Todas
4)
32
La densidad del hielo en comparación con la del agua líquida afecta
profundamente la vida en la Tierra. El hielo flota en ella. Cuando se forma
__________________________________________________________________QUÍMICA__________________________________________________________________
3)
hielo por lo frío del tiempo, cubre la superficie de un lago y aísla el agua que
está abajo. Si el hielo fuera más denso que el agua, el hielo que se forma en
la superficie de un lago se hundiría al fondo y el lago podría congelarse por
completo. Casi ningún organismo acuático podría sobrevivir en tales
condiciones.
5)
4) Si el elemento “X” tiene caracterizado a su último electrón con el
El agua es una de las pocas sustancias que se expande al congelarse,
debido a que la estructura del hielo es más abierta que la del agua líquida.
Esto hace que las tuberías de agua se revienten cuando el clima está frío.
siguiente conjunto de números cuánticos: 4, 1, 0, -
-
+
6) Marque verdadero (V) o falso (F) según convenga
. Hay compuestos binarios formados por un metal y un no metal, no son
iónicos
. Hay compuestos iónicos formados solo por átomos no metálicos
. En el Al2O3 se transfieren 6 electrones de valencia
. En el Ca3N2 el calcio es anión y el nitrógeno catión
-
A) VVFF
A) NH3
17
X
y
W
37
E) VVVF
B) H2O
C) CH 4
D) O3
E) H 2
A) F2
B) HCl
C) N 2
D) NH3
E) BF3
9) ¿Cuántos pares solitarios se pueden encontrar en una molécula de
H 2SO 4?
A) 1
B) 2
C) 3
D) 4
E) 5
Cuando el elemento magnesio se combina con el elemento cloro,
cada átomo de magnesio…
A) Gana dos electrones B) Pierde dos electrones
C) Pierde un electrón D) Gana un electrón
E) No gana ni pierde electrones
Si se tiene los elementos
D) VFFF
8) ¿Cuál de las siguientes moléculas no cumple con la regla del octeto?
4.8. Ejercicios
que clase de enlaces formaran:
A) Covalente puro
B) Covalente polar
D) Iónico
E) Covalente dativo
B) VVVV C) VFVF
7) ¿Qué molécula presenta mayor número de electrones no enlazantes?
4.7.3. Momento Dipolo: Producto de la carga por la distancia entre las cargas
en una molécula.
2)
luego al
5) Señale el número de enlaces sigma y pi, respectivamente que
existen en la molécula de acetileno
A) 3,3
B) 2,2
C) 2,3
D) 3,2
E)1,2
Cuantos más electrones haya en una molécula más fácilmente podrán
polarizarse. Las fuerzas de London varían entre 0,05 y 40 kJ/mol.
Las fuerzas dipolo-dipolo son interacciones no covalentes entre dos moléculas
polares o dos grupos polares de la misma molécula si esta es grande.
1)
1
2
enlazarse con un átomo “Y” perteneciente al grupo de los
alcalinos ¿Qué fórmula tendrá el compuesto formado?
A) yx
B) y2x C) yx2 D)y2x3 E) yx3
4.7.2 Fuerzas dipolo – dipolo, dipolo inducido-dipolo, fuerzas de London o
de dispersión
Las fuerzas de London se presentan en todas las sustancias moleculares. Son
el resultado de la atracción entre los extremos positivo y negativo de dipolos
inducidos en moléculas adyacentes. Un dipolo inducido se forma temporalmente
cuando los electrones de una molécula adquieren momentáneamente una
distribución no uniforme por la polarización.
+
Determine cuál de las siguientes moléculas tiene uno o mas
enlaces covalentes dativos
A) CO2 B) H2O
C) O2
D) S03
E) HCl
10) Señale el número de enlaces sigma y pi, que existen en la molécula
del C2H2
al combinarse ambos
A) 3,2
B) 1,2
C) 2,3
D) 2,2
E) 1,3
11) El número total de electrones de valencia que debe tener el siguiente
compuesto AlCl3 es:
A) 8
B) 12
C) 16
D) 18
E) 24
C) metálico
33
__________________________________________________________________QUÍMICA__________________________________________________________________
12) ¿Cuál de los siguiente conceptos no corresponden al enlace covalente?
A) Puede ser polar
B) Por lo general se da entre líquidos o gases
C) Puede ser apolar
D) En el, los átomos comparten electrones
E) Es característico entre los elementos del grupo VIIA con los del IA
TEMA 5
FUNCIONES INORGÁNICAS
13) Los átomos transfieren electrones y se mantienen unidos por atracción
electrostática. Corresponde a un enlace
A) Covalente polar
B) Covalente apolar C) Covalente dativo
D) Iónico
E) Metálico
Función Química
Se designa como función química a la presencia de un elemento(s) común a un
conjunto de compuestos, que determinan características comunes al conjunto de
compuestos, ello no descarta que los compuestos que se clasifican dentro de
una función química puedan tener propiedades físicas y químicas diferentes.
14) La molécula donde no se cumple el octeto es:
A) Cl2
B) N2
C) BH3
D) PH3
Clasificación de los Compuestos Inorgánicos
E) HI
Anteriormente, se indicó que los compuestos inorgánicos pueden ser
clasificados como iónicos o covalentes, de acuerdo al tipo de enlace que
predomine en ellos. Sin embargo, para una mejor clasificación de los
compuestos inorgánicos, se han aplicado dos criterios (ver Tabla 5.1.), de
acuerdo al numero de elementos en el compuesto y de acuerdo al grupo
funcional.
Nº de Elementos
Grupo Funcional
15) Sabiendo las electronegatividades (E.N) de A y B A=0,8 B=3,5 el tipo de
enlace que formara A y B al combinarse es:
A) Electrovalente
C) Covalente polar
B) Covalente apolar
D) Covalente dativo E) metálico
16) ¿Qué compuesto tendrá sus enlaces esencialmente covalentes?
A) H3PO4
B) H2SO4 C) C 3H6O
D) N2
Óxidos Metálicos
E) HCl
Óxidos No metálicos
17) Señale el número de enlaces Dativos en cada caso
I. P2O 5
II. Cl2O 7
A) 2,6
B) 3,5
C) 3,6
D) 6,3
Binarios
Hidruros metálicos
Hidruros No metálicos
E) 5,3
Sales Haloideas
18) ¿Cuál de las siguientes moléculas no tiene enlaces Pi:
A) C2H 2
B) N2
C) Cl2
D) C2H4
Hidróxidos
E) O2
Ternarios
Sales Oxisales
19) Señalar la cantidad de pares solitarios que presenta: HClO4
A) 3
B) 2
C) 1
D) 0
Cuaternarios
E) 4
20) ¿Qué molécula presenta el fenómeno resonancia?
A) CO
B) HI
C) O2
D) O3
Ácidos Oxácidos
Complejos
Tabla 5.1. Clasificación de los compuestos inorgánicos.
E) Cl2
5.1. Hidruros
Los hidruros son compuestos binarios, formados por hidrógeno con otros
elementos. Tienen propiedades físicas y químicas muy variadas que se
34
__________________________________________________________________QUÍMICA__________________________________________________________________
Nomenclatura. Tienen nombres comunes. Ejemplo:
relacionan con el mayor o menor carácter covalente de sus enlaces y las
electronegatividades de sus componentes. El átomo de hidrógeno posee un
1
único electrón (1s ), que en unos casos se cede fácilmente al otro elemento,
mientras que en otros es el hidrógeno el que capta o comparte un electrón del
otro elemento. De esta forma se completa el orbital 1s y adquiere la
configuración electrónica del helio (1s2).
c)
ELEMENTO + HIDRÓGENO à HIDRURO
Clasificación: Los hidruros pueden ser hidruros iónicos, covalentes e
intersticiales.
a) Hidruros iónicos. Resultan de la combinación directa del hidrógeno
molecular con un metal alcalino o alcalinotérreo. El hidrógeno trabaja con
número de oxidación de –1.
METAL TRANSICIÓN + HIDRÓGENO àHIDRURO INTERSTICIAL
METAL ALCALINO + HIDRÓGENO à HIDRURO IONICO
ALCALINOTERREO + HIDRÓGENO à HIDRURO IONICO
Propiedades. Conservan su conductividad metálica y otras propiedades
metálicas.
Nomenclatura. Tienen nombres comunes. Ejemplo:
Li (s) + H2 (g) à 2 LiH(s)
Ca (s) + H2 (g) à CaH2 (s)
Propiedades. Son sólidos de alto punto de fusión. Reaccionan con el agua
y forman hidróxidos liberando hidrógeno.
CaH 2 (s) + H 2O(l) à Ca(OH)2(ac) + H2(g)
TiH2 Hidruro de titanio
5.2. Óxidos
Son compuestos binarios, que se forman por la combinación del oxígeno con
estado de oxidación –2 con un elemento cualquiera.
ELEMENTO + OXÍGENO à ÓXIDO
Nomenclatura. Se nombra con la palabra hidruro seguido del nombre del
metal en genitivo. Ejemplo:
NaH
Hidruro de sodio
CaH2
Hidruro de calcio
AlH3
Hidruro de aluminio
b)
BH 3
Borano
SbH 3
Estibina
ArH3
Arsina
SiH4
Silano
Hidruros Intersticiales. Cuando el hidrógeno reacciona con los metales de
transición. En muchos hidruros metálicos, la proporción de átomos de metal
a átomos de hidrógeno no es una relación de números enteros y tampoco
es fija. La composición puede variar dentro de ciertos límites, de acuerdo
con las condiciones. Ejemplo. TiH1.8.
Clasificación: Los óxidos pueden clasificarse como:
Óxidos Metálicos u óxidos básicos
Oxidos No metálicos, u óxidos ácidos (anhídridos)
Oxidos anfóteros
Oxidos neutros.
Hidruros Covalentes. Cuando el hidrógeno está enlazado covalentemente
a un no metal. Son aquellos en donde el hidrógeno actúa con el número de
oxidación +1. Ejemplo.
Óxidos básicos u óxidos metálicos
Se obtienen por la combinación del oxígeno con un elemento metálico.
NO METAL + HIDRÓGENO à HIDRURO COVALENTE
METAL + OXÍGENO à ÓXIDO BASICO
Propiedades. Son gases y líquidos en condiciones estándar. En cada grupo
la estabilidad térmica disminuye al descender a lo largo de una familia.
Propiedades. Son sólidos que se pueden preparar por reacción directa entre
un metal y el oxígeno, ya sea a temperatura ambiente o a temperaturas
elevadas. Estos óxidos son compuestos iónicos, tienen carácter básico,
cuando se disuelven en agua forman hidróxidos.
35
__________________________________________________________________QUÍMICA__________________________________________________________________
Nomenclatura.
La nomenclatura IUPAC recomienda la nomenclatura sistemática, es decir
usando los prefijos de cantidad; mono, di, tri, etc. Ejemplo:
En nomenclatura común se nombra con la palabra óxido seguido del nombre
del metal con la terminación OSO (menor estado de oxidación) e ICO (mayor
estado de oxidación), cuando el metal tiene un solo estado de oxidación la
terminación no cambia.
Boro
La nomenclatura IUPAC recomienda la sistemática, que consiste en nombrar
con la palabra óxido acompañada de un prefijo numérico (mono, di, tri, etc)
que indica el número de átomos de oxígeno en la fórmula. Le sigue la
preposición de y el nombre del otro elemento, también acompañado de su
correspondiente prefijo numérico.
Ejemplo:
Na2O Oxido de sodio
Común
Monóxido de disodio
IUPAC
Cu2O Oxido cuproso
Común
Monóxido de dicobre
IUPAC
CuO
Oxido cúprico
Común
Monóxido de cobre
IUPAC
5.2.2. Óxidos no metálico u óxidos ácidos (Anhídridos) Compuestos que
resultan de la combinación de un no metal con el oxígeno.
B2O3
Anhídrido bórico Común
Trióxido de diboro
IUPAC
Fósforo: (3,5)
P 2O3
P 2O5
Azufre: (4, 6)
SO2
SO3
Anhídrido fosforoso
Trióxido de difósforo
Anhídrido fosfórico
Pentóxido de difósforo
Anhidrido sulfuroso
Dióxido de azufre
Anhidrido sulfúrico
Trióxido de azufre
Cloro (1, 3, 5,7)
Cl2O
Cl2O 3
NO METAL + OXÍGENO à ÓXIDO ACIDO (ANHÍDRIDO)
Cl2O 5
Propiedades. Generalmente son gases que se pueden preparar por reacción
directa entre un no metal con el oxígeno. Estos óxidos son compuestos
covalentes, tienen carácter ácido, cuando se disuelven en agua forman ácidos.
Cl2O 7
Nomenclatura
Anhidrido hipocloroso
Oxido de dicloro
Anhidrido cloroso
Trióxido de dicloro
Anhidrido clorico
Pentóxido de dicloro
Anhidrido perclorico
Heptóxido de dicloro
5.2.3. Óxidos anfóteros. Son aquellos que se comportan como ácidos y como
bases. Al reaccionar con el agua forman bases o ácidos. Ejemplo:
Al2O3 + 3 H 2O
2 Al(OH)3
Hidróxido de aluminio
La nomenclatura común nombra con la palabra Anhídrido seguido de la
terminación del metal con la terminación OSO (menor estado de oxidación) e
ICO (mayor estado de oxidación), cuando el no metal tiene un solo estado de
oxidación la terminación es ICO, y cuando tiene tres o cuatro estados de
oxidación se sigue en el orden:
Al2O3 + H2O
5.2.4. Óxidos neutros.
bases. Por ejemplo:
CO
NO
NO2
Anhídrido hipo..................oso
Anhídrido...........................oso
Anhídrido............................ico
Anhídrido per.....................ico
36
2 HAlO2
Ácido alumínico
Son aquellos que en agua no producen ni ácidos ni
Monóxido de carbono
Monóxido de nitrógeno
Dióxido de nitrógeno
__________________________________________________________________QUÍMICA__________________________________________________________________
5.3. Función Peróxidos
Fe (OH)3 Hidróxido férrico
Trihidróxido de hierro
Co (OH)2 Hidróxido cobaltoso
Dihidróxido de cobalto
Co (OH)3 Hidróxido cobáltico
Trihidróxido de cobalto
5.5. Ácidos
Se forman al agregar un átomo de oxígeno a aquel óxido básico que se ha
originado con la mayor valencia del metal. El oxígeno participa con el estado de
oxidación 1– del oxígeno. Se caracterizan por presentar el enlace O-O peroxo (
2O 2 ), por lo tanto no se debe simplificar lo subíndices.
Na2O2
Peróxido de Sodio
BaO2
Peróxido de Bario
H 2O2
Peróxido de hidrógeno
Los ácidos son sustancias hidrogenadas, al disolverse en agua liberan iones
hidrógeno (H+).
Propiedades: Presentan propiedades opuestas a los hidróxidos tales como:
5.4. Función Hidróxido
Estos compuestos resultan por combinación del óxido básico con agua, de tal
manera que se genere el grupo oxidrilo (OH ) en la base
•
ÓXIDO BASICO + AGUA à HIDRÓXIDO
Propiedades. Los hidróxidos presentan las siguientes propiedades:
•
Presentan el grupo funcional OH , que al disolverse en agua se disocian
generando el ión oxidrilo (OH ).
•
Dan color azul al indicador tornasol rojo.
•
Tienen sabor a lejía.
•
Son untuosas al tacto.
Poseen propiedades detergentes y jabonosas.
•
Reaccionan con ácidos para formar sales.
Al disolverse en agua se ionizan produciendo iones hidrógeno
•
Reaccionan con hidróxido formando sales.
•
Enrojecen el indicador tornasol.
•
Son muy corrosivos.
+
( H ).
• Reaccionan con metales liberando hidrógeno.
Clasificación: Pueden ser: ácido hidrácidos y ácidos oxácidos.
-
•
Común
IUPAC
Común
IUPAC
Común
IUPAC
5.5.1. Ácidos hidrácidos
Resultan de la combinación del hidrógeno con un no metal del grupo VI A
(Calcógenos) y no metal del grupo VII A (halógeno). Son hidrácidos porque al
disolverse en agua y disociarse generan disoluciones ácidas.
NO METAL + HIDROGENO à ACIDO HIDRACIDO
Br2(l) + H2(g) à 2 HBr(g)
Nomenclatura
Cuando el metal presenta un solo estado de oxidación la ambas notaciones son
las mismas es decir se nombra con la palabra hidróxido seguido del nombre del
metal. Ejemplo:
K 2O + H2O à 2 KOH
Hidróxido de potasio
Ba(OH) 2
Hidróxido de bario
Al(OH)3
Hidróxido de aluminio
Nomenclatura.
La nomenclatura común nombra con la palabra ácido seguido de la terminación
hídrico.
La nomenclatura IUPAC designa con el nombre del no metal terminado en uro,
seguido de la palabra hidrógeno en genitivo, a la que se antepone el prefijo di, tri
según la cantidad de hidrógenos. Ejemplo:
HF
Fluoruro de hidrógeno
HCl
Cloruro de hidrógeno
HBr
Bromuro de hidrógeno
HI
Ioduro de hidrógeno
H2S
Sulfuro de dihidrógeno
H2Se
Seleniuro de dihidrógeno
Para nombrar hidróxidos en donde el metal presenta dos estado de oxidación, la
nomenclatura común nombra usando las terminaciones OSO e ICO cambiando la
palabra oxido por hidróxido. Mientras que la IUPAC usa la nomenclatura sistemática
Fe (OH)2 Hidróxido ferroso
Común
Dihidróxido de hierro
IUPAC
37
__________________________________________________________________QUÍMICA__________________________________________________________________
H2Te
Teleruro de dihidrógeno
Toman este nombre cuando están puros en la fase gas, pero cuando están en
solución acuosa se les nombra como ACIDO con la terminación HÍDRICO.
HF
Ácido fluorhidrico
HCl
Ácido clorhídrico
HBr
Ácido bromhidrico
HI
Ácido iodhidrico
H2S
Ácido sulfhidrico
H2Se
Ácido selenhidrico
H2Te
Ácido Telurhidrico
HNO2
Dioxonitrato de hidrógeno
H 2CO3
Trioxocarbonato de dihidrógeno
5.5.3. Oxácidos Especiales
a) Poliácidos
Se forman al combinarse una molécula de agua con más de una molécula de
óxidos ácidos.
n OXIDO ACIDO + AGUA à POLIACIDO
Para nombrarlos se usa el nombre del ácido normal, pero en este caso se
utilizan prefijos que indiquen el número de elementos no metálicos en la
molécula.
2 SO2 +
H 2O à H2S2O5
Anhídrido sulfuroso
Ácido disulfuroso
2 B 2O3 +
H2O à H2B4O7
Anhídrido bórico
Ácido tetrabórico
2 CrO3 +
H2O
à H2Cr2O7
Anhídrido crómico
Ácido dicrómico
5.5.2. Ácidos oxácidos
Llamados también oxiácidos, se producen al combinar el óxido ácido (anhídrido)
con el agua.
OXIDO ACIDO + AGUA à ACIDO OXACIDO
Nomenclatura.
La nomenclatura común usa los mismos prefijo y terminaciones que los óxidos
ácidos, pero cambiando la palabra anhídrido por ácido. Ejemplo:
SO3
+ H 2O à
H2SO4
Anhídrido sulfúrico
ácido sulfúrico
Cl2O
+
H2O à H2Cl2O2 à
HClO
Anhídrido hipocloroso
ácido hipocloroso
N2O5
+
H 2O à
Anhídrido nítrico
b) Ácidos polihidratados.
En este caso combinamos al óxido ácido con más de una molécula. Esto no
ocurre con cualquier no-metal, solamente con algunos como por ejemplo:
fósforo, arsénico, antimonio.
OXIDO ACIDO +n AGUAàACIDO OXACIDO POLIHIDRATADO
H 2N2O6 à
HNO3
ácido nítrico
Para nombrarlos se usa el nombre normal del ácido pero agregando ciertos
prefijos de acuerdo al siguiente cuadro:
También se nombra usando prefijos de cantidad, para nombra los oxígenos el
término “oxi” u “oxo” precedida de los prefijos mono, tri, tetra, etc. según el
número de átomos de oxígeno, seguido del nombre del elemento no metálico
terminado en “ATO”, y de la palabra hidrógeno en genitivo, a la cual también se
antepone los prefijos mono, di tri, etc. según el número de átomos de hidrógeno.
Ejemplo:
H 2SO 4
Tetroxosulfato de dihidrógeno
38
PREFIJO
Estado Oxidación par
Estado Oxidación impar
Meta
1 anhídrido + 1 H 2O
1 anhídrido + 1 H2O
Piro
2 anhídrido + 1 H2O
1 anhídrido + 2 H2O
Orto
1 anhídrido + 2 H2O
1 anhídrido + 3 H2O
__________________________________________________________________QUÍMICA__________________________________________________________________
5.6.2. Sales oxisales
Ejemplos con estado de oxidación par: SO3 anhídrido sulfúrico
1 SO3 + 1 H 2O à H2SO4
ácido meta sulfúrico
1 SO3 + 2 H 2O à H4SO5
ácido ortosulfúrico
2 SO3 + 1 H 2O à H2S 2O7
ácido pirosulfúrico
Ejemplos con estado de oxidación impar: P2O 5 anhidrido fosfórico
1 P2O5 + 1 H2O à H2P 2O6 à HPO 3
ácido meta fosfórico
1 P2O5 + 2 H2O à H4P 2O7 à H 4P2O7
ácido piro fosfórico
1 P2O5 + 3 H2O à H6P 2O8 à H 3PO 4
ácido orto fosfórico
Es necesario tener en cuenta que se puede obviar el término meta y orto para
algunos casos. Por ejemplo:
H 3PO 2 ácido ortohipofosforoso se le llama ácido hipofosforoso
H3PO3
ácido ortofoforoso se llama ácido fosforoso
H3PO4
ácido ortofosfórico se llama ácido fosfórico
Cuando la reacción es entre un ácido oxácido y una base.
ACIDO OXACIDO + BASE à SAL OXISAL + AGUA
Ejemplo:
H 2SO4 + 2 NaOH à Na2SO4 + 2 H2O
Nomenclatura.
La nomenclatura común se cambian las terminaciones OSO e ICO del ácido
respectivo por ITO y ATO.
Ejemplos:
H2SO4
Ácido sulfúrico
HNO3
Ácido nítrico
HClO
Ácido hipocloroso
5.6. Sales
Son compuestos que se obtienen al sustituir en forma parcial o total los
hidrógenos de un ácido por elementos metálicos. Experimentalmente se
obtienen por reacción de neutralización entre un ácido y una base.
ACIDO + BASE à SAL + AGUA
Clasificación: Las sales se clasifican:
Por su origen: sales haloideas y sales oxisales.
Por su Constitución: Sales neutras, ácidas, dobles.
Na2SO4
Sulfato de sodio
Cu(NO3)2
Nitrato cúprico
KClO
Hipoclorito de potasio
La nomenclatura sistemática de la IUPAC, es usando prefijos de cantidad similar
a los oxiácidos. Ejemplo:
Na2CO 3
Trioxocarbonato de disodio
CaSO 4
Tetraoxosulfato de calcio
5.6.1. Sales Haloideas
Son sales binarias que resultan de la reacción de un ácido hidrácido y una base.
5.6.3. Sales neutras
ACIDO HIDRACIDO + BASE à SAL HALOIDEA + AGUA
Son aquellas donde se ha sustituido totalmente los hidrógenos del ácido de donde
provienen, por elementos metálicos.
CaSO 3
Sulfito de calcio
Trioxosulfato de calcio (IUPAC)
AlCl3
Cloruro de aluminio Tricloruro de aluminio (IUPAC)
KClO4
Perclorato de potasio Tetraoxoclorato de potasio (IUPAC)
Ejemplo:
HCl + NaOH à NaCl + H2O
Nomenclatura. La IUPAC y el sistema común coinciden en la notación, el anión
se hace terminar en “uro” seguido del nombre catión. Ejemplo:
NaCl
Cloruro de sodio
AlBr3
Bromuro de aluminio
CuS
Sulfuro de cobre o sulfuro cúprico
5.6.4. Sales ácidas
En este caso la sustitución de hidrógenos ha sido parcial, para reemplazarlo
por metales. Por ejemplo:
NaHSO4
Sulfato ácido de sodio
39
__________________________________________________________________QUÍMICA__________________________________________________________________
Al(H2PO4) 3
NaHS
5.6.5. Sales dobles
hidrógenoTetraoxosulfato de sodio
Fosfatodiácido de aluminio
Tris(dihidrógenotetraoxofosfato) de aluminio
Sulfuro ácido de sodio
incrustaciones reduce la eficiencia de la transferencia de calor y reduce el flujo
de agua a través de los tubos.
La eliminación de los iones que causan el agua dura se llama ablandamiento del
agua. No todos los sistemas municipales de suministro de agua requieren
ablandamiento. Cuando el mismo es necesario, el agua se tomas por lo general
de fuentes subterráneas en las que ha tenido un contacto considerable con
2+
2+
2+
piedra caliza, CaCO3, y otros minerales que contienen Ca , Mg , y Fe . El
proceso cal-carbonato se emplea para operaciones de ablandamiento de aguas
municipales en gran escala. El agua se trata con cal, CaO [o cal apagada,
Ca(OH) 2], y carbonato de sodio, Na2CO3. Estas sustancias químicas causan la
2+
-9
2+
precipitación del Ca como CaCO 3 (Kps = 2,8x10 ) y del Mg como Mg(OH)2
-11
(Kps = 1,8x10 )
2+
-2
Ca (ac) + CO3 (ac) à CaCO3 (s)
Son aquellas en las que existen 2 y 3 elementos metálicos diferentes
respectivamente. Para formar estas sales uniremos el ion negativo del ácido
con el ion positivo de los metales, pero en este último caso el número de
oxidación será igual a la suma de los iones respectivos de los metales.
Para la nomenclatura sólo seguiremos las reglas ya conocidas pero
nombrando los diferentes metales y colocando cuando crea conveniente los
prefijos DOBLE y TRIPLE respectivamente.
NaKSO4
Sulfato doble de sodio y potasio
BaNa(NO3) 3
Nitrato doble de bario y sodio
CaNaPO4
Fosfato doble de calcio y sodio
2+
Mg
+ 2 OH
-1
(ac)
à Mg(OH)2 (s)
El intercambiador de iones es un método doméstico típico para ablandar agua. En
este proceso el agua dura se hace pasar a través de una resina de intercambio de
iones: perlas de plástico con grupos aniónicos unidos de forma covalente. Estos grupos
+
con carga negativa tienen iones Na unidos a ellos para balancear sus cargas. Los
2+
iones Ca y otros cationes del agua dura son atraídos hacia los grupos aniónicos y
+
desplazan los iones Na con carga más baja hacia el agua. Así pues, un tipo de ión
intercambia por otro. Para mantener el balance de cargas, dos iones Na+ pasan al
2+
agua por cada ión Ca que se retira
El agua ablandada de esta manera contiene una concentración mayor de iones
+
+
Na . Aunque los iones Na no forman precipitados ni causan otros problemas
que se asocian con los cationes del agua dura.
5.6.6. Sales hidratadas
Generalmente son sales que cristalizan con varias moléculas de agua. Ejemplo:
CaSO4.2 H2O
Sulfato de calcio dihidratado
CuSO4 5 H2O
Sulfato cúprico pentahidratado
Na2CO3.10 H2O
Carbonato de sodio decahidratado
CaCl2.5 H2O
Cloruro de calcio pentahidratado.
5.7. Ablandamiento del agua
2+
(ac)
2+
El agua que contiene una concentración relativamente al de Ca , Mg y otros
cationes divalentes se conoce como agua dura. Aunque la presencia de estos
iones no constituye en general una amenaza para la salud, puede hacer que el
agua sea inadecuada para ciertos usos domésticos e industriales. Por ejemplo,
estos iones reaccionan con los jabones para formar una nata de jabón insoluble,
que es lo que forma anillos de las tinas de baño. Además, se pueden formar
depósitos minerales cuando se calienta el agua que contiene estos iones.
Cuando se calienta el agua que contiene iones calcio y iones bicarbonato, se
desprende dióxido de carbono. En consecuencia, la solución se hace menos
ácida y se forma carbonato de calcio, que es insoluble:
2+
-1
Ca (ac) + 2 HCO 3 (ac) à CaCO3 (s) + CO 2(g) + H 2O(l)
El CaCO3 sólido recubre la superficie de los sistemas de agua caliente y de las
teteras, y esto reduce la eficiencia de calentamiento. Estos depósitos, llamados
incrustaciones, pueden ser especialmente graves en las calderas donde el agua
se calienta a presión en tubos que corren a través de un horno. La formación de
5.8. Ejercicios
1. Cuando los ácidos fuertes reaccionan con os carbonatos hay
desprendimiento de gas
A) Monóxido de Carbono
B) Vapor de agua
C) Hidrógeno
D) Dióxido de carbono
E) Oxigeno
2.
40
Según el Ácido de Origen las Sales se clasifican en:
A) Ácidas y Básicas
B) Oxisales, Básicas y Dobles
C) Ácidas, Básicas y Neutras D) Haloideas y Ácidas
E) Oxisales y Haloideas
__________________________________________________________________QUÍMICA__________________________________________________________________
3.
En el siguiente grupo de bases fuertes hay una incorrecta
A) Al (OH)3
B) Na OH
C) Ba (OH)2
D) Sr (OH)2
E) K OH
4.
De la combinación de dos moles de anhídrido con una de agua se
obtiene:
A) Hidrácido
B) Poliacido
C) Polihidratado
D) Tioacido
E) Sulfoacido
B)
C)
D)
E)
(NH4)2 NO3: Nitrato de Amonio
Cr(OH)3: Hidróxido de Cromo (III)
K2MnO4: Permanganato de Potasio
H2SO4: Sulfato de Dihidrógeno
TEMA 6
REACCIONES QUÍMICAS
5.
6.
7.
La formula del Sulfito ferrico es:
A) Fe (SO4)3
B) Fe (SO 3)2
C) Fe2 (SO3)3
D) Fe2 (SO4)3
E) Fe2 (SO3)
6.1. Definición
Las reacciones químicas son representaciones de las transformaciones químicas
permanentes de las sustancias en la cual se altera su naturaleza química,
formando nuevas sustancias (productos) con propiedades diferentes a las
sustancias que le dieron origen (reaccionantes).
Las reacciones químicas modifican la composición y las propiedades de las
sustancias que forman parte de ellas. El estudio de las mismas es de vital
importancia no sólo como ciencia sino por su amplia aplicación en la industria y
en muchas disciplinas relacionadas con la química, biología, diferentes ramas
de la Ingeniería, Medicina, etc. son muy importantes.
En la naturaleza y en laboratorio ocurren diferentes reacciones químicas, y estas
son representadas a través de las ecuaciones químicas, que nos proporciona los
medios para:
1- Resumir la reacción
2- Mostrar las sustancias que reaccionan, y los productos formados.
3- Indica las cantidades totales las sustancias que intervienen en la reacción.
El compuesto H 3PO4 se llama:
A) Ortofosfito de Hidrógeno
B) Acido Pirofosforoso
C) Acido Pirofosfórico
D) Acido Fosfórico
E) Acido Fosforoso
Si se deja reaccionar al oxido de Calcio con el anhídrido carbónico, se
forma:
A) Carbonato de calcio y Agua
B) Acido Carbónico e Hidróxido de Ca
C) Solo carbonato de calcio
D) Monóxido de carbono e Hidróxido
E) Acido carbónico y Calcio Metálico
8.
La formula Na H2BO3, indica que es una sal
A) Doble
B) Compleja
C) Acida
D) Básica E) Oxisal Hidratada
9. Son características de óxidos no metálicos
I. Están formados por dos no metales
II. La mayoría son sólidos, poco solubles
III. Su enlace son de tipo covalente
IV. Al disolverse en el agua se convierten en hidróxidos
Son correctos:
A) I, II, IV
B) Sólo I
C) Sólo III
D) Todos
E) I, III
6.2. Ecuación química
Las ecuaciones químicas no sólo permiten la interpretación del cambio químico
que está ocurriendo, sino que indican como reaccionan ciertos materiales
químicos cuando se mezclan así como los productos que puede obtenerse. Las
reacciones químicas siempre implican un cambio, donde los átomos, moléculas
e iones se reacomodan para formar nuevas sustancias. Las sustancias que
participan en la reacción se llaman reactivos y las sustancia formadas son los
productos.
Durante las reacciones químicas se rompen enlaces y se forman otros
productos, y los reactivos y productos suelen estar como sólidos, líquidos y
gaseosos. Además en una reacción química debe cumplir la Ley de
conservación de la masa Los átomo no se crean ni se destruyen, todos los
átomos que existen en los productos deben estar presentes en los reactivos.
Las reacciones químicas se representan por medio de una ecuación química.
Las ecuaciones se representan mediante símbolos y fórmulas de los elementos
10. El cobre al reaccionar con el oxigeno forma dos óxidos cuyas fórmulas
correctas son:
A) CuO 2, CuO
B) Cu2O, CuO 2
C) CuO, Cu2O3
D) Cu2O, CuO
E) CuO2, Cu2O3
11. ¿Cuál de las formulas no guarda relación con el nombre?
A) NaHCO3: Bicarbonato de Sodio
41
__________________________________________________________________QUÍMICA__________________________________________________________________
La descomposición de un compuesto se puede producir dos elementos. Por
ejemplo de la electrólisis del agua se obtiene oxígeno e hidrógeno gaseoso.
y compuestos involucrados en la reacción. Los reactivos se indican en la parte
izquierda y los productos en la derecha.
REACTIVOS → PRODUCTOS
Para representar una ecuación química, se debe tener en cuenta lo siguiente:
•
Electrólisis
2 H2O (l) →
Una sal soluble o solución acuosa se indica por la fórmula de los iones que
forman el compuesto, colocando como subíndice (ac) luego de la fórmula o
símbolo de compuestos.
•
Un compuesto insoluble o ligeramente soluble se representa por una fórmula
molecular de compuestos seguida del símbolo (s).
•
Un gas insoluble o ligeramente soluble se representa por la formula
molecular del gas seguida del símbolo (g).
La descomposición de un compuesto se puede producir un elemento y uno o
más compuestos. Por ejemplo el clorato de potasio por acción del calor se
descompone en :
2 KClO 3 (s)
• Un compuesto líquido (l).
Por ejemplo para representar la siguiente ecuación:
∆
→
2 KCl (s) + 3 O2 (g)
Descomposición de un compuesto da otros compuestos. Cuando el carbonato
de calcio (caliza) se calienta se descompone en óxido de calcio y dióxido de
carbono.
A2 (s) + 2 BC (ac) → 2 AB (ac) + C2 (g)
A2 es un sólido o un compuesto insoluble(o precipitado), BC, y AB son
compuestos solubles en agua (acuosas) y C2 es un gas.
6.3. Clases de reacciones químicas. Las reacciones químicas pueden ser:
CaCO3(s)
6.3.3.
∆
→
CaO(s) + CO 2 (g)
Reacciones de desplazamiento simple
Son aquellas donde un elemento desplaza a otro en un compuesto, quedando el
elemento desplazado en forma libre.
Una forma sencilla de predecir si ocurriría una reacción de sustitución, tanto en
el caso de sustitución de hidrógeno como de metal, es referirse a una serie de
actividad metálica
De acuerdo con esta serie cualquier metal ubicado arriba del hidrógeno lo
sustituiría del agua o de un acido. De hecho, cualquier especia de la lista
reaccionara con cualquier otra especie que se encuentre debajo de ella y no al
contrario.
Cu(s) + 2 AgNO3(ac) → Cu(NO3)2(ac) + 2 Ag(s)
Zn(s) + H2SO4(ac) → ZnSO4(ac) + H2(g)
6.3.1. Reacciones de combinación
Son reacciones en las que dos o más sustancias reaccionantes se combinan
para formar un sólo producto es decir un sólo compuesto.
SUSTANCIA + SUSTANCIA → COMPUESTO
Las reacciones de combinación pueden ser:
Combinación de dos elementos para formar un compuesto.
H2 (g) + Cl2 (g) → 2 HCl (g)
Combinación de un elemento y un compuesto para formar un compuesto.
2 CO (g) + O2 (g) → 2 CO 2 (g)
Combinación de dos compuestos para formar otro compuesto.
SO3 (g) + H 2O (l) →
2 H2 (g) + O2 (g)
→
2 NaCl(ac) + Br2(l)
Zn (s) + 2 HCl (ac) →
ZnCl2 (ac) + H 2 (g)
Cl2(g) + 2 NaBr(ac)
H2SO4 (ac)
6.3.2. Reacciones de descomposición
6.3.4.
Son aquellas en las que un compuesto se descompone para producir dos o más
sustancias. Pueden descomponerse en: dos elementos, un elemento y un
compuesto y dos ó mas compuestos. Estas reacciones son no espontáneas es
decir se llevan a cabo solamente por la acción de un factor externo como el
calor, corriente eléctrica, etc. Las reacciones de descomposición son reacciones
opuestas a las reacciones de combinación.
Cuando reaccionan dos compuestos para formar dos nuevos compuestos, sin
que se produzcan cambios en sus números de oxidación. En estas reacciones
los iones de los dos compuestos cambian o intercambian iones formando nuevos
compuestos. Las reacciones de metátesis pueden ser :
COMPUESTO → SUSTANCIA + SUSTANCIA
42
Reacciones de metátesis o doble desplazamiento
__________________________________________________________________QUÍMICA__________________________________________________________________
oxidación. En una reacción redox siempre se da una Oxidación y una
Reducción. estos ocurren en forma simultánea, nunca se dará solamente la
oxidación o la reducción, ya que en la oxidación se pierde electrones y en la
reducción se ganan electrones. Por ejemplo en la reacción del cobre con el
ácido nítrico, el cobre se oxida y el nitrógeno en el nitrato se reduce.
NEUTRALIZACIÓN. Es la reacción de un ácido y una base para formar una sal y
agua, es decir se eliminan las propiedades corrosivas del ácido y cáusticas de la
base.
Ecuaciones moleculares
En las reacciones de doble desplazamiento se debe considerar tres
ecuaciones :
La ecuación molecular, en la que se considera todo los compuestos que
participan en los reaccionantes y productos por ejemplo:
3 Cu(s) + 8 HNO3 (ac) → 3 Cu(NO3)2 (ac) + 2 NO (g) + 4 H 2O (l)
Reacciones redox pueden considerarse a las de reacciones de combinación
o descomposición en donde participa un elemento como reaccionante o
producto, así como también se considera a las reacciones de
desplazamiento simple.
KOH (ac) + HCl (ac) → KCl (ac) + H 2O (l)
La ecuación iónica total, en este caso considera a los compuestos acuosos
en forma iónica tal como:
[K
+
(ac)
+ OH−(ac)] + [H
+
(ac)
+ Cl −(ac)] → [ K
+
(ac)
6.4.1. Número de oxidación o estado de oxidación
+ Cl −(ac)] + H2O(l)
Es el número de electrones que gana o pierde un átomo de dicho
elemento al formar el compuesto. En el caso de iones atómicos sencillos,
corresponde a la carga real del ión. En compuestos covalentes (con
enlace covalente), los números de oxidación se asignan siguiendo unas
reglas arbitrarias, tal como al elemento más electronegativo se le asigna
un número de Oxidación negativo, y al elemento menos electronegativo
se le asigna el número de oxidación positivo.
La ecuación iónica neta, para ello se deben simplificar los iones comunes en
+
ambos miembros de la reacción, por ejemplo, los iones K y Cl− aparecen en
ambos lados de la ecuación no cambian con la reacción, por lo tanto se
simplifican entonces obtenemos:
H+(ac) + OH
−
(ac)
→
H2O (l)
Para identificar el número de oxidación de un elemento en un compuesto
se debe tener presente las siguientes reglas:
PRECIPITACIÓN. Cuando reaccionan dos compuestos para formar otros
compuestos poco solubles o insolubles llamados comúnmente precipitados que
se forman en el seno de una disolución. La reacción de cloruro de bario y
carbonato de sodio en disolución acuosa forman un compuesto insoluble
(llamado precipitado) de sulfato de bario, la ecuación molecular es:
BaCl 2 (ac) + Na 2CO 3 (ac) →
1. El número de oxidación de un átomo al estado elemental libre no
combinado es cero (0), ya sea en forma mono o poliatómica. Ejemplo:
0
0
0
0
Cu , H2 , N2 , S 8 .
2. El hidrógeno en los compuestos tiene un número de oxidación +1.
Ejemplo: HCl, HNO 3, NH 3; a excepción de los hidruros de metales
fuertemente electropositivos que trabaja con _1. Ejemplo: NaH, BaH 2 .
BaCO3 (s) + 2 NaCl (ac)
La ecuación iónica total es:
[Ba
2+
(ac)
+ 2 Cl−(ac)] + [2 Na
+
2−
(ac)
+ CO3
(ac)
] → BaCO3(s) + 2 [Na
+
(ac)
+ Cl − (ac) ]
3. El oxígeno en las combinaciones actúa con _2, Ejemplo: CaO, HNO 3,
NaOH, CuSO4 ; a excepción en los peróxidos donde trabaja con 1−,
Ejemplo: H2O2 , Na2O2, BaO 2.
4. Los metales alcalinos en todos sus compuestos trabajan con 1+ y
siempre dan compuestos iónicos, Ejemplo: NaCl, KI, LiBr.
5. Los metales alcalinotérreos siempre forman compuestos iónicos con
2+, Ejemplo: Ca(OH)2, CaO, MgSO4, BaCl2.
6. Los halógenos cuando forman halogenuros lo hacen con 1-, dando
compuestos iónicos, Ejemplo: NaCl, CaCl2, AlCl3, cuando forman
compuestos oxigenados (al combinarse con el oxígeno) lo hacen con
números de oxidación positivos, ejemplo: HClO (cloro +1), NaIO4
(yodo +7), etc.
−
+
Eliminando los iones Na y Cl obtenemos la ecuación iónica neta:
Ba
2+
(ac)
2−
+ CO3
(ac)
→
BaCO3 (s)
6.4. Reacciones de oxido reducción (REDOX)
Son reacciones en las que experimenta cambios en su estado o numero de
oxidación, en ellas hay transferencia de electrones, es decir ganancia o
pérdida de electrones, por que más de un elemento sufre cambio en su
estado de oxidación, o sea en la misma ecuación en los reaccionantes
aparece con un estado de oxidación y en los productos con otro estado de
43
__________________________________________________________________QUÍMICA__________________________________________________________________
7. En todo compuesto di o poliatómico, suponiendo que todos sus
componentes son iones o compuestos covalentes, la suma de sus
números de oxidación (carga), es cero, Ejemplo:
Na2CO3,
+1
Na2 C
+4
Todo cambio de número de oxidación que tiende hacia la derecha es Oxidación,
y todo cambio de número de oxidación que tiende a la izquierda es una
Reducción. Ejemplo: Determinar la oxidación y reducción en:
0
+1+5 -2
+1 +5 -2 +2 -2
+1 -2
O 3−2 = 2 (+1) + (+4) +3 (−2) = + 2 + 4 − 6 = 0.
3 Ag + 4 HNO3 → 3 AgNO 3 + NO + 2 H2O
8. La carga de un ión (mono atómico), siempre es el número de
oxidación del elemento de dicho ión. En un ión poliatómico es la suma
de los números de oxidación de los átomos constituyentes la que
indica la carga del ión.
Cambian su número de oxidación la plata de 0 a +1, va hacia la derecha
entonces es la oxidación y el N va de +5 a +2, va hacia la izquierda entonces es
la reducción.
0
+5
+1
+2
3 Ag + 4 HNO3 → 3 AgNO 3 + NO + 2 H2O
Ejemplo: Cuál es el número de oxidación del Mn en el Permanganato
de potasio (KMnO4).
KMnO4 K es metal alcalino entonces está con +1
O no es peróxido entonces está con
Mn no se conoce entonces
KMnO4
OXIDACIÓN:
Ag −1 e − → Ag
+
REDUCCIÓN: NO3 − + 4 H + 3 e − → NO + 2H 2O
+
−2
X
= (+1) + (X) + 4 (−2) = 0
En las reacciones químicas, los electrones no se crean ni se destruyen, por lo
que la oxidación y la reducción siempre se producen simultáneamente en un
mismo grado. De tal forma que la cantidad de electrones que pierde un
compuesto el otro compuesto las gana produciendo una transferencia de
electrones para dar una reacción de oxidación-reducción (redox).
= +1 + X − 8 = 0
⇒ X= +7
El número de oxidación del Mn es +7.
9. En una molécula neutra, la suma de los números de oxidación de
todos los átomos debe ser cero. En un ión poli atómico, la suma de
los números de oxidación de todos sus elementos debe igualar la
carga neta del ión.
6.4.3. Agente oxidante y agente reductor
a) AGENTE OXIDANTE. Los agentes oxidantes son sustancias cuyos
átomos aceptan electrones y oxidan a otras sustancias, ellas siempre se
reducen. Los agentes oxidantes son las especies que:
6.4.2. Oxidación y reducción
a) OXIDACIÓN. Es un incremento algebraico del número o estado de oxidación
y corresponde a una pérdida real o aparente de electrones.
b) REDUCCIÓN. Es la disminución algebraica del número o estado de
oxidación, corresponde a una ganancia real o aparente de electrones.
Para identificar la oxidación y la reducción, hacemos una escala de números
de oxidación de la siguiente forma:
-4
-3
-2
-1
0
+1
+2 +3
+4
Oxidan a otras sustancias.
•
Ganan electrones real o aparentemente.
• Se reducen.
Si una sustancia se reduce (gana electrones), hace que otra los pierda.
Por lo tanto, es un agente oxidante por que provoca una oxidación.
b) AGENTE REDUCTOR. A las sustancias cuyos átomos donan electrones
y reducen a otras sustancias se les denominan agentes reductores, ellas
siempre se oxidan
Los agentes reductores son las especies que:
oxidación -1 e- (aumento)
-5
•
+5
reducción +1e- (disminución)
44
•
Reducen a otras sustancias.
•
Pierden electrones real o aparentemente.
•
Se oxidan.
__________________________________________________________________QUÍMICA__________________________________________________________________
v
Para reacciones en medio básico agregar H 2O y OH para balancear los
átomos de H y O. Por cada átomo de oxigeno en exceso en un lado de
la ecuación, agregar una molécula de H2O al mismo lado y dos OH al
otro lado; y por cada átomo de hidrógeno en exceso en un lado,
agregar un OH al mismo lado y una molécula de H2O al otro lado.
4. Balancear las cargas de cada una de las semireacciones por separado, añadir
electrones (e ) en forma de reactivos (semirreacción de reducción) o
productos (semi-reacción de oxidación) de tal manera que la ecuación tenga
carga cero. El balance de carga siempre debe hacerse después del balance
de átomos, nunca antes.
5. Multiplicar cada semirreacci´on por un número apropiado, de modo que el
numero total de electrones perdidos por en agente reductor sea igual al
numero de electrones ganados por el agente oxidante.
Si una sustancia se oxida al perder electrones hace que otras los ganen,
por lo tanto, es un agente reductor por que provoca la reducción.
Ejemplo: En la siguiente ecuación:
0
0
3 Cu SO 4 + 2 Al → Al2 (SO4) 3 + 3 Cu
+2
La oxidación es
+3
0
Al
→ Al
3+
.
La reducción es
Cu2+ → Cu
El agente oxidante es el CuSO4.
El agente reductor es el Al.
6. Sumar las dos semireacciones que resultan de estas multiplicaciones. En la
ecuación iónica resultante anular todos los términos comunes en ambos
lados. Todos los electrones se anulan automáticamente.
7. Transformar la ecuación iónica obtenida en una ecuación molecular, esto se
realiza añadiendo a cada lado de la ecuación, números iguales de iones que
no sufren transferencia de electrones. Balancear estas especies, respetando
los coeficientes ya obtenidos.
8. Finalmente, comprobar la ecuación final, contando el número de átomos de
cada elemento en ambos lados de la ecuación y calculando la carga neta en
cada uno de ellos.
6.5. Balanceo de ecuaciones redox: método ion electrón
El método del ión electrón se basa en el concepto de que la oxidación consiste
en la pérdida de uno o más electrones, en cambio, la reducción es la ganancia
de uno o más electrones. Por tanto, la reacción global se divide en dos
semireacciones, una para la oxidación y la otra para la reducción. Las
ecuaciones de las dos semireacciones se balancean por separado (elementos y
carga). A continuación, se iguala el número de electrones que se gana y se
pierde en ambas. Por ultimo, se suman las semireacciones resultantes para
obtener la ecuación total balanceada. Las siguientes reglas ayudaran a aplicar
este método, en el balanceo de las ecuaciones redox.
Este método es sistemático y normalizado y por lo tanto exacto, se fundamenta
en el balanceo de las ecuaciones en forma separada y completa, describiendo
SEMIREACCIONES de oxidación y reducción igualando los átomos, luego el
número de electrones que se ganan en ambas semireacciones. Finalmente se
suman las semireacciones resultantes para obtener la ecuación total
balanceada.
1. Establecer una ecuación iónica que incluya aquellos reactivos y productos que
contengan los elementos, que sufren una variación del número de oxidación.
2. Escribir una ecuación para la semirreacción de reducción, con el elemento
que sufre una disminución en su número de oxidación; y una para la
semirreacción de oxidación, con el elemento que sufre un aumento en su
número de oxidación. Las especies deben ser escritas en forma iónica o
molecular. Los compuestos iónicos se separan en sus iones componentes,
señalando con toda claridad sus cargas correspondientes. Los óxidos y los
compuestos covalentes no se separan en iones.
Las ecuaciones redox, en la mayoría de casos procede en un medio ácido
(H+), en medio básico (OH−).
6.5.1. En medio ácido
Ejemplo: Balancear la siguiente ecuación:
3. Balancear los átomos de cada una de las semirreacción por separado,
teniendo en cuenta el medio de la reacción.
v Para reacciones en medio acido o neutro agregar H2O para balancear
los átomos de O, y H+ para balancear los átomos de H. Por cada átomo
de oxigeno en exceso en un lado de la ecuación, agregar una molécula
de H2O al otro lado; y por cada átomo de hidrógeno en exceso en un
lado, agregar H+ al otro lado.
KMnO4 + H2O2 + H2SO4 → O 2 + MnSO 4 + K 2SO4 + H2O
1. Se identifica los elementos que cambian su número de oxidación para
reconocer la oxidación y la reducción.
45
__________________________________________________________________QUÍMICA__________________________________________________________________
KMnO4 +
+1+7 -2 +1 -1
+1+6-2
0
+2 +6 -2
H2O2 + H 2SO4 → O2 + MnSO4 + K 2SO4 + H2O
Se oxida el oxígeno del peróxido de (-1) a (0) en oxígeno molecular y se
reduce el Manganeso de +7 en el permanganato de potasio a Mn (+2) en
el sulfato de manganeso (II).
K MnO4)
-1
+ H2O2 +
+1
-2
H2 (SO 4)
→ O2 + Mn
+2
-2
SO4 +
+
MnO 4− + 8 H + 5 e− → Mn
+1
2
2 MnO4− + 16 H + 10 e− → 2 Mn
5 H2O2 + 2 MnO4− + 16 H
+1
+1
2+
+ 8 H2O
Cl2 + NaOH → NaCl + NaClO3
El Cloro se oxida y se reduce a la vez.
Oxidación: Cl2 → ClO3−
H2O2 → O2 + 2 H
S.R.R. MnO4− + 8 H + 5 e− → Mn
→ 5 O2 + 2 Mn
b) Por cada hidrógeno que sobre en un lado, en el otro se forma un agua
+
y se contrarrestan con un oxidrilo: H + OH − → H 2O
Ejemplo:
0
-1
+5
+ 4 H2O
+
+ 8 H2O
a) Por cada oxígeno que sobre en un lado en el otro se forman 2
oxidrilos y se contrarrestan con un agua: O 2- + H2O → 2 OH − .
Reducción: Cl2 → Cl −
5. Se balancea por carga aumentando electrones (e-) en el lado necesario
de tal manera que en ambos lados haya el mismo número de cargas del
mismo signo (o sea la carga total de la reacción sea cero).
S.R.O
2+
Se sigue los mismos pasos que para el medio ácido, teniendo en cuenta
que:
H → H
H2O2 → O2 + 2 H+
+ 8 H → Mn
+ 2 Mn
6.5.2. En medio básico
2+
+
S.R.R.
+
2 KMnO4 + 5 H 2O2 + 3 H2SO4 →5 O2 + 2MnSO 4 + K 2SO4 + 8 H2O
+
2+
+ 8 H2O
8. Cada semirreacción regresa a sus compuestos de origen llevando los
coeficientes hallados.
O + 2 H → H2O
b. Si en un lado sobra un hidrógeno en el otro se forma un ión hidrógeno:
+
+ 10 e−
2+
→ 5 O2 + 10 H
5 H2O2 + 2 MnO 4− + 6 H
K 2SO4 + H 2O
4. Se balancea por masa, primero todos los elementos diferentes de H y
oxígeno, luego se balancean estos teniendo en cuenta las siguientes
reglas:
a. Si en un lado sobra un oxígeno, en el otro se forma un agua y se
+
contrarresta con dos iones hidrógeno o dos protones (H ):
MnO 4−
+
7. Se reducen términos comunes: (en este caso hay)
Semi reacción de Oxidación (S.R.O.) H2O2 → O 2
S.R.O.
+ 2 e−
+ 4 H2O
+1
3. Sacar las semirreacciones con los iones o moléculas que contengan a los
elementos cambiantes.
Semi reacción de Reducción (S.R.R.) MnO4− → Mn
2+
5 H2O2 → 5 O2 + 10 H
2. Todas las formas iónicas se parten en anión y catión y las formas
moleculares se conservan. Teniendo en cuenta que en solución acuosa se
ionizan los ácidos, los hidróxidos y las sales.
+1(
H2O 2 → O2 + 2 H
5
+
2+
−
+ 2e
+ 4 H2O
1
2
Cl2 + 12 OH− − 10 e− → 2 ClO 3− + 6 H2O
5
10
Cl2 + 2 e− → 2 C l −
Cl2 + 12 OH− + 5 Cl2 → 2 ClO3− + 6 H2O + 10 C l −
6. Se multiplica cada semirreacción por el número de electrones de la otra
6 Cl2 + 12 OH− → 2 ClO3− + 6 H2O + 10 C l − (entre 2)
reacción y luego se suma miembro a miembro.
3 Cl2 + 6 OH− → ClO3− + 3 H2O + 5 C l −
3 Cl2 + 6 NaOH → 5 NaCl + NaClO3 + 3 H2O
46
__________________________________________________________________QUÍMICA__________________________________________________________________
2. Completar e indicar la clase de reacción de :
6.5.3. Balanceo de ecuaciones iónicas
a) Cl2O5 (g) + H 2O(1) →
b) H 2SO 4 (ac) + NaOH (ac) →
Ejemplo:
MnO4−
+ SO3
2−
→ Mn
2+
+
2 −
c) NaCl(ac) + F2 (g) →
SO4
∆
1. Identificación del estado de oxidación y reducción:
+7
+4
MnO4−
+
2
SO3 −
d) N2 (g) + H 2 (g) →
e) SO2(g) + O2 (g) →
+6
→ Mn
2+
+
is
f) NaCl (l) Electrolis
 
→
2 −
SO4
3. Haga las ecuaciones iónicas totales y netas de:
2. Semirreacción de:
Oxidación:
2
SO3 −
−
→
2
SO4 −
2+
a) CaCl2 (ac) + H 2SO4 (ac) → CaSO4 (s) + HCl (ac)
→ Mn
Reducción: MnO4
b) AlCl3 (ac) + NH4OH (ac) → Al(OH)3 (s) + NH4Cl (ac)
c) H 3PO 4 (ac) + Ca(OH)2 (ac) → Ca3(PO4) 2 (s) + H 2O (l)
3. Balanceo por masa:
2 −
SO3
MnO4 −
+ H2 O
4. Formule e indique la clase de reacción.
→
2−
SO 4
a)
b)
c)
+
+ 2H
2+
+ 8 H+ → Mn + 4 H2O
2−
+ H2O − 2 e− →
SO3
2
MnO4
5 SO3
2−
−
2−
SO 4
e)
+ 8 H+ + 5 e− → Mn2+ + 4 H2O
+
2−
2−
5 SO3
2−
+ 2 MnO4 − + 6 H+ → 5 SO4
+
2+
+ 10 H +2 Mn
2+
+2 Mn
Si combustiona propano en aire.
gas dióxido de nitrógeno dejando como residuo una sal de cobalto.
+
+ 2H
+ 5 H2O + 2 MnO4 − + 16 H → 5 SO4
Si el sulfuro ferroso reacciona con el oxígeno produce dos compuestos.
d) Si reacciona cobalto metálico con un exceso de ácido nítrico, se libera un
4. Balanceo por carga y multiplicación cruzada de los coeficientes de electrones
5
Si reacciona un trozo de potasio con agua.
Se desprende dióxido de carbono cuando se hace reaccionar carbonato
de calcio con ácido clorhídrico.
5. Balancear por el método ión electrón en medio ácido las siguientes
reacciones redox :
+ 8 H2O
a) MnO + PbO2 + HNO3 → HMnO4 + Pb(NO3)2 + H2O
+ 3 H2O
b) KI + KIO 3 + H 2SO4 → I2 + K2SO4 + H2O
6.6. Ejercicios
1. Indique la clase de reacción de :
c) K2Cr2O7+ H2SO4 + CH3CH2OH → Cr2(SO4)3 + K2SO 4 + CH3CHO + H2O
a)
CaO(s) + H2O(l) → Ca(OH)2(ac)
d) BaSO4 + Na2CO3 + C → Na2S + BaCO3 + CO
b)
N 2O3 (s) + H 2O(l) → HNO2 (ac)
e) P4 + HClO 3 + H2O → H3PO4 + HCl
c)
NaI (ac) + Cl2 (g) → I2(s) + NaCl(ac)
f) PbO2 + HI
d)
Ba(NO3)2 (ac) + Na2CO3 (ac) → BaCO3 (s) + NaNO3 (ac)
→ PbI2 + I2 H2O
g) Zn + H2MoO4 + H2SO4 → ZnSO4 + Mo2(SO4)3 + H2O
47
__________________________________________________________________QUÍMICA__________________________________________________________________
10. Señalar la relación incorrecta:
6. Balancear por el método ión electrón en medio básico las siguientes
reacciones redox:
2-
a) C 2O4 à CO2
b) CH3OH à HCHO
c) H 2O2 à O2
23+
d) Cr2O7 à Cr
e) MnO2 à MnO4
a) NaClO3 + MnO2 + KOH → K2MnO4 + KCl + H 2O
b) Mn2+ + Ag+ → MnO2 + Ag
c) MnO4 − + HSnO2− → SnO32− + MnO2
: Oxidación
: Reducción
: Oxidación
: Reducción
: Oxidación
d) MnSO4 + KMnO4 + KOH → MnO 2 + K 2SO 4 + H 2O
11. Cuántos electrones se requieren para balancear la siguiente
semireacción de oxidación:
e) P4 + KOH → K3PO3 + H2
-
7. Por reacción entre el carbonato de sodio y el cloruro de bario en
solución acuosa se forma un compuesto insoluble, la fórmula es:
a)
NaCl
b) BaCO3
c) Na2CO 3
d) BaCl2
3-
+
P4 + 16 H2O - ......e à 4 PO4 + 32 H
a) 5
b) 10
c) 15
d) 20
d) 3
f) Al + NaOH + H 2O → NaAlO2 + H2
12. Asigne números de oxidación a cada elemento de los siguientes
compuestos e iones:
a) SO3
b) HNO3
c) LiOH
d) Fe(OH) 3
e) HClO 3
f) CuCl2
g) K 2CrO4
h) Ni(OH)2
l) S 2O32k) SO42i) N2H4
j) NO3-
e) NaHCO3
8. Cuando el etanol arde en presencia de aire, produce anhídrido carbónico
y agua más energía.
CH3CH2OH + O2 à CO2 + H 2O + Energía
A qué clase de reacción corresponde:
a) Combinación.
b) Descomposición.
c) Desplazamiento doble.
d) Redox.
e) Desplazamiento simple.
13. Decide cuáles de las siguientes reacciones son de oxidación –
reducción. En cada caso, explique su decisión e identifique los
agentes oxidantes y reductores.
a)
b)
c)
d)
e)
f)
g)
h)
9. Respecto a la reacción redox siguiente:
K2Cr2O7 + FeSO4 + HCl à CrCl3 + Fe2(SO 4)3 + FeCl3 + KCl
Las proposiciones son verdaderas y falsas.
I. El agente oxidante es el K2Cr2O7
II. El agente reductor HCl
III. El cromo se reduce de +6 a +3
IV. El cloro se oxida de –1 a +1
El orden correcto es:
a) VFVF
b) VFVV
c) VVVF
d) FVFV
e)VFFV
Na (OH) (ac) + HNO3(ac) → NaNO3(ac) + H 2O(l)
4Cr(s) + 3O 2(g) → 2Cr 2O3(s)
NiCO3(s) + 2HCl(ac) → NiCl2(ac) + H2O(l) + CO2(g)
Cu(s) + Cl2(g) → CuCl2(g)
Fe(s) + 2HCl(ac) → FeCl2(ac) + H2(g)
2Al(s) + 3CuSO4(ac) → Al2(SO4)3(ac) +3Cu(s)
Au(s) + 3AgNO3(ac) → Au(NO3) 3(ac) + 3Ag(s)
CdCl2(ac) + Na2S(ac) → CdS(s) + 2NaCl(ac)
14. Escriba semirreacciones de oxidación y de reducción para las
siguientes ecuaciones redox netas. Demuestre que su suma es la
reacción neta.
a) Cd(s) + Cu2+(ac) → Cu(s) + Cd2+(ac)
b) Zn(s) + 2H3O+(ac) → Zn2+(ac) + H2(g) + 2H2O(l)
48
__________________________________________________________________QUÍMICA__________________________________________________________________
c) 2Al(s) + 3Zn2+(ac) → 2Al3+(ac) + 3Zn(s)
15. Balancee la ecuación para la reacción de Zn con Cr2O7
ácida.
2-
Zn(s) + Cr2O7
(ac)
→ Cr
3+
50
2-
P.A.V = 
100
en solución
49,9472 uma (0,75) + 50,9490 uma (99,25)
P.A. V =  = 50,9415 uma
100
2+
(ac)
+ Zn
(ac)
7.1.2. Peso fórmula (PF)
Es la suma de los pesos atómicos de los elementos en la formula, contando cada uno
el número de veces que aparece en ella. El peso fórmula da la masa de una unidad
fórmula en uma. El termino “peso formula” se usa tanto para sustancia iónicas como
moleculares. Ejemplo el Peso fórmula del NaCl es 58,45 uma.
TEMA 7
ESTEQUIOMETRÍA
La palabra “estequiometría” se deriva del griego stoicheion, que significa
“primer principio o elemento”, y metron, que significa “medida”.
La estequiometría describe relaciones cuantitativas:
a. Entre los elementos en los compuestos (estequiometría de composición).
b. Entre las sustancias químicas cuando sufren cambios químicos (estequiometría de la reacción).
7.1.3. Peso Molecular o masa molar (PM)
Es la suma de los pesos atómicos de los elementos en la fórmula, contando
cada uno el número veces que aparece en ella. El peso molecular es
específicamente para sustancias moleculares (no iónicas). Ejemplo el peso
molecular del CO2 es 44 g/mol
7.1.4. El Mol
7.1. Unidades químicas de masa
7.1.1 Peso atómico (PA) o masa atómica
Es la Cantidad de sustancia que contiene tantas entidades elementales (átomos,
moléculas, partículas, etc.) como átomos hay en exactamente 12 g de carbono
23
12. Este número es igual a 6,022045x10 .
23
1 mol = 6,022045 x10 átomos (moléculas o partículas).
Este número se llama Número de Avogadro, Para cálculos este número se
redondea a cuatro cifras significativas 6,022 x1023 átomos.
Promedio de las masas atómicas de todos los isótopos de un mismo elemento,
se expresa en unidades de masa atómica (uma). El Carbono de masa 12 sirve
como patrón, de modo que una unidad de masa atómica se define como 1/12
de la masa de un átomo de carbono-12.
uma = 1/12 masa de carbono 12
Un mol de átomos de carbono 12 tiene una masa exactamente de 12 g y
contiene 6,022045 x1023 átomos. Esta cantidad se llama masa molar del
carbono 12 y es la masa (en gramos o kilogramos) de un mol de unidades
(como átomos o moléculas) de la sustancia.
Ejemplo: ¿Cuántas moléculas de oxígeno hay en 10 moles del mismo?
Solución:
Masa de un átomo de carbono 12 = 12 uma
Peso atómico =
51
Masa V (% abun) + Masa V (% abun)
M 1 (% 1 ) + M 2 (% 2 ) + ... + M n (% n )
100
1 mol de O2  6,022 x10 átomos de oxígeno
23
Ejemplo:
50
¿Cuál es el peso atómico del vanadio si tiene dos isótopos: V con una masa
51
atómica de 49,9472 uma, su abundancia es 0,75 % y V que tiene una masa
atómica de 50,9490 uma cuya abundancia es 99,25%?
Solución:
10 moles de O2  X
24
X = 6,022 x10 átomos de oxígeno
49
__________________________________________________________________QUÍMICA__________________________________________________________________
Peso Eq-g H2SO4 = 98 g
2
Peso Eq-g H2SO4 = 49g
Ejemplo: a) ¿Cuantas moléculas de dióxido de carbono?, b) ¿Cuántos átomos
de Carbono y oxígeno, hay en 11 g del mismo?
Solución:
1 mol de CO2  6,022 x10 moléculas de CO2
23
b)
c)
44 g de CO2  6,022 x10 moléculas de CO2
11 g
X
23
Peso Equivalente de una base
Peso equivalente base = Peso formula o peso molecular
0
N de oxidrilos (OH )
23
X = 1,5055 x10 moléculas CO2
Ejemplo: El peso equivalente del hidróxido de sodio:
Átomos de C: por cada molécula de CO2 hay un carbono entonces hay: 1,5055
23
x10 átomos de carbono.
Átomos de O: 2 (1,5055 x1023 átomos de O) = 3.011x1023 átomos de oxígeno
Peso Eq-g NaOH =
40 g
1
Peso Eq-g NaOH = 40 g
7.1.5. Peso Equivalente (Peq-g)
Es el peso de una sustancia necesaria para combinarse o desplazar a 1,008g de
hidrogeno (H2), u 8 g de oxígeno (O2), ó 35,45 g de cloro (Cl2). Se puede definir
también como: El peso de una sustancia que gana, pierde o comparte el número
de Avogadro de electrones (mol) cuando se combina con otra sustancia. O
también la masa de una sustancia involucrada en la transferencia de una unidad
de carga
d) Peso Equivalente de una sal
Peso fórmula o peso molecular
Peso equivalente de una sal =
El peso equivalente o equivalente-gramo cuando se expresa en gramos permite
con facilidad realizar cálculos estequiométricos sin necesidad de establecer
relaciones molares.
Ejemplo: El peso equivalente del sulfato de calcio
Peso eq-g Na2CO3 = 106 g
2
Peso eq-g Na2CO3= 53 g
a) Peso equivalente de un elemento
Peso equivalente elemento =
Peso atómico
Estado de oxidación
e) Peso Equivalente de un agente oxidante o reductor
Peso fórmula
Ejemplo: El peso equivalente del Magnesio:
Peso Eq-g Mg = 24 g = 12 g
2
b) Peso Equivalente de un ácido
Peso equivalente ácido =

Carga total (iones positivos o negativos)
Peso equivalente del agente oxidante o reductor = 
N° de electrones ganados
o perdidos
7.1.6. Composición Porcentual
La composición porcentual es la composición de la masa en gramos de cada
elemento constituyente con respecto a 100 g de compuesto.
Peso formula o peso molecular
0
+
N de Hidrógenos reemplazables (H )
Ejemplo: El peso equivalente del ácido sulfúrico:
50
__________________________________________________________________QUÍMICA__________________________________________________________________
H:
Masa en gramos del elemento
7,75 g H x
________________
= 7,69 mol de H
1,008 g H
Composición porcentual de un elemento =  x 100%
Masa molar del compuesto
Si ambos dividimos por 7,69, resulta que la relación es 1:1, por lo tanto la
fórmula empírica es CH, pero la fórmula molecular del acetileno es C 2H2.
Determinación de fórmula molecular
Por ejemplo si se desea hallar la composición porcentual del SO2:
Se determina la masa molar: (32 g S) + 2(16 g de O) = 64 g, entonces:
De la misma manera que las fórmulas empíricas, se pueden determinar las
fórmulas moleculares. Una de las formas para determinar la fórmula molecular
es a partir de la fórmula empírica, para ello se debe conocer masa molar del
compuesto, este permite relacionar la fórmula empírica con la fórmula molecular
de la siguiente manera:
32 g de Azufre
% de S =  x 100 = 50 % de S
64 g SO2
Masa molar de la sustancia
32 g de Oxígeno
n = 
Masa molar de la fórmula empírica
% de O =  x 100 = 50 % de O
64 g SO2
Donde n: es el número de unidades de fórmulas empíricas, luego la fórmula
molecular se calcula con la fórmula siguiente:
Fórmula molecular = n × Fórmula empírica
7.1.7. Fórmula empírica y molecular
La formula empírica para un compuesto es la mas pequeña relación de
números enteros de átomos presentes.
La formula molecular o verdadera indica los números reales de átomos
presente en una molécula del compuesto.
Por ejemplo, para el peróxido de hidrógeno su formula empírica es HO y su
formula molecular es H2O2.
Problema: La vitamina C (Ácido ascórbico) es antiescorbútica, se encuentra en
frutas agrias. Tiene una composición de 40,89 % de carbono, 4,58 % de
hidrógeno y 54,53 % de oxígeno. Determinar: a) Su fórmula empírica, b) Su
fórmula molecular si masa molar es de 176?
Solución:
Primero se calcula la fórmula mínima con los porcentajes:
40,89 g
________________
C:
= 3,408
12,00 g C
Determinación de la fórmula empírica
El acetileno es un hidrocarburo no saturado, usado en la soldadura autógena,
Tiene una composición porcentual de 92,25 % de carbono y 7,75 % de
hidrógeno. ¿Cuál es la fórmula empírica?
Solución:
Considerando que 100 % constituye 100 g de muestra, entonces:
4,58 g
H:
92,25 g C x
= 4,544
1,008 g H
1 mol de C
C:
________________
________________
= 7,69 mol de C
12,00 g C
54,53 g
O:
________________
16,00 g C
1 mol de H
51
= 3,408
__________________________________________________________________QUÍMICA__________________________________________________________________
b. de mol.
c. de moléculas.
d. de volumen.
Para encontrar la relación de números enteros dividimos entre el
menor:
3,408
C:
___________
= 1
RELACIONES ESTEQUIOMÉTRICAS
Por ejemplo en la reacción siguiente:
3,408
H2S (g) + 2 NH3 (g) → (NH4) 2S (g)
4,544
H:
____________
= 1,33
3,408
3,408
O:
___________
Masa :
34 g
34 g
→
68 g
Mol :
1 mol
2 mol
→
1 mol
Moléculas : 6,022x10
Volumen :
= 1
Como todavía no son números enteros, entonces se multiplica por 3 entonces
obtenemos: C3H 4O3 que es la fórmula empírica, para hallar la fórmula molecular
conociendo la masa molar de la fórmula empírica (3 C + 3 O + 4H = 88,03)
dividimos la masa molar de la fórmula molecular entre la masa molar de la
fórmula empírica:
Masa molar de la fórmula molecular
n=
23
2(6,022x10
1 Volumen
2 Volumen
=
Masa molar de la fórmula empírica
1. Ecuación química: NaOH (ac) + H3PO4 (ac)
→ Na3PO4 (ac) + H2O (ac)
= 2
88,03
a)
Moles de ácido fosfórico: Primero la conversión de 60 g de NaOH a mol,
luego la relación estequiométrica de mol de NaOH a mol de H3PO4
3 (40 g) NaOH  3 mol NaOH  1 mol de H3PO 4
60 g NaOH  X mol
“
 Y
Y = 0,5 mol H 3PO4
7.2. Relación estequiométrica
•
→ 1 Volumen
2. Balanceo: 3 NaOH (ac) + H3PO4 (ac) → Na3PO4 (ac) + 3 H2O (ac)
3 (40 g)
97,99 g
163,97 g
3 (18 g)
3 mol
1 mol
1 mol
3 mol
Y la fórmula molecular es = 2 fórmula empírica
Fórmula molecular = n x Fórmula empírica
Fórmula molecular = 2 (C3H4 O3 ) = C6H8 O6
•
23
Ejemplo:
Una disolución acuosa que contiene 60 g de hidróxido de sodio, se neutralizan
con suficiente cantidad de ácido fosfórico (ácido ortofosfórico). a) ¿Cuántos
moles de ácido son necesarios?, b) ¿Cuántos moles de agua se han formado?
Solución:
176
_______________
) → 6,022x10
2(22,414 L) → 22,414 L
22,414 L
3,408
_____________________________________________
23
b)
Las relaciones estequiométricas en una ecuación química balanceada
puede ser :
a. Entre reaccionantes.
b. Entre productos.
c. Entre un reaccionante y producto.
Moles de agua:
3 (40 g) NaOH  3 mol NaOH  3 mol de H2O
60 g NaOH  X mol
“
 Y
Y = 1,5 mol H2O
A su vez pueden ser relaciones:
a. de masa (generalmente en gramos).
Ejemplo: Considerar la reacción:
4 NH3 + 5 O 2 à 4 NO + 6 H 2 O
52
__________________________________________________________________QUÍMICA__________________________________________________________________
X = 32,8 g Ca(NO3)2
Por cada 10,0 moles de NH3,(a) ¿Cuántos moles de O2 se necesitan? (b)
¿cuántos moles de NO se producen?
De las dos respuestas se escoge el menor es decir 32,8 g Ca(NO3)2 ,por lo tanto
el reactivo limitante es el hidróxido de calcio por que está presente en menor
cantidad y se consume primero, estando en exceso el ácido nítrico.
4 mol NH 3  5 mol O2
10 mol NH3  X mol
X= 12,5 mol O 2
7.4. Rendimiento de una reacción
4 mol NH3  4 mol NO
10 mol NH3 X mol
El rendimiento teórico de una reacción química es el rendimiento calculado
suponiendo que la reacción se complete, en la practica a menudo no se da esto
por diferentes razones:
a. Muchas reacciones no se completan, es decir los reactantes no se convierten
completamente en productos.
b. Algunos reactantes pueden sufrir dos o mas reacciones simultaneas,
reacciones no deseadas “reacciones secundarias”.
c. La separación del producto deseado de la mezcla no se puede aislar en su
totalidad.
X = 10 mol NO
Ejemplo: Hallar la masa de cloro que se combinara con 4,77 g de hidrogeno para
formar cloruro de hidrógeno.
H 2 + Cl2 à 2 HCl
2 g H2  70,9 g Cl2
4,77g H2  x g
x = 169,1 g Cl2
7.3. Reactivo limitante
El término porcentaje de rendimiento se usa para indicar cuanto del producto
deseado se obtiene en una reacción.
Cuando se efectúa una reacción, los reactivos comúnmente no están presentes
en las cantidades estequiométricas exactas, esto es, en las proporciones
indicadas en la ecuación balanceada. El reactivo que se consume primero en
la reacción se llama reactivo limitante, dado que la máxima cantidad de
producto formado depende de la cantidad de este reactivo que se encuentra
presente originalmente, cuando se acaba este reactivo no se puede formar mas
producto, los reactivos presentes en cantidades mayores a las requeridas se
llaman reactivos excedentes.
Ejemplo:
Porcentaje de rendimiento = rendimiento real de producto x 100
rendimiento teórico de producto
El mesitileno (C9H 12), se emplea para sintetizar algunos compuestos orgánicos.
Si se obtiene 73,4 g de mesitileno a partir 143 g de acetona (C3H6O) en
presencia de ácido sulfúrico. ¿Cuál es el rendimiento porcentual del mesitileno
en esta reacción?
¿Cuántos gramos de nitrato de calcio se obtiene por la reacción de 37,8 g de
ácido nítrico con 14,8 g de hidróxido de calcio?
H2SO4
3 C 3H6O → C9H12 + 3 H2O
2 HNO3 + Ca(OH)2 → Ca(NO3)2 + 2 H2O
Solución: Primero calculamos el rendimiento teórico, con 143 g de acetona:
3 (58 g C3H 6O)  120 g C 9H12
Solución: Primero calculamos los gramos de nitrato de calcio con 37,8 g de
ácido nítrico.
143 g C3H6O
2 (63 g) HNO3 164 g Ca(NO3)2
 X
X = 98,62 g C9H12
37,8 g HNO3  X g “
X = 49,2 g Ca(NO3) 2
Luego calculamos el rendimiento porcentual:
Rendimiento real del producto
Rendimiento porcentual =  x 100 %
Rendimiento teórico del producto
Luego calculamos con 14,8 g de hidróxido de calcio:
74 g Ca(OH)2  164 g Ca(NO3)2
14,8 g Ca(OH) 2  X
53
__________________________________________________________________QUÍMICA__________________________________________________________________
4.
73,4 g
Rendimiento porcentual =  x 100 % = 74,43 %
98,62 g
Fe2O3 (s) + 3 CO (g) -----------2 Fe (l) + 3 CO2 (g)
a) ¿Cuántos moles de CO se necesitan para producir 20 moles de Fe?
b) ¿Cúantos moles de CO2 se desprenden por cada 10 moles de fe formado?
Responda la alternativa correcta:
7.5. Ejercicios
1. Si una reacción se inicia con 5.02 moles de CO. Calcule el número de
moles de CO2 producidos si hay suficiente oxígeno gaseoso para
reaccionar con todo el CO según la siguiente reacción:
a) 30 moles de CO y 15 moles de CO2
b) 15 moles de CO y 15 moles de CO2
c) 30 moles de CO y 30 moles de CO2
d) 15 moles de CO y 30 moles de CO2
e) N.A.
2 CO (g) + O2 (g) ----------CO2 (g)
¿Cuál es la respuesta correcta?
a) 10.04 moles
d) 2.08 moles
2.
b) 5.04 moles c) 2.5 moles
e) 5.02 moles
5.
El tetracloruro de silicio (SiCl4) se puede preparar por calentamiento de
silicio en cloro gaseoso según la siguiente reacción
I. 0.0021 moles
21
II 1.26 x 10 moléculas
III. 0.0042 moles
21
IV. 2.52 x 10 moléculas
V. Todas son correctas
Son correctas:
a) I y II
b) III y IV
En la reacción se producen 0.25 moles de SiCl4 ¿Cuántos moles de Cl2
molecular se usaron en la reacción?
3.
b) 0.5 moles
e) 0.75 moles
El cianuro de hidrógeno es un líquido incoloro, volátil y con el olor de
ciertos huesos de frutas (por ejemplo los huesos del durazno, ceraza,
etc.). Este compuesto es sumamente venenoso. ¿Cuántos moles y
moléculas habrá en 56 miligramos de HCN, la dosis tóxica promedio?
De las siguientes afirmaciones cuales son correctas:
Si + 2 Cl2 (g) ----------SiCl4 (l)
a) 2.0 moles
d) 0.25 moles
En un alto horno, el mineral de hierro Fe2O3 se convierte en hierro
mediante la reacción:
c) 1.0 moles
La estricnina es un veneno muy peligroso usado como raticida, donde
la composición del mismo es.
6.
C: 75.450 %
H: 6.587 %
N: 8.383 %
O: 9.581 %
c) solo V
d) N-A.
e) II y III
El nitrato de amonio (NH 4NO3) el cual se prepara partir de HNO3 se
emplea como fertilizante nitrogenado. ¿Calcular los porcentajes en
masa de los elementos N-H-O respectivamente?
La respuesta correcta en porcentaje es:
a) 40-20-40
b) 60-5-35
c) 33.3- 33.3-33.3
d) 35-5-60
e) 30-10-50
Encontrar la fórmula empírica. La fórmula corresponde a:
a) C 11H11NO
b) C 21H22N2O2
c) C 21H22NO
d) C 11H11N2O2
e) C 21H22NO2
7.
El ácido benzoico es un polvo blanco, cristalino, que se emplea como
preservante de alimentos, este compuesto contiene:
C: 68.8%
54
H: 5%
O: 26.2%
__________________________________________________________________QUÍMICA__________________________________________________________________
11. La reacción de 6.8 g de de sulfuro de hidrógeno con exceso de
anhídrido sulfuroso produce 8.2 g de azufre según la siguiente
reacción:
H2S + SO2 -----------3 S + 2 H2O
¿Cuál es el rendimiento?
¿Cuál es la fórmula mínima?
a) C 6H6O
b) C 6H6O2
c) C 7H6O 2
d) C 7H7O2
e) C 7H7O
8.
a) 90 %
b) 100 %
c) 85,4%
d) 95,4 %
e) 75,4 %
Se hicieron reaccionar 44.47 g de cobre con 189 g de ácido nítrico,
efectuándose la siguiente reacción.
Cu + 4 HNO3 ---------- Cu(NO3)2 + 2 NO2 + 2 H2O
12. ¿Cuál es la composición centesimal del siguiente compuesto
Al2(SO4)3.18H2O en función a la siguiente secuencia: Al-S-O-H, escoja
la alternativa correcta:
A) ¿Cuál es el reactivo limitante y reactivo excedente?
B) ¿Cuántos gramos de Cu(NO3) 2 se deben obtener?
C) ¿Qué masa de reactivo en exceso no reaccionó?
D) ¿Cuál fue el porcentaje de rendimiento si en el laboratorio se formaron
120 g de la sal?
a) 8.1 - 14.4 - 72.1 - 5.4 %
b) 8.1 - 14.4 - 77.1 - 0.4 %
c) 18.1 - 4.4 - 72.1 - 5.4 %
d) 18.1 - 4.4 - 70.1 - 7.4 %
e) 8.1 - 15.4 - 71.1 -5.4 %
Respuestas:
I. Reactivo limitante es el cobre, reactivo excedente el ácido nítrico
II. Rendimiento teórico 131.31 g
III. Masa excedente 12.5 g
IV. Rendimiento práctico 91.39 %
V. Reaccionan 44.47 g de cobre con 176.5 g de ácido nítrico
9.
13. Un compuesto contiene 66.6% de titanio y el 33.4% de oxígeno en
peso. ¿Cuál es la fórmula empírica?
a) TiO
b) TiO 2
c) TiO3
d) Ti2O3
e) Ti2O
La alternativa correcta es:
a) VVFFV
b) FFVVV
c) FFFFF
d) VVVVV
e) VFVFV
¿Cuál es el peso equivalente del KMnO4 en la siguiente reacción.
+2
MnO4 ------------Mn
Respuesta correcta:
a) 31.6 eq-g
b) 158 eq-g
c) 63.2 eq-g
d) 55 eq-g
e) 119 eq-g
14. Una muestra de óxido que pesa 1.596 g contiene 1.116 g de hierro y
0480 g de oxígeno. ¿Cuál es su fórmula empírica y cuál es su fórmula
molecular si tiene un peso de 160 uma?. Responda en el orden de
fórmula empírica- fórmula molecular:
10. ¿Cuál es el peso equivalente del HAlO2 en la siguiente reacción.
Marque la respuesta correcta.
a) 27 eq-g
b) 59 eq-g
c) 60 eq-g
d) N.A.
e) Todas son correctas
a) Fe2O3 - Fe2O3
b) FeO2 - Fe2O4
c) FeO3 - Fe2O6
d) FeO - Fe2O 2
e) N.A.
55
__________________________________________________________________QUÍMICA__________________________________________________________________
15. ¿Qué masa de metano ha de quemarse para producir 3.01 x 10
moléculas de agua, según la reacción:
23
CH 4 (g)+ 2 O2 (g) ---------- CO 2 (g) + 2 H2O (l)
↑↓
8O
↑↓
↑↓
↑
↑
2px
2py
2pz
↑
2s
1s
TEMA 8
Distribución electrónica hibridizada del oxígeno
EL AGUA, ÁCIDOS, BASES Y SOLUCIONES
8.1. El agua
8O
El agua es el compuesto más abundante y más distribuido en la superficie de la
tierra, se encuentra cubriendo unas tres cuartas partes de la superficie del globo.
Se encuentra dispersa en la naturaleza en sus tres estados físicos: sólido, o
hielo, en los polos, glaciares y nevados, Líquido, en los mares, lagos, ríos,
animales y vegetales, Y vapor, básicamente en la atmósfera como componente
de la atmósfera, en las nubes, la niebla, etc.
El agua potable que se usa como alimento, no es una especie química pura, sino
una solución acuosa que contiene pequeñas cantidades de aire disuelto y
diversas sales como cloruros, carbonatos, bicarbonatos, sulfatos, etc.
Principalmente de sodio, de calcio, de magnesio, etc. El agua potable debe tener
las siguientes características: a) debe ser límpida, incolora, inodora, fresca y de
sabor agradable, b) Debe contener aire disuelto para ser digestiva, c) Debe
contener pequeñas cantidades de sales en solución hasta un máximo de 0,5 g
por litro, d) No debe contener gérmenes patógenos, e) Cocer bien las legumbres
y disolver el jabón sin formar grumos.
↑↓
↑↓
↑↓
↑
3
3
2sp
2sp
2sp
3
3
2sp
1s
A simple vista pareciera que la distribución no ha cambiado porque sigue
teniendo dos electrones desapareados, pero fijándose bien se puede notar que
en la distribución básica, los electrones de valencia (último nivel) se encuentran
en 2 tipos de orbitales 2s y 2p, mientras que en la distribución hibridizada los
3
electrones de valencia están ocupando cuatro orbitales 2sp iguales, de la
misma energía.
De otro lado se nota que los dos últimos orbitales hibridados están
desapareados, cuando el oxígeno reacciona con dos átomos de hidrógeno, los
electrones del hidrógeno ocupan los lugares vacíos completando el octeto y
formando dos enlaces covalentes.
El agua destilada es el agua como sustancia no debe contener gases, ni sales, u
otras impurezas disueltas ni en suspensión, es decir, es el agua químicamente
pura. Se obtiene mediante la destilación, que permite separar todas las
sustancias no volátiles disueltas en el agua.
H 2O
↑↓
↑↓
↑↓
↑↓
↑↓
3
3
2sp
2sp
3
3
2sp
2sp
1s
8.1.1. Estructura del agua
El agua es un compuesto molecular, del oxígeno y el hidrógeno unidos por
enlaces covalente polar, en la proporción de 2 hidrógenos por cada oxígeno.
3
La distribución geométrica espacial para una hibridación sp es un tetraedro
regular con ángulos iguales de 109o; En el agua, los dos orbitales apareados del
oxígeno, sufren repulsión por su densidad electrónica, y por lo tanto el ángulo
formado por los otros dos orbitales se contrae, reduciéndose a 104,5o, dando
como resultado un tetraedro irregular:
De acuerdo a la Teoría del Enlace de Valencia en la molécula de agua el átomo de
3
oxígeno sufre una hibridación sp formando un tetraedro. Los pares no compartidos
hacen que el ángulo de enlace entre O-H es 104,5° y no 109,5° como en el tetraedro.
Distribución electrónica basal del oxígeno:
56
__________________________________________________________________QUÍMICA__________________________________________________________________
No se descompone fácilmente, para ello se requiere elevadas temperaturas
cerca de 1 000°C o la aplicación de una corriente eléctrica.
Reacciona con los metales alcalinos (Na, K, etc) desprendiendo hidrógeno.
Ejemplo:
H
2 H2O(l) + 2 K(s)
O
H
X
H2(g)
+
2 KOH(ac)
Es de carácter anfótero, es decir, se puede comportar como ácido o como base,
porque se ioniza dando iones hidrógeno y oxidrilo:
H2O
La estructura Lewis del Agua es:
..
:O
→
..
:O
H
H
H
+
+
OH
-
c. Poder disolvente de agua
X
El agua disuelve a un gran número de sustancias iónicas y moleculares
gracias a su naturaleza polar. Forma interacciones ión –dipolo, dipolo-dipolo
H
H
⇐⇒
En esta estructura los enlaces O - H son covalentes polares porque el O tiene
una electronegatividad de 3,5 y el H tiene 2,1; entonces el oxígeno tiene mayor
capacidad de atraer el par de electrones hacia sí adquiriendo una carga parcial
negativa que se traduce en el polo negativo y los hidrógenos están cediendo
parcialmente su electrón adquiriendo una carga parcial positiva. Entonces se
puede decir que en el agua hay dos enlaces covalentes polares en un ángulo de
o
104,5 lo que permite que el agua sea un dipolo.
-
O
H
+
+
H
_
H
H
H
O
O+
Na
H
O
H
O
H
H
H
8.2. Definición de ácidos y bases
8.1.2. Propiedades del agua
a. Propiedades Físicas
El carácter ácido o básico de las sustancias puede ser interpretado desde varios
puntos de vista, así por ejemplo por la reacción con el tornasol, por el pH, etc.
Las definiciones siguientes pueden aclarar la situación:
A la Temperatura ambiente se encuentra en el estado líquido y es mas densa
que el hielo, el agua presenta la anomalía de tener su máxima densidad de 1
3
g/cm a 3,98°C (4 °C), por encima y por debajo de esta temperatura la densidad
es menor de 1.
•
Su punto de fusión es de 0 C y de ebullición 100 C.
•
Tiene carácter polar.
•
Su calor específico es 4,18 J/g.°C, siendo un valor alto con respecto a otras
sustancias, por lo que se la utiliza como refrigerante.
o
8.2.1. Definición de Arrhenius
Ácido. Es toda sustancia que disuelta en agua se ioniza liberando iones
+
hidrógeno (H ). Ejemplo: el HCl, H2SO4.
Base. Es toda sustancia que disuelta en agua se ioniza liberando iones oxidrilo
(OH ). Ejemplo: el NaOH, Ca (OH)2
o
La reacción de neutralización es por lo tanto la reacción del ión hidrógeno con el
ión oxidrilo para formar agua neutralizándose ambos caracteres
b. Propiedades Químicas
Es bastante estable debido a sus enlaces covalentes polares
57
__________________________________________________________________QUÍMICA__________________________________________________________________
8.2.2. Definición de Bronsted y Lowry
H2O (l) + H2O(l)
H 3O
+
(ac)
-
+ OH (ac)
+
Ácido. Es toda sustancia capaz de ceder un protón H a otro ión o molécula en
fase acuosa o en otro medio. Ejemplo: el HCl, el H2O, NH 4+.
El agua se comporta como ácido y como base, dando cada una su par
+
+
conjugado, si consideramos que el ión H 3O es el ión H hidratado, se puede
escribir la reacción de ionización del agua en equilibrio.
Base. Es toda sustancia capaz de aceptar un protón, en medio acuoso o en otro
medio, Ejemplo: OH–, NH3, CO32-.
De acuerdo a esta definición, no puede existir un ácido sino hay una base,
porque la existencia de uno implica la existencia del otro.
Por lo tanto en toda reacción ácido base de izquierda a derecha y de derecha a
izquierda hay transferencia de protones, manifestando la formación de los pares
conjugados, Ejemplo:
H+ (ac) + OH-(ac)
H2O
+
-
Kw = [H ][OH ] = 1x10
-14
o
Base conjugada
Acido
HNO2(ac)
La constante de equilibrio (Kw) de esta reacción de disociación a 25 C es de
1x10-14 llamado constante del producto iónico del agua, por lo tanto la
+
-7
concentración de Iones H y OH en el agua es 1x10 M para cada uno, por lo
que el agua pura es de carácter neutro.
+
H 2O (l)
-
NO 2(ac)
Base
+
+
H3O (ac)
Esto demuestra que los caracteres ácido y básico son complementarios y
contrarios, si para una sustancia el carácter ácido aumenta, el carácter básico
disminuye y el producto de ambas concentraciones siempre será 1x10-14.
Acido conjugado
Ejemplo: El HCl en solución acuosa 0,1 M, le corresponde una concentración de
+
-14
-13
H = 0,1 M y de OH = (1x10 ) (0,1) = 1x10 . O sea que como ácido es fuerte
y como base es muy débil.
El ácido nitroso cede un protón al agua y se convierte en una base conjugada, el
agua se comporta como base, acepta un protón y se convierte en un ácido.
Acido conjugado
Base
NH3(ac)
+
H2O(l)
+
NH 4(ac)
8.4. Escala de pH y pOH
El pH se define como el logaritmo negativo de la concentración de iones
hidrógeno:
-
+ OH (ac)
+
pH = - log [H ]
Acido
Base conjugada
El pOH se define como el logaritmo negativo de la concentración de iones
oxidrilo:
Ahora el agua se comporta como un ácido y cede un protón al amoniaco
convirtiéndose en una base conjugada y el amoniaco que es la base se convierte
en un ácido conjugado.
8.3. Producto iónico del agua
POH = - log [OH-]
Par establecer una escala de fuerza se ha creado la escala de pH que no es
más que la aplicación del logaritmo decimal negativo de la constante de
disociación del agua:
- log Kw = - log [H +] – log [OH-]
La definición más importante para establecer una escala de fuerza para el
carácter ácido o básico de una sustancia es la de Bronsted y Lowry, De acuerdo
a la cual el agua es anfótera, es un ácido o una base según la sustancia con la
que reacciona, si reacciona con si misma:
14 = pH + pOH
58
__________________________________________________________________QUÍMICA__________________________________________________________________
+
Como se puede notar para una misma concentración del HNO 3 y CH3OOH, el
pH del ácido acético es menos ácido 3,37 que el ácido nítrico que es 2, porque
es un ácido fuerte.
De igual manera una base fuerte es aquella que se ioniza totalmente como el
NaOH, KOH, Ca(OH)2, y una base débil la que al disolverse en agua se ioniza
parcialmente y por lo tanto establece un equilibrio entre sus iones y la base en
solución, regido por una constante de equilibrio Kb.
Ejemplo: Calcular el pH de una solución de NaOH 0,1 M.
Es una base monobásica fuerte, entonces [OH ]= 0,1 M
pOH = -log (0,1) = 1
pH = 14 - 1 = 13
Esta cerca de 14, es una base fuerte.
8.6. Indicadores ácidos y bases
Caracter ácido crece
pH
0
7
14
Caracter básico crece
8.5. Fuerza de los ácidos y bases.
Se llama ácido fuerte a un ácido que al disolverse en agua se ioniza totalmente,
Ejemplo: HCl, HNO3, HClO4.
+
HCl(ac) à H (ac) + Cl (ac)
No hay equilibrio, todo pasa a la derecha, hay disociación total.
Un indicadores ácido
base, por lo general, es un acido orgánico o base
orgánico débil que tiene colores claramente diferentes en sus formas no ionizada
e ionizada. Estas dos formas están relacionadas con el pH de la solución, en el
que el indicador se encuentra disuelto. No todos los indicadores cambian de
color a los mismos valores de pH.
Considérese un ácido débil monoprótico (HIn), que actúa como indicador, en
solución:
Ejemplo: ¿Cuál es el pH de una solución de HNO3 0,01 M.?
HNO 3(ac)à H +(ac) + NO3-(ac)
Al Inicio
0,01 M
0
0
Al final
0
0,01 M 0,01 M
pH = -log (0,01) = 2
H ln( ac) ⇔ H + (ac) + ln − (ac)
Un ácido débil es aquel que no se disocia totalmente sino que establece un
equilibrio entre sus iones en solución y el ácido molecular en solución, ejemplo:
H 2CO3, CH3COOH, H 3PO 4.
+
La concentración de ión H en el equilibrio es función de la constante de
equilibrio Ka.
Ejemplo. ¿Cuál es el pH de una solución de CH3COOH 0,01 M.?
Al inicio
Al final
CH3COOH (ac)
0,01 M
0,01 – x
H
+
-
+ CH3COOH (ac)
0
0
x
x
(ac)
Color 1
color 2
Si el indicador está en un medio suficientemente acido, el equilibrio anterior, de
acuerdo con el principio de Le Chatelier, se desplaza hacia la izquierda y el color
predominante del indicador es el de la forma no ionizada (HIn). Por otra parte, en
un medio básico, el equilibrio se desplaza hacia la derecha y predomina el color
de la base conjugada (In ).
El tornasol azul es básico, cuando está frente a una ácido acepta un protón y se
convierte en un ácido conjugado dando el color rojo.
-5
Ka = 1,8x10 .
+
Ka =
[H ][CH
+
[CH
−
3 COO
COOH
]
3
]
-4
x = [H ] = 4,24x10 M
-4
pH = - log (4,24x10 ) = 3,37
Ejemplo: Cuál es el pH del HCl 0,01 M.
El pH = - log 0,01 = 2 y
El pOH = 14 – 2 = 12.
Tornasol (azul) + H
1.8x10− 5
xx
=
0, 01 −x
Tornasol-H (rojo)
-
Tornasol-H (rojo) + OH
59
Tornasol (azul) + H2O
__________________________________________________________________QUÍMICA__________________________________________________________________
8.7. Soluciones
• Soluciones Diluidas: Son soluciones que contienen poca cantidad de
soluto. Generalmente su concentración es menor que 5 Molar, por
ejemplo: NaOH 0.5M.
• Soluciones Concentradas: Son soluciones que contienen razonable
cantidad de soluto. Su concentración es mayor que 5 Molar, por
ejemplo: NaOH 8M.
• Soluciones Saturadas: Son soluciones que contienen la máxima
cantidad de soluto que pueda disolverse, a una temperatura dada. En
este tipo de soluciones existe un equilibrio entre el soluto disuelto y el
soluto sin disolverse.
• Soluciones Sobresaturadas: Son soluciones que contienen mas
cantidad de soluto disuelto del que normalmente pueda disolverse, a
una temperatura dada. Este tipo de soluciones se preparan con ayuda
del aumento de temperatura para favorecer la disolución.
Una solución se define como una mezcla homogénea de dos o más
componentes, al decir homogénea se refiere a que se presentan en una sola
fase, por ejemplo una solución de sal en agua, azúcar en agua etc.
Las soluciones verdaderas constan de un disolvente y uno o más solutos, cuyas
proporciones varían de una a otra solución. La sustancia que se disuelve y se
encuentra en menor proporción recibe el nombre de soluto, mientras que el
solvente o disolvente es el medio en el cual los solutos se disuelven y se
encuentra en mayor proporción.
Los componentes de las soluciones reciben nombres especiales. A la sustancia
que se disuelve (o la sustancia que está en menor cantidad) se le llama soluto.
El componente cuyo estado físico se conserva (o la sustancia presente en
mayor cantidad) recibe el nombre de disolvente. El agua es sin lugar a dudas el
solvente más familiar. Su estado físico se conserva cuando disuelve sustancias
comunes como el azúcar de mesa (sacarosa), la sal de mesa (NaCl) y alcohol
etílico.
8.7.1. Clasificación
Los disolventes y las soluciones que se forman no siempre son líquidos, el aire
es una solución gaseosa de oxígeno argón vapor de agua y otros gases en
nitrógeno gaseoso. El acero es una solución de un sólido disuelto en otro sólido
(carbono en hierro), en la siguiente tabla se puede resumir los diferentes tipos de
soluciones de acuerdo al estado físico del soluto y solvente.
Por el Estado Físico de la Solución:
• Soluciones Líquidas: Cuando el disolvente es un líquido y según sea el
tipo de soluto pueden ser:
Sólido en Líquido: Cuando el soluto es un sólido, por ejemplo: azúcar en
agua.
Líquido en Líquido: Cuando el soluto es un líquido, por ejemplo: etanol en
agua.
Gas en Líquido: Cuando el soluto es un gas, por ejemplo: cloro en agua.
• Soluciones Sólidas: Cuando el disolvente es un sólido y pueden ser:
Sólido en Sólido: Cuando el soluto es un sólido, por ejemplo: el latón, el
cual contiene cobre y zinc (aleación).
Líquido en Sólido: Cuando el soluto es un liquido, por ejemplo: empaste
dental.
Gas en Sólido: Cuando el soluto es un gas, por ejemplo: H2 gaseoso en
paladio.
• Soluciones Gaseosas: Cuando el disolvente es un gas y
pueden ser:
Sólido en Gas: Cuando el soluto es un sólido, por ejemplo: polvo
atmosférico.
Líquido en Gas: Cuando el soluto es un líquido, por ejemplo: la niebla.
Gas en Gas: Cuando el soluto es un gas, por ejemplo: el aire.
Soluto
Solvente
Ejemplo
Gas
Gas
Aire
Líquido
Gas
Niebla
Sólido
Gas
Humo
Gas
Líquido
Bebidas carbonatadas CO2 en H2O
Líquido
Líquido
Vino, etanol en agua, Vinagre
Sólido
Líquido
Soluciones de sales en agua
Gas
Sólido
Piedra pómez
Líquido
Sólido
Mantequilla
Sólido
Sólido
Aleaciones
Problema: En las siguientes soluciones ¿Qué sustancia es el disolvente?
a)
b)
Por la Cantidad de Soluto en la Solución:
60
2 onzas de aceite y 2 galones de gasolina.
dióxido de carbono en agua ( en el agua carbonatada).
__________________________________________________________________QUÍMICA__________________________________________________________________
c)
d)
c. Molaridad.- La molaridad se define como el número de moles de soluto
contenidos en un litro de solución.
70 mL de alcohol isopropílico y 30 mL de agua (en alcohol para frotar).
25 g de Ni y 75 g de Cu ( en un aleación de acuñación).
n
M=
V (L)
8.7.2. Concentración
La concentración de una solución es la cantidad de soluto presente en una
cantidad dada de solución. La forma de expresar la concentración de una
solución, pueden ser en unidades físicas o unidades químicas
Existen dos formas de expresión de las unidades de concentración: expresiones
físicas y expresiones químicas.
Obsérvese que la cantidad de soluto no se expresa en gramos sino en moles y
el volumen siempre será en litros, por lo que las unidades de la molaridad
siempre serán mol/L.
La ecuación anterior se puede modificar de la siguiente manera:
Las expresiones físicas son las llamadas expresiones porcentuales: porcentaje
peso (%p/p), porcentaje peso volumen (%p/v), porcentaje volumen volumen (%
v/v). Este tipo de expresiones de concentración no son muy exactas.
sabiendo que :
a. Porcentaje peso - peso.- Expresa la masa de soluto en cien unidades de
masa de solución:
Ejemplo 1: Se prepara una solución disolviendo 30 g de azúcar en 70 g de
agua, ¿Cuál será la concentración en porcentaje peso-peso?
100 g de solución ----------100%
30 g de soluto ----------x
x = 30 %
n=
m
PM
M=
m
PM ×V (L)
Esta última expresión permite el cálculo de la concentración molar cuando nos
dan la masa de soluto en gramos pero es necesario conocer la masa molar
(peso molecular) que se calcula sumando los pesos atómicos de la molécula.
Cantidad de soluto NaCl = 30 g
Cantidad de solvente (H 2O) = 70 g
Cantidad de solución = 100 g
Ejemplo 5 : ¿Cuál será la concentración de una solución que se preparó
disolviendo 10,6 g de Na2CO3 en 500 mL de solución?
Solución:
b. Porcentaje peso - volumen.- Expresa la masa de soluto en cien unidades de
volumen de solución.
Ejemplo 2: Se disuelven 10 g de NaCl hasta 50 mL de solución. ¿Cuál será la
concentración expresada en %p/v?
50 mL de solución --------------100 %
10 g de soluto -------------- x
x = 20 %
m NaCl = 10,6 g
V = 500 mL = 0,5 L
106 g  1000 mL  1 M
Na = 23 , C = 12 y O
=16
10,6 g  500 mL  x
PM = 106 g/mol
x = 0,2 M
Ejemplo 6: ¿Qué cantidad de NaOH se necesita para preparar 250 mL de una
solución que tenga una concentración 2 M?
Solución:
Ejemplo 3: ¿Cuántos gramos de dextrosa tendrá un litro de solución al 10 %?
1000 mL de solución ----------100%
x g de soluto --------------- 10 %
x = 100 g.
m NaOH = ?
V = 250mL = 0,25 L
Las expresiones químicas son la molaridad (M) , la normalidad (N).
Na =23
61
y OH = 17
40 g  1000 mL  1 M
X g  250 mL  2 M
__________________________________________________________________QUÍMICA__________________________________________________________________
PM = 23 + 17 = 40 g/mol
Peso equivalente :
x = 20 g.
x = 6,625 g.
106 g
= 53 g
2
M = 2 mol/L
Peq =
d. Normalidad.- La normalidad se define como el número de equivalentes de
soluto contenidos en un litro de solución.
e. Dilución de soluciones
Para preparar soluciones diluidas a partir de una concentrada se emplea la
siguiente ecuación de dilución:
N=
eq − g
V (L)
pero
eq − g =
m
PEq
N=
m
Peq×V (L )
C 1 V 1 = C2 V 2
En donde C1 V 1 son la concentración y el volumen de la solución a utilizar
(solución concentrada) y C2 V2 son la concentración y el volumen de la solución
a preparar (solución diluida).
entonces
En el caso de la normalidad la cantidad de soluto ya no se expresa en moles
sino en equivalentes gramo por lo que es necesario conocer el peso equivalente
del soluto.
Peso
equivalente
Elemento
Ácido
Peso atomico
valencia
Masa molar
N o de H +
Base
Ejemplo: ¿Que volumen de ácido sulfúrico 2 M se requiere para preparar 500 mL
de solución 0,5 M?
Solución a utilizar:
C1 = 2 M
V1 = X
Solución a preparar:
C 2 = 0,5 M
V 2 = 500 mL
Sal
Masa molar Masa molar
N ° de OH − Carga total +ó −
Ejemplo 7: ¿Cuál será la normalidad de una solución que contiene 20 g de
Fe2(SO4)3 en 1500 mL de solución ?
N=?
m Fe2(SO4)3 = 20 g
V = 1500 mL = 1,5 L
PM = Fe2(SO4) 3 = 400 g/mol,
Peso equivalente :
400
= 66 , 67 g
Peq =
6
6666,7 g  1000 mL  1 N20 g
 1500 mL  x
8.8. Ejercicios
1. Con respecto al agua, ¿Cuál de las siguientes afirmaciones es
correcta:
x = 0,2 N.
N=
C1 V1 = C2 V2
(2 M ) V1 = (0,5 M) (500mL)
V1 = 125 mL
I.
II.
III.
IV.
V.
20 g.
= 0,2
66,67 Eg.x 1.5
Enlace covalente – ángulo de 109.5º
Enlace iónico – ángulo de 109.5º
Enlace covalente polar – ángulo de 104.5º
Enlace puente de hidrógeno – ángulo de 109.5º
Enlace covalente coordinado – ángulo de 104.5º
Ejemplo 8: ¿Qué cantidad de Na2CO3 se necesita para preparar 500 mL de
solución 0,25 N?
2.
m Na2CO 3 = ?
V = 500 mL = 0,5 L
N = 0,25
PM Na2CO3 = 106 g/mol
Se preparó una solución 0.001 N de KOH ¿Cuál será el pH de la
solución?
a) 3
b) 6 c) 1 d) 5
e) 11
3.
¿Cuál es el pOH de una solución de Ca(OH) 2 0.05 M. Marque la
alternativa correcta:
a) 1.0 b) 1.3 c) 4.0
d) 2.0 e) 2.5
53 g  1000 mL  1 N
X g  500 mL  0,25 N
62
__________________________________________________________________QUÍMICA__________________________________________________________________
4.
Se tiene una solución de H2S de concentración 0.001 M,
reacción:
H2S ---------- HS
9.
según la
KOH + HNO3 ---------- KNO3 + H2O
Si ambos electrolitos son fuertes:
¿Cuántas moles de KNO3 se formarán?
¿Cuántas moles de HNO3 reaccionan?
¿Cuántas moles de KOH reaccionan?
Responda según el orden anterior:
-7
Cuya constante de acidez es: Ka = 1 x10 . ¿Cuál será el pH y pOH? Escoja la
afirmación correcta:
a) 3 y 11
b) 5 y 9
c) 7 y 7
d) 10 y 4
e) 2 y 12
5.
a) 0.4 – 0.2 – 0.2 moles
b) 0.1 – 0.2 – 0.2 moles
c) 0.2 – 0.2 – 0.2 moles
d) 0.4 – 0.4 – 0.4 moles
e) 0.2 – 0.4 – 0.4 moles
Se preparan una solución de almidón disolviendo 2.5 g del mismo en
47.5 g de agua. ¿Cuál es el porcentaje de agua utilizado?
10. Calcular la molaridad de 10 ml de una solución que tiene una
concentración de 33 % v/v de ácido nítrico cuya densidad es 1.2 g/ml a
20 ºC.
¿Cuál es la alternativa correcta?
a) 1.24 M
b) 3.24 M
c) 5.24 M
d) 6.24 M
e) 2.24 M
a) 47.5 %
b) 95.0 %
c) 5.0 %
d) 10.0 %
e) 90.0 %
6.
Se preparó una solución disolviendo 15 g de NaOH en 250 ml de agua
destilada. ¿Cuál es el porcentaje de soluto disuelto?
a) 15 %
b) 7.5 %
c) 6.0 %
d) 12.0 %
e) 3.0 %
7.
11. ¿Cuál es la masa de soluto que hay en 30 ml de una solución de HF 20
% v/v de densidad 1.08 g/ml a 20ºC. Responda correctamente:
a) 3.24 g
b) 9.72 g
c) 6.48 g
d) 1.12 g
e) 2.24 g
¿Cuál es la concentración inicial del NaOH si se tomaron 100 ml de una
solución concentrada para preparar 250 ml de NaOH 4 N.
a) 8 N
b) 4 N
c) 16 N
d) 10 N
e) 15 N
8.
12. Calcule la masa de soluto que hay en 200 ml de solución 1.5 N de HCl.
a) 4.50 g
b) 6.50 g
c) 10.95 g
d) 12.75 g
e) 2.95 g
¿Cuántos mililitros de HNO3 de concentración 2 M debo tomar para
preparar una solución de 500 ml cuya concentración sea 0.02 M
a) 2.5 ml
Se mezclan 100 ml de solución de KOH 0.2 M con 100 ml de HNO3 0.5
M, según la reacción.
b) 5.0 ml
c) 7.5 ml
d) 10.0 ml
e) N.A.
63
__________________________________________________________________QUÍMICA__________________________________________________________________
TEMA 9
ELECTROQUÍMICA
9.1. Celdas electroquímicas
La disposición de un agente oxidante y un agente reductor de modo tal que sólo
puedan reaccionar si los electrones fluyen por un conductor externo da lugar a
una celda electroquímica también llamada celda voltaica o galvánica o en
términos comunes una batería.
9.2. Celdas voltaicas o galvánicas
Las celda galvánicas incluyen las cómodas fuentes portátiles de energía que
llamamos baterías. Las baterías son celdas que sirven como fuentes portátiles
de electricidad. Una batería se compone de una o más celdas galvánicas. Las de
linternas comunes, consisten de una sola celda mientras que las de automóvil
contienen varias celdas.
Clasificación:
Batería primaria. Las reacciones electroquímicas no pueden revertirse
fácilmente, así que cuando los reactivos se han consumido la batería está
muerta y debe desecharse. Ejemplo: pila seca, batería de litio, batería alcalina.
Batería secundaria, Acumulador recargable. Utiliza una reacción electroquímica
que se puede revertir y la batería puede recargarse. Ejemplo: batería de
automóvil, batería Níquel-cadmio (Ni-Cd).
En una celda galvánica la energía química de las reacciones de oxido-reducción
es convertida en energía eléctrica. Para que se genere corriente eléctrica, los
agentes oxidantes y los reductores no deben estar en contacto. Por eso una
celda está dividida en dos compartimientos el contacto entre ambas semiceldas
es por un puente salino. En cada compartimiento se coloca una solución acuosa
del agente oxidante o del reductor. En la solución se introducen los electrodos
apropiados Zn y Cu metálico. Los electrodos se unen mediante un conductor
externo por el cual se efectúa la transferencia de electrones.
Aunque la reacción es espontánea, la simple colocación de una tira de Zn
metálico en una solución de CuSO4 no produce corriente eléctrica útil. Sin
embargo, si se lleva a cabo en una celda galvánica una corriente eléctrica fluye
por el alambre que conecta a los dos electrodos metálicos.
Lo que se hace es separar las reacciones de oxidación y de reducción y obligar
a los electrones a que fluyan por el conductor y de paso que realicen un trabajo:
→ Zn
2+
Zn
-
+ 2e
oxidación
Cu +2e → Cu
reducción
----------------------------------------------2+
-
Zn + Cu2+
→ Zn2+ + Cu
En esta celda se coloca un electrodo de Zn sumergido en una solución de
ZnSO4 lo que constituye una media celda, en el otro lado se coloca un electrodo
de Cu sumergido en una solución de CuSO 4, que la otra media celda; ambas
medias celdas forman la celda galvánica. Estas dos medias celdas están unidas
mediante un puente salino.
Si se coloca una tira de Zn metálico en una solución de sulfato de cobre, el Zn
metálico se recubre de Cu metálico. Se trata de una reacción redox espontánea,
2+
2+
los iones Cu provenientes del CuSO4, oxidan al Zn metálico a iones Zn .
Zn(s) + CuSO4(ac) → ZnSO4(ac) + Cu(s)
9.3. Pila seca o pila de Leclanché
La celda seca más común, es decir, una celda que no tiene un fluido en sus
componentes, es la celda de Leclanché que se utiliza en las lámparas portátiles
y en los radios de transistores. El ánodo de la celda consta de una lata o
contenedor de zinc que está en contacto con dióxido de manganeso (MnO2) y un
64
__________________________________________________________________QUÍMICA__________________________________________________________________
liberar gran cantidad de corriente por un corto tiempo, como el que toma
encender el motor.
A diferencia de la celda de Leclanché y la batería de mercurio, el acumulador de
plomo es recargable, lo cual significa que se invierte la reacción electroquímica
normal al aplicar un voltaje externo en el cátodo y en el ánodo (Este proceso se
conoce como electrólisis).
Las reacciones que restituyen los materiales originales son:
2Ánodo:
PbSO4 (s) + 2e à Pb (s) + SO4 (ac)
+
2Cátodo: PbSO4(s) + 2H2O(l) à PbO2(s) + 4H (ac) + SO4 (ac) + 2e
electrolito. El electrolito consiste de cloruro de amonio y cloruro de zinc en agua,
al cual se le ha añadido almidón para que la disolución adquiera una
consistencia pastosa espesa y no haya fugas. Como cátodo se utiliza una barra
de carbón que está inmersa en el electrolito en el centro de la celda.
Las reacciones de la celda son:
2+
Ánodo:
Zn(s) à Zn (ac) + 2e
+
Cátodo: 2NH4 (ac) + 2e à 2NH3(g) + H 2(g)
El amoníaco que se forma reacciona con iones cinc para formar un ion complejo
cinc – amoniaco.
2+
Zn
(ac)
+ 2NH3 (g) →
__________________________________________________________________________
+
(ac)
Global: 2PbSO4(s) + 2H2O(l) à Pb(s) + PbO2(s) + 4H
2+
[Zn(NH3)2] (ac)
2-
+ 2SO4
(ac)
La reacción global es exactamente contraria a la reacción normal de la celda.
Cabe hacer notar dos aspectos de la operación del acumulador de plomo. En
primer lugar, como la reacción electroquímica consume ácido sulfúrico, se puede
saber qué tanto se ha descargado la batería midiendo la densidad del electrolito
con un densímetro, como normalmente se hace en las gasolineras. La densidad
del fluido en una batería “sana”, completamente cargada, debería ser mayor o
igual a 1,2 g/mL. En segundo lugar, las personas que viven en climas fríos a
veces tienen problemas con sus vehículos debido a que la batería “no pasa
corriente”. Los cálculos termodinámicos muestran que la fem de muchas celdas
electroquímicas disminuye cuando baja la temperatura. Sin embargo, el
coeficiente de temperatura para una batería de plomo es de aproximadamente
-4
–4
1,5 x 10 V/ºC; es decir, hay una disminución en el voltaje de 1,5 x 10 V por
cada grado que baja la temperatura. De manera que, aun cuando hubiera un
cambio de temperatura de unos 40ºC, la disminución en el voltaje sería de tan
–3
sólo 6 x 10 V, que es aproximadamente:
-3
(6 x 10 V) / 12V x 100 % = 0,05%
del voltaje de operación, un cambio insignificante. Lo que realmente ocasiona
que la batería falle es que aumenta la viscosidad del electrolito cuando baja la
temperatura. Para que la batería funcione de manera adecuada, el electrolito
debe ser totalmente conductor. Sin embargo, como los iones se mueven más
lento en un medio viscoso, la resistencia del fluido aumenta y provoca que la
energía que suministra la batería sea menor. Si una batería que aparenta estar
“muerta” se caliente a la temperatura ambiente en un día frío, recupera su
potencia normal.
El acumulador de plomo es relativamente económico, confiable, sencillo y dura
un tiempo aceptable.
Su defecto es que es muy pesado (15 a 20 kg de Pb). Este metal puede
contaminar el aire y las aguas freáticas y posiblemente causar envenenamiento.
El hidrógeno que se produce es oxidado por el MnO2 de la pila, así el hidrógeno
gaseoso no se acumula.
H 2(g) + 2MnO2(g) → Mn2O3(s) + H 2O (l)
Todas estas reacciones originan el siguiente proceso neto que produce
aproximadamente 1,5 V.
Zn(s) + 2NH4+(ac) + 2MnO2(s) à [Zn(NH3)2]2+(ac) + H2O(l) + Mn2O3(s)
9.4. Batería acumulador de plomo
Este tipo de batería también es conocida como pila húmeda, y se utiliza
principalmente en automóviles y en otros vehículos de motor. La mayoría
contienen ácido sulfúrico y plomo. Las baterías ácidas de plomo más pequeñas
se utilizan en artículos como cámaras de vídeo y herramientas a motor.
La batería o acumulador de plomo que se usa comúnmente en los automóviles
consta de seis celdas idénticas unidas en serie. Cada celda tiene un ánodo de
plomo y un cátodo hecho de dióxido de plomo (PbO2) empacado en una placa
metálica. Tanto el cátodo como el ánodo están sumergidos en una disolución
acuosa de ácido sulfúrico, que actúa como electrolito.
Las reacciones de la celda son:
2Ánodo:
Pb (s) + SO4 (ac)
à PbSO4 (s) + 2e
+
2Cátodo:
PbO2(s) + 4H (ac) + SO4 (ac) + 2e à PbSO4(s) + 2H 2O (l)
----------------------------------------------------------------------------------------+
2Global Pb (s) + PbO2(s) + 4H (ac) + 2 SO4 (ac) à 2PbSO4(s) + 2H2O (l)
En condiciones normales de operación, cada celda produce 2 V; un total de 12 V
de las seis celdas se utiliza para suministrar energía al circuito de encendido del
automóvil y sus demás sistemas eléctricos. El acumulador de plomo puede
65
__________________________________________________________________QUÍMICA__________________________________________________________________
electrodo en el que se producen las reducciones llama cátodo y el electrodo
donde ocurre la reducción en el ánodo.
Las baterías de automóviles deben ser recicladas para proteger el medio
ambiente.
9.5. Celdas electrolíticas
+
(l)
Cátodo: 2Na
+ 2e → 2Na(l)
-
Ánodo: 2Cl (l) →Cl2 (g) + 2e
----------------------------------------
La electrólisis permite llevar a cabo reacciones que favorecen a los reactivos y
que por sí solos no ocurrirían. Los procesos electrolíticos son más importantes
en nuestra economía que las reacciones redox de las baterías pues se usan en
la producción y purificación de muchos metales, incluidos cobre y aluminio y en
proceso de electrochapeado que producen un delgado recubrimiento de metal
en muchos objetos.
-
2Na (l) + 2Cl (l) → 2Na(l) + Cl2(g)
La convención de signos para los electrodos de una celda electrolítica es
opuesta a la correspondiente a celdas voltaicas. El cátodo de la celda
electrolítica es negativo porque los electrones están siendo forzados hacia el por
la fuente externa de voltaje. El ánodo es positivo porque la fuente externa le está
quitando electrones.
La electrólisis de las sales fundidas y soluciones de sales fundidas para la
producción de metales activos como el sodio y aluminio son procesos
industriales importantes.
+
Las celdas electrolíticas tienen electrodos en contacto con un medio conductor y
un circuito externo.
El electrodo en el que ocurre la reducción se llama cátodo y aquel en el que
ocurre la oxidación se llama ánodo. El circuito externo conectado a una celda
electrolítica debe contener una fuente de electrones. No hay puente salino. El
medio conductor en contacto con los electrodos a menudo es el mismo para
ambos electrodos, y puede ser una sal fundida o una solución acuosa. Los
electrodos de las celdas electrolíticas suelen ser inertes y solo proporcionan un
camino para que los electrones entren en la celda y salgan de ella.
-
Por ejemplo si se electroliza una disolución de AuCl3 con electrodos inertes, se
efectúan las siguientes reacciones.
Electrolito 2AuCl3 → 2Au
3+
En el cátodo
-
+ 6 Cl
2Au3+ + 6e-
→ 2Au° (reducción)
3+
El ion Au gana electrones (se reduce) y se convierte
en oro metálico es decir se deposita en el electrodo.
6 Cl → 3Cl2 + 6 e- (oxidación)
El ion Cl pierde electrones (se oxida) y se convierte
en cloro gaseoso, es decir, se libera del electrodo.
El número de electrones recibidos por un electrodo es igual al número de
electrones cedidos por el otro electrodo.
-
En el ánodo
9.7. Refinación electrolítica del cobre
El cobre se usa ampliamente para fabricar conductores eléctricos y en otras
aplicaciones que aprovechan su alta conductividad eléctrica. El cobre crudo que
se obtiene por métodos pirometalúrgicos no es adecuado para emplearse en
aplicaciones eléctricas porque las impurezas reducen considerablemente la
conductividad del metal.
El cobre se purifica por electrólisis. Grandes placas de cobre crudo sirven como
ánodos de la celda, en tanto que los cátodos son láminas delgadas de cobre
puro. El electrolito es una solución ácida de sulfato de cobre (II). La aplicación
de un voltaje adecuado a los electrodos causa la oxidación del cobre metálico en
el ánodo y la reducción del cobre (II) para formar cobre metálico en el cátodo.
9.6. Electrólisis del cloruro de sodio fundido
+
En este proceso los iones Na recogen electrones en el electrodo negativo y se
+
reducen. A medida que los iones Na cercano a este electrodo se agotan, hay
+
una migración de iones Na adicionales a el. De manera similar hay un
movimiento neto de iones Cl hacia el electrodo positivo, en el cual se oxidan. El
66
__________________________________________________________________QUÍMICA__________________________________________________________________
Solución:
Esta estrategia se puede emplear porque el cobre se oxida y se reduce con más
facilidad que el agua. Las impurezas presentes en el ánodo de cobre
comprenden plomo, cinc, níquel, arsénico, selenio, teluro y varios metales
preciosos que incluyen oro y plata. Las impurezas metálicas que son más
activas que el cobre se oxidan fácilmente en el ánodo pero no se depositan en el
cátodo porque sus potenciales de reducción respectivos son más negativos que
2+
el del Cu . En cambio los metales menos activos no se oxidan en el ánodo; en
vez de ello se acumulan bajo el ánodo en forma de lodos que se recogen y se
procesan para recuperar los metales valiosos. Los lodos anódicos de las celdas
de refinación de cobre suministran una cuarta parte de la producción de plata y
alrededor de una octava parte de oro en Estados Unidos.
Al
+ 3e → Al°
Peq = 26,98/3 = 8,99
+3
96 493 C ---------- 8,99 g Al
1500 C ----------- x
x = 0,139 g de Al.
Y los Faradays serán 1 500/96 493 = 0,0155 F
Ejemplo 3: En la electrólisis de una disolución de nitrato de plomo Pb(NO3)2 se
depositaron 1,526 g de plomo. Calcule la cantidad de corriente que pasó.
Solución:
Pb
+2e → Pb°
96 493 C ------------103,6 g de Pb
Peq = 207,2/2 = 103,6 x ------------- 1,526 g de Pb
x = 1421 C
+2+
9.8. Leyes de Faraday
Se trata de leyes que relacionan la corriente eléctrica con la masa que se
deposita (ejemplo Au) o libera (ejemplo: Cl2) en cada electrodo como producto
de la electrólisis.
Con el paso de 96 493 coulombios, (C) o un Faraday, (F) de electricidad a través
de la disolución de un electrolito se deposita o se libera un peso equivalente gramo de un elemento. Esta ley también se ha expresado en forma de dos leyes:
a)
La cantidad de cambio electroquímico en un electrodo es directamente
proporcional a la cantidad de electricidad que pasa por la disolución.
b)
El número de gramos de un elemento liberado por un coulombio es el
equivalente electroquímico del elemento; el número de gramos de un
elemento liberado por un Faraday es su peso equivalente - gramo.
q = 36 A x s = 36 C
96 493 C --------- 32,68 g
36 C --------------- x
+2
Zn
Cu
+ 2e → Cu°
Peq = 63,54/2 = 31,77
2+
96 493 C -------31,77 g de Cu
x -------- 356 g de Cu
6
q=I×t
t=q/I=1,081 × 10 C / 150 A = 7208,52 s = 2 horas.
6
9.9. Protección contra la corrosión
Las estrategias generales son:
d) inhibir el proceso anódico.
e) inhibir el proceso catódico.
f) hacer ambas cosas.
El método más común es la inhibición anódica, esto es impedir
directamente la media reacción de oxidación pintando la superficie
metálica recubierta con grasa o aceite o permitiendo la formación de
una película de óxido del metal. Recientemente también se usa una
solución de cromato de sodio.
-
65,37
2
-
x = 1,081 × 10 C
+2e → Zn
Peq =
-
Ejemplo 4: Calcule el número de horas que se necesita para depositar 356 g de
cobre en una solución de CuCl2 por la que pasa una corriente de 150 amperios.
Solución:
Ejemplo 1: En la electrólisis del ZnCl2 fundido se pasó una corriente de 0,01
amperios durante una hora. Calcule cuántos gramos de zinc se depositaron en el
cátodo.
Solución:
q = I x t = (0,01A ) ( 3600 s)
-
= 32,68 g
x = 0,012 g de Zn
Ejemplo 2: Se pasaron 1 500 coulombios por una disolución de nitrato de
aluminio (Al(NO3)3). Calcule la cantidad de aluminio depositado en el cátodo.
¿Cuántos faradays pasaron?
Disposición de los CFC empleando reacciones redox
Los clorofluorocarbonatos (CFC) son compuestos moleculares de carbono, cloro
y flúor que se usan como fluidos de enfriamiento en los acondicionadores de aire
67
__________________________________________________________________QUÍMICA__________________________________________________________________
6.
y los refrigeradores. Se ha visto que los CFC reducen la capa protectora de
ozono de la estratosfera. Al escapar de acondicionadores de aire y
refrigeradores con fugas, los CFC suben a través de la atmósfera baja hasta
llegar a la estratosfera prácticamente sin sufrir alteración gracias a su actividad
química. En 1 996 se prohibió la producción de CFC en Estados Unidos. En
fechas recientes se desarrolló un proceso que utiliza oxalato de sodio (reductor)
para deshacerse de los CFC almacenados. Los CFC se vaporizan y pasan a
través de una capa de oxalato de sodio pulverizado a 270ºC. Cuando se usa
CF2Cl2 conocido como CFC-12 (agente oxidante) la reacción que ocurre es:
a) 1200 C
7.
CF2Cl2(g) + 2Na2C 2O4(s) → 2NaF(s) + 2NaCl(s) + C(s) + 4CO2(g)
3.
8.
-
Se construye una celda voltaica de níquel y nitrato de níquel en un
compartimiento y nitrato de cadmio en el otro. Un alambre externo
conecta los dos electrodos y un puente salino con nitrato de sodio
conecta las dos soluciones. La reacción neta es:
2+
c) 1480
d) 1550 C
e) 1600 C
b) 5,5 g
c) 4,4 g
d) 4,0 g
e) 3,5 g
Dada la siguiente tabla
ELEMENTO Est. Oxid. Equivalente electroquímico (mg/C)
En solución básica, el aluminio forma el ion Al(OH)4 al reducir el ion
NO3 a NH3 . Escriba la ecuación balanceada de esta reacción.
Ni
a)
b)
c)
b) 1350 C
Se hizo pasar 19300 Coulomb por una disolución de cloruro de calcio
(CaCL). Calcule la cantidad de calcio depositado en el cátodo. (Ca=40).
a) 6,2 g
9.10. Ejercicios
1. En una batería Nicad (níquel-cadmio), el cadmio forma Cd(OH)2 y el
Ni2O3 forma Ni(OH)2 en una solución alcalina. Escriba la ecuación
balanceada para esta reacción.
2.
Para realizar un recubrimiento electrolítico sobre una barra metálica se
utilizó una solución de un electrólito. Si el cátodo que se empleó,
inicialmente pesó 20 g y después de realizado el reubrimiento arrojó un
peso de 39,2 g. Calacular la carga elétrica que se aplicó, sabiendo que
el equivalente electroquímico del elemento es de 0,001200g/C
+ Cd(s) → Ni(s) + Cd (ac)
¿Qué reacción ocurre en el ánodo?
¿Qué reacción ocurre en el cátodo?
¿En qué direcciones fluyen los electrones por el alambre externo y los
iones por el puente salino?
Aluminio
+3
0,0936
Cobre
+1
0,6588
Cobre
+2
0,3294
Hierro
+2
0,2894
Hierro
+1
0,1929
2+
(ac)
Averiguar que elemento deposita en uno de los electrodos y cuál es su
estado de oxidación del electrólito, al hacer pasar una carga electrica de
3,500 C. Si el electrodo antes del proceso pesó 20,1850 g después del
proceso de electrolisis arrojó un peso de 21,3379 g.
a)AI; +3
b) Cu; +1
c) Cu; +2
d) Fe; +2
e) Fe: +3
d)
4.
Haga el diagrama de la celda indicando las direcciones de flujo de los
electrones y de los iones.
Complete y balancee la ecuación siguiente por el método de medias
reacciones.
2-
Cr2O7
5.
+ Cl (ac) → Cr
-
(ac)
3+
(ac)
9.
+ Cl2(g) (solución ácida)
Calcule la carga eléctrica que depositará 0,27 g de aluminio de una
solución de nitrato de aluminio AI (NO3)3. (AI=27)
a) 2895 C
b) 2850 C c) 2810 C d) 2500 C e) 2000 C
10. Calcule el número de horas que se necesita para depositar 3,816 g de
paladio en una solución de cloruro de paladio (PdCl2), por la que pasa
una corriente de 0,0965 amperios. (Pd= 106).
a) 2,5 h
b) 2h
c) 1,8 h
d) 1,5 h
e) 1 h
Calcular la cantidad de sustancia que se deposita en un electrodo, si el
equivalente electroquímico de dicha sustancia es de 0,000200 g/C y la
cantidad de carga eléctrica que se hizo pasar por el electrodo es de
2x103 coulomb.
a) 0,4 g
b) 4,0 g
c) 4,4 g
d) 0,44 g
e) 44,4 g
68
__________________________________________________________________QUÍMICA__________________________________________________________________
11. En la electrólisis de una disolución de nitrato de plomo se depositaron
0,70 g de plomo. Calcule la cantidad de corriente que pasó.
En este punto se dice que la reacción ha terminado, pero realmente este
equilibrio es dinámico, porque la actividad continua, ambas reacciones se dan,
pero con la misma velocidad
12. Calcule el número de horas que necesita para depositar 178 g de cobre
en una solución de cloruro de cobre por la que pasa una corriente de
75 A.
10.2 Constante de equilibrio, Keq
Todo equilibrio puede ser expresado por su ley de acción de masa, que es el
producto de las concentraciones de los productos dividido por el producto de las
concentraciones de los reaccionantes, elevados cada uno a su respectivo
coeficiente estequiométrico, dando esto una constante llamada constante de
equilibrio.
13. En la electrólisis del cloruro de cinc fundido se pasó una corriente de
0,02 A durante una hora. Calcule cuántos gramos de cinc se
depositaron en el cátodo.
aA + bB
cC + dD
A y B son reaccionantes
C y D son productos
a, b, c y d son los coeficientes del balanceo
14. Se pasaron 750 coulombios por una disolución de nitrato de aluminio. Calcule
la cantidad de aluminio depositado. ¿Cuántos faradays pasaron?
15. Explique los métodos más comunes para proteger contra la corrosión.
Kc =
TEMA 10
[C ]c [D]d
[A]a [B ]b
K = K c el subíndice se refiere a la concentrac ión
EQUILIBRIO QUÍMICO Y VELOCIDAD DE REACCIÓN
Ejemplo:
2NO(g) + O2(g)
10.1. Concepto de equilibrio
Toda reacción se inicia con una velocidad inicial que luego va decreciendo y a
medida que se van formando los productos, estos reaccionan para dar
nuevamente reaccionantes, así por ejemplo para la reacción:
aA + bB à cC + dD
Kc =
2NO2(g)
[NO2 ]2
[NO ]2 [O2 ]
A con B reaccionan para dar C y D con una velocidad v1, cuando aparecen C y
D reaccionan entre si para dar A y B.
cC + dD à aA + bB
Para establecer la ley de acción de masa y calcular la constante de equilibrio hay
que tener en cuenta reglas sencillas como:
Esta segunda reacción se inicia con una velocidad v 2 pequeña y va
aumentando hasta que en un momento se iguala a v1, en ese momento la
reacción pareciera que ya no continúa, porque las concentraciones ya no varían,
se ha establecido un equilibrio químico.
2.- Cuando las sustancias participantes se encuentran en diferentes estados
físicos, sólo participan las sustancias que se encuentran en el estado más
disperso, y es mas disperso el estado gas que el acuoso, que el líquido, que el
sólido.
Ejemplo:
aA + bB
1.- El agua nunca participa en la ley de acción de masa porque su concentración
es constante.
cC + dD
a)
69
2NH3(g) + CO2(g)
(NH 2)2CO(s) + H2O(l)
__________________________________________________________________QUÍMICA__________________________________________________________________
Kc =
b)
Ba(OH)2(ac) + H 2SO4(ac)
Si se pone calor a la reacción, el equilibrio se desplaza a la derecha
1
[NH 3 ]2 [CO 2 ]
Si se aumenta presión, la presión sólo afecta a los gases, por lo tanto se
desplaza a la izquierda.
La constante de equilibrio mientras tanto permanece inalterable, la única
propiedad que puede cambiar una constante de equilibrio es la temperatura
ambiental.
BaSO4(s) + 2H2O(l)
Escriba la respectiva constante.
b)
2CO2(g) + calor
2CO(g) + O 2(g)
Si se aumenta CO2 a la reacción, el equilibrio se desplaza a la derecha.
Si se aumenta CO, el equilibrio se desplaza a la izquierda.
Si se aumenta O2, el equilibrio se desplaza a la izquierda.
Si se aumenta presión, el equilibrio se desplaza a la izquierda.
Si se aumenta volumen, el equilibrio se desplaza a la derecha.
Información que proporciona la constante de equilibrio.
La constante de equilibrio, es un número, sin unidades aparentes, que de
acuerdo a la ley de acción de masa puede tener valores entre 0 y el infinito.
Si el valor fuera 0, significaría que en el equilibrio todo esta como reactivos, por
lo tanto no hay reacción alguna.
Si el valor fuera infinito, significaría que todo esta en forma de productos, o sea
ha habido reacción total.
10.4. Equilibrios homogéneo y heterogéneo
Equilibrios homogéneos.
Para una reacción equimolecular, un valor de uno ( 1 ) indicaría que la reacción
ha entrado en equilibrio cuando la mitad de los reaccionantes se han convertido
en productos.
Un equilibrio se llama homogéneo cuando todas las sustancias que participan en
la reacción se encuentran en el mismo estado físico, hay dos casos de
importancia:
En conclusión, la constante de equilibrio nos indica en que momento se
establece el equilibrio, cuanto producto puede rendir una reacción
verdaderamente, ya que la estequiometría no es mas que un frió cálculo teórico
suponiendo que todo reaccionaría y la experiencia nos dice que no es así.
a.- Equilibrio gaseoso.- Cuando todos los participantes son gases, por lo tanto,
todos entran en la constante de equilibrio y de preferencia se expresan en
Presiones parciales. Ejemplo:
De igual manera la constante de equilibrio nos indica el sentido principal que
tiene una reacción, aunque la propiedad que va ha determinar con exactitud el
sentido natural de una reacción es la entropía.(medida directa de la aleatoriedad
o el desorden de un sistema)
2CO2(g) + calor
Kp =
10.3. Factores que afectan el equilibrio químico
Un equilibrio puede ser alterado momentáneamente por un factor externo, pero
inmediatamente contrarresta el efecto para restablecer el equilibrio, sin alterar la
constante de equilibrio.
Esta propiedad de una reacción en equilibrio se expresa mediante el Principio de
Le Chatelier que dice “cuando un factor externo como aumento de concentración, presión, volumen o calor alteran un equilibrio, la reacción se desplaza en
el sentido de contrarrestar el efecto”. Los cambios que pueden tomarse en
cuenta son; la concentración, presión volumen, temperatura. Por ejemplo:
a)
2CO(g) + O2(g)
2
PCO PO2
PCO2 2
La constante Kp se relaciona con la constante K (denominada también Kc) con
la siguiente ecuación:
n
Kp = Kc (RT)
Donde n es la diferencia de número de moles gaseosos entre productos y
reaccionantes.
2KClO 3 (s)+ calor
2KCl(s) + 3O2(g)
Si se aumentara KCl, la reacción se desplaza a la izquierda.
Si se aumentara KClO3, la reacción se desplaza a la derecha.
b.- Equilibrio en fase acuosa.- Cuando todos los reaccionantes y productos se
encuentran disueltos en agua, el caso más importante es la disociación de
ácidos y bases débiles para establecer el pH.
70
__________________________________________________________________QUÍMICA__________________________________________________________________
Equilibrios heterogéneos
activación, capaz de romper los enlaces de los reaccionantes para iniciar la
formación de los enlaces de los productos.
Toda reacción química se inicia con una velocidad definida que luego va
disminuyendo hasta alcanzar su punto de equilibrio. Esta velocidad se puede
determinar si se mide la variación de los reaccionantes o de los productos con el
transcurso del tiempo.
Para una reacción:
Se denominan así cuando las sustancias participantes en la reacción se
encuentran en diferentes fases o estados físicos. Y por lo tanto en la constante
de equilibrio sólo participan las sustancias más dispersas.
El caso más importante es la disolución de sales poco solubles o producto de
solubilidad Kps, donde se da un equilibrio entre la sal sólida y sus iones disueltos
en agua:
Reaccionantes → Productos
BaSO4(s)
Ba
+2
+2
(ac) + SO4
-2
(ac)
En un periodo de tiempo comprendido entre t1 y t2; la concentración del
reactante disminuirá desde R1 hasta R 2 y la concentración de producto
aumentará desde P 1 hasta P2; por lo tanto el cambio de concentración por
unidad de tiempo será:
-2
Kps = [Ba ][SO4 ]
10.5. Producto de solubilidad
El producto de solubilidad de un compuesto es el producto de las
concentraciones molares de los iones constituyentes, cada uno elevado a la
potencia de su coeficiente estequiométrico en la ecuación de equilibrio. El valor
del Kps indica la solubilidad de un compuesto mientras más pequeño sea el Kps
menos soluble será el compuesto.
Ca3(PO 4)2(s) ↔3Ca
2+
(ac)
+
2PO 34− (ac)
Con respecto al reactante: velocidad = −
Con respecto al producto: velocidad =
2+ 3
Kps = [Ca ]
3- 2
[PO4 ]
-
10
AgCl(s)
↔
Ag (ac) + Cl (ac)
Inicial:
0,0M
0,0M
Equilibrio:
sM
sM
+
Kps = [Ag ][Cl ] = [s][s]
+
S=
[ P ] 2 − [ P ]1 ∆[ P ]
=
t 2 − t1
∆t
Así por ejemplo:
A una temperatura de 25ºC el producto de solubilidad del fosfato de calcio es:
Kps = 1,2x10-26.
Ejemplo. Calcúlese la solubilidad molar, en g/L del cloruro de plata Kps=1,6x10
a 25ºC.
[ R ] 2 − [ R ]1 ∆[ R]
=−
t 2 − t1
∆t
-
t en segundos
0
10
20
30
40
[R] en mol/litro
80
40
20
10
5
velocidad en mol/s
4
2
1
0,5
0,25
10.7. La ley de la velocidad
La ley de velocidad es una expresión que relaciona la velocidad de una reacción
con la constante de velocidad (k) y las concentraciones de los reactivos elevadas
a las potencias apropiadas. K para una reacción dada cambia sólo con la
temperatura.
Como se puede notar en el cuadro anterior la velocidad no es constante, va
disminuyendo con el tiempo conforme disminuye la concentración de reactivos,
como si fuera un movimiento uniformemente frenado por una aceleración
negativa, que depende de la concentración de los reactivos.
Esto se puede expresar en una Ley que dice que la velocidad de una reacción
es proporcional a la concentración de los reactivos elevada a una potencia
propia de cada reactivo en una reacción. Para la reacción:
(1,6x10-1 0 ) = 1,26x10-5 M
Sabiendo que la masa molar del AgCl es 143,3 g/mol entonces:
-5
-3
S = 1,26x10 mol/L (143,3g/mol) = 1,81x10 g/L
10.6. Velocidad De Reacción
Es la variación de la concentración de los reactivos o productos por unidad de
tiempo.
Para que una reacción ocurra, los reaccionantes primero deben hacer contacto,
debe haber colisión, segundo deben acercarse con la orientación apropiada y
tercero la colisión debe suministrar un mínimo de energía llamada Energía de
71
__________________________________________________________________QUÍMICA__________________________________________________________________
aA + bB → cC + dD
Efectos de los catalizadores
velocidad α [ A] x [ B] y
Un catalizador es una sustancia que aumenta la velocidad de reacción pero no
participa en la reacción. El catalizador se escribe sobre la flecha de reacción
(puede omitirse en la escritura de la ecuación química).
velocidad=k[ A] x [ B] y
Donde:
2KClO3(s)
MnO 2

→
2KCl(s) + 3O 2(g)
Efecto del área superficial
Mientras mayor sea el área superficial mayor será el número de colisiones y por
lo tanto mayor será la velocidad de la reacción, cuando los reactivos se
encuentran en diferentes estados o pulverizados en polvo fino, mayor será el
área superficial.
k es una constante de proporcionalidad denominada constante de velocidad
(factor de aceleración), que sólo puede ser afectada por la temperatura
ambiental y es independiente de cualquier otro factor como concentración,
presión, calor, catalizador, etc.
x es el exponente de dependencia de A denominado orden de reacción con
respecto al reactivo A, y es diferente al coeficiente estequiométrico a.
y es el exponente de dependencia de B denominado orden de reacción con
respecto al reactivo B, y es diferente al coeficiente estequiométrico b.
x+y se denomina el orden global de la reacción.
Los ordenes de reacción teóricamente pueden ser 0, 1, 2, 3, etc, en la
experiencia se ha encontrado que puede ser cualquier número real positivo,
como 0,5, 8, etc.
10.9. Vida media de una reaccion (t1/2)
Es el tiempo necesario para que la concentración inicial de un reactivo se
reduzca a la mitad.
Las reacciones de primer orden tienen la particularidad de que la vida media no
depende de la concentración inicial y por lo tanto es un valor constante y por
cada vida media trascurrida la concentración de reactivo se reduce a la mitad de
lo inicial.
Para cada orden de reacción se establece una ecuación cinética diferente, así
por ejemplo para una reacción de primer orden con respecto a A:
t 1/ 2 =
A → Productos
Ley de velocidad
Velocidad = k[A]
Ecuación cinética
ln [A] = ln [A]o – k t
Donde [A] es la concentración de A remanente después de un tiempo t
[A] o es la concentración inicial de A
k es la constante de velocidad
t es el tiempo trascurrido.
Todas las reacciones nucleares son de primer orden.
Por ejemplo:
ln 2
k
t en segundos
0
10
20
30
40
[R] en mol/litro
80
40
20
10
5
velocidad en mol/s
4
2
1
0,5
0,25
El cuadro anterior corresponde a una reacción de primer orden su vida media es
10 segundos, porque por cada 10 segundos la concentración de R se reduce a
la mitad de la mitad, sucesivamente.
Su constante de velocidad es:
-1
ln 2 / 10 s = 0,069 s
10.8. Factores que afectan la velocidad de reacción
Efecto de la temperatura
10.10. La vida en las grandes altitudes y la producción de hemoglobina
A medida que aumenta la temperatura, la velocidad de una reacción aumenta,
entonces la constante de velocidad también es mayor. Las moléculas se mueven
con mayor rapidez ganando energía cinética y muchas moléculas alcanzan la
energía de activación necesaria.
Efecto de la concentración
El aumento en la concentración de los reaccionantes, involucra un mayor
número de choques entre las moléculas y por lo tanto la velocidad aumentará.
La fisiología esta influida por las condiciones ambientales, como escalar
elevadas altitudes causa dolores de cabeza, nauseas, cansancio extremo; estos
síntomas son conocidos como mal de las alturas o soroche. Esto es por la
deficiencia de la cantidad de oxígeno que llega a los tejidos del organismo. Este
fenómeno se puede explicar mediante la siguiente ecuación simplificada.
Hb (ac) + O2 (g) ↔ HbO2(ac)
En donde; Hb es la hemoglobina, HbO2 es la oxihemoglobina.
72
__________________________________________________________________QUÍMICA__________________________________________________________________
3)
La constante de equilibrio es:
Kc =
2CaSO 4(s)↔2CaO(s) + 2SO2(g) + O2(g)
Prediga cómo cambiaría la posición del equilibrio si:
a) Se agrega el óxido de calcio al sistema.
b) Se disminuye el sulfato de calcio al sistema.
c) Se aumenta la temperatura del sistema.
d) Se aumenta la presión del sistema.
e) Se aumenta el volumen del sistema.
f) Se aumenta oxígeno al sistema.
[HbO2]
[Hb][O2]
A una altura de 3km, la presión parcial del oxígeno es de 0,14 atm, en
comparación con 0,2atm a nivel del mar. Según el principio de Le Chatelier, una
disminución en la concentración de oxígeno desplazará el equilibrio a la
izquierda, este cambio disminuye la concentración de oxihemoglobina. Si se le
da el tiempo suficiente el organismo compensa esta adversidad produciendo
más moléculas de hemoglobina. Se ha demostrado que los residentes de las
zonas de gran altitud, tienen altos niveles de hemoglobina en la sangre; a veces
50% ¡más que las personas que viven al nivel del mar!
4)
La adición de un catalizador apresura el momento en el que se llega al
equilibrio pero no afecta las concentraciones en equilibrio de los
reactivos y de los productos.
T(ºC)
[A]
[B]
100
0,01
0,80
•
Sólo el cambio de la temperatura modifica el valor de la constante de
equilibrio de una reacción en particular.
200
0,21
0,70
•
El principio de Le Chatelier establece que si se aplica una tensión
externa a un sistema en equilibrio, el sistema se ajustará para
contrarrestar parcialmente dicha tensión.
•
La constante de equilibrio para los gases, Kp, expresa la relación de las
presiones parciales de equilibrio ( en atm).
El orden correcto es:
A. VVVV
B. VFVF
C. VVFF
D. FVFV
E. FFFF
2)
Se tiene la siguiente reacción en equilibrio:
A(g) ↔ 2B(g)
A partir de los siguientes datos, calcule las constantes de equilibrio Kc y Kp
para cada una de las temperaturas.
10.11. Ejercicios
1) Señale la serie de proposiciones verdaderas (V) y falsas (F).
•
El sulfato de calcio se descompone térmicamente según la ecuación
5)
Se tiene la siguiente reacción en equilibrio:
6)
A↔B
-5
Si la concentración inicial de A es 0,85M y Kc=2x10 . Calcule las
concentraciones finales de A y B.
Para la siguiente reacción química:
2A + 3B → C + 2D
2
Si la ley de la velocidad esta dada por: V = k[A] [B]
Diga el orden de reacción con respecto a :
a) Reactivo A
b) Reactivo B
c) Orden global
Escriba las expresiones de las constatnes Kc y Kp de equilibrio, para cada
una de las reacciones siguientes:
a)
H 2O(g) + CO(g) ↔ H2(g) + CO 2(g)
b)
2Mg(s) + O2(g) ↔2MgO(s)
c)
2NaHCO3(s) ↔Na2CO3(s) + CO2(g) + H2O(l)
d)
H 2S(ac)↔H
e)
CH3COOH (ac) ↔H
f)
g)
+
(ac)
7)
-
Señale la serie de proposiciones verdaderas (V) y falsas (F)
•
Las variaciones de la concentración de los reactivos o productos por
unidad de tiempo definen la velocidad de reacción.
•
Catalizador es la sustancia que altera (incrementa o disminuye) la
velocidad de reacción.
•
Orden de reacción es la potencia a la que se eleva la concentración de
dicho reactivo en la expresión de la velocidad de reacción.
+ SH (ac)
+
(ac) CH3COO (ac)
+
NH3(ac) + H2O(l) ↔NH4 (ac) + OH (ac)
+
2Ag2SO4(s) ↔ 2Ag (ac) + SO4 (ac)
73
__________________________________________________________________QUÍMICA__________________________________________________________________
•
16. Cuál será el efecto de disminuir la temperatura en cada uno de
siguientes equilibrios:
El orden de una reacción es la suma de las potencias a las que están
elevadas todas las concentraciones en la expresión de la velocidad.
El orden correcto es:
A) VFVF
B) VVVV
C) FVFV
D) FFVV
E) VVFF
a. C(s) + H2O(g) + 131 kJ
b. H 2(g) + I2(g)
CO(g) + H 2(g)
2HI(g) + 9,5 kJ
c. 2SO2(g) + O2(g)
8. Si al triplicar la concentración inicial de un reactivo se triplica la velocidad
inicial de la reacción, ¿Cuál es el orden de dicha reacción con respecto a
dicho reactivo?. Si la velocidad aumentara nueve veces, ¿Cuál sería el
orden? ¿ Variara la velocidad o no variara?
los
∆Hº=-188 kJ
2SO3(g)
17. ¿Qué nos indica la constante de equilibrio?
9. La descomposición del disulfuro de carbono CS2 a monosulfuro de carbono
-7
y azufre es de primer orden con una constante
K= 2,8x10 a 1000ºC
CS 2→ CS + S
A) ¿Cuál es la vida media de la reacción a 1000 ºC?
B) ¿Cuántos días deben transcurrir para que una muestra de 1,0 gramos de
CS2 se descomponga de modo que queden sólo 0,6 gramos de CS2?
TEMA 11
QUÍMICA ORGÁNICA Y DEL CARBONO
10. La ley de velocidades de la reacción siguiente es:
2
La química orgánica es la química de los compuestos del carbono. Los
compuestos del carbono en su mayoría están formados por enlaces
covalentes, insolubles en agua. Se descomponen a bajas temperaturas.
Tienen mecanismos de reacción de varias etapas complejas.
velocidad = k [A][B2] . Según esta expresión, si se triplica la concentración
de A y de B, ¿Cómo variará la velocidad con respecto a la del principio?
A + B2 → productos
11. ¿Por qué se dice que el equilibrio químico es dinámico?
12. Defina reacción reversible.
13. Cuál será el efecto de un aumento de la presión sobre cada uno de los
siguientes equilibrios:
a)
N 2(g) + 3H2(g)
b)
2CO(g) + O2(g)
Átomo de carbono
El elemento que forma la mayor parte de los compuestos inorgánicos en la
Tierra es el silicio y el elemento que forma la mayoría de los compuestos
orgánicos es el carbono, ambos elementos se encuentran en el mismo
grupo y se encuentran en la parte central del sistema periódico.
2NH 3(g)
2CO2(g)
11.1. Propiedades del átomo de carbono: tetravalencia y autosaturación
14. ¿Cuál será el efecto de un aumento de volumen sobre cada uno de los
equilibrios de la pregunta 13?
a)
15. ¿Cuál será el efecto sobre el equilibrio que produciría el cambio indicado en
cada caso?
a) 2PbS(s) + 3O2(g)
Al eliminar PbS (s)
Al añadir O2(g)
2PbO(s) + 2SO2(g)
b) CaO(s) + SO3(g)
Al añadir CaSO3(s)
Al añadir SO2(g)
CaSO4(s)
Tetravalencia.- Es la capacidad del carbono de formar hasta cuatro
enlaces.
C
b)
74
C
C C
C
C
Autosaturación.- El carbono puede formar enlaces con otros carbonos,
formando cadenas.
__________________________________________________________________QUÍMICA__________________________________________________________________
C
C
C
C
C
C
Resulta de mezclar tres orbitales p con un orbital s, el resultado son
3
cuatro híbridos del tipo sp .
C
C
E
6C
C
C
2s
2px
2py
2pz
1s
sp3 sp3 sp3 sp3
Cuatro híbridos sp3
11.2. Estado basal o ideal del carbono
El átomo de carbono en su estado basal o fundamental presenta la
siguiente estructura:
C
1s
2s
Los cuatro orbitales
3
híbridos sp , están
dirigidos hacia los vértices
de un tetraedro regular,
con un ángulo de 109°.
C
2px 2py 2pz
De acuerdo a esta distribución el carbono es divalente, solo podría
formar dos enlaces, lo que no ocurre en realidad ya que el carbono es
tetravalente.
11.3.
Estado real del carbono
Este tipo lo presenta el carbono cuando forma enlace simple con otros
átomos.
La superposición o traslape de orbitales ya sean puros o híbridos da
lugar a la formación del enlace sigma.
Para que el carbono sea tetravalente debe tener sus cuatro electrones
desapareados, esto se logra promoviendo un electrón del orbital 2s al
orbital vacío 2pz
se promueve
un electrón
6C
1s 2s
2px
2py
2
11.4.2. Hibridación sp
Resulta de la mezcla de dos orbitales p con un orbital s, dando como
2
resultado tres orbitales sp .
2pz
6C
1s
2s
2px
2py
2pz
C
E
Hasta ahora, se tiene cuatro electrones desapareados, pero estos
ocupan, ambientes geométricos diferentes, es necesario uniformizar el
espacio geométrico, así como la energía, lo que se logra mediante el
proceso de hibridación.
11.4.
6C
2s
1s
Hibridaciones del carbono
3
11.4.1. Hibridación sp
75
2px
2py
2pz
sp2 sp2 sp2
Tres híbridos sp2
2pz
__________________________________________________________________QUÍMICA__________________________________________________________________
orbitales p perpendiculares
entre sí y a los híbridos sp
2
Estos tres híbridos sp , se
dirigen hacia los vértices de un
triangulo equilátero, con un
ángulo de 120°, el orbital pz,
queda en posición perpendicular
al plano.
sp
sp
sp
C
C
sp
los dos orbitales sp son lineales
El ángulo entre estos híbridos es de 180°, este tipo de hibridación se
presenta cuando el carbono está unido a otro carbono con un triple
enlace.
El carbono presenta este tipo de hibridación cuando forma enlaces
dobles.
C C
180°
120°
C
El enlace pi (π) se forma por un acercamiento paralelo entre los
orbitales p, este enlace pi es débil comparado con la fuerza del enlace
sigma.
11.4.3. Hibridación sp
11.5.
6C
2s
1s
2px
2py
2pz
sp
sp
Integración de la estructura molecular orgánica
11.5.1. Composición
El término composición nos indica el tipo de elementos que
forman un compuesto así como la proporción en que se
encuentran, la composición se expresa mediante fórmulas
moleculares o globales. Por ejemplo: C2H 6, C2H 6O, etc.
11.5.2. Constitución
Se forma entre un orbital s y un p, dando como resultado dos orbitales
sp, quedando puros el py y el pz.
E
C
Por constitución se entiende la manera como están unidos los
átomos que forman un compuesto, la constitución se
representa
mediante fórmulas semidesarrolladas o
desarrolladas. Por ejemplo:
CH3 – CH2 – OH
es el etanol
CH3 – O – CH3
es el éter dimetílico
2py 2pz
Dos híbridos sp
Obsérvese que ambas son sustancias diferentes, pero tiene la
misma composición: C2H 6O
11.5.3. Conformación
Este término se refiere a un aspecto tridimensional y nos
indica la forma como esta dispuesta una molécula en el
76
__________________________________________________________________QUÍMICA__________________________________________________________________
espacio, debido a la libre rotación alrededor del enlace sigma.
Por ejemplo el etano, tiene dos conformaciones en el espacio.
en el espacio
en el plano
H
H
C
H
H
H
C H
H
CH3
H
180°
H
H
H
H
CH 3CH 2CH2CH2CH3 CH 3CHCH 2CH3
H
H
H
H
H
eclipsado
Tres isómeros del pentano
no son
isómeros
b.
H
alternado
OH
CH 3CH=CHCH 3
H
CH3
Cis(Z)
H
CH3
Trans(E)
C2H6O
CH3COCH 3
una cetona
CH3 - O - CH 3
un éter
CH3CH2OH
un alcohol
11.6.2. Isomería espacial
a.
Isómeros geométrica. Este tipo de isomería se presenta alrededor del
doble enlace y en los cicloalcanos.
11.6. Isomería
CH3
H3C
Son isómeros las sustancias que tienen la misma fórmula molecular o
global es decir la misma composición, pero que tienen diferente
constitución. En el caso de los compuestos orgánicos se dice que de
cada diez compuestos nueve son isómeros. Los isómeros pueden ser
planos o espaciales.
H
H3C
C C
C C
H
H
H
cis = Z
CH3
trans = E
trans buteno
cis buteno
Cl
Cl
11.6.1. Isomería plana
a. Isómeros de cadena. Este tipo de isomería se presenta en los
hidrocarburos, por ejemplo:
Cl
H
CH 3
|
CH 3CH 2CH 2CH 3
ejemplo:
C=C
H
constitución
CH3CH2CHO
un aldehído
CH3CHCH3
Dos isómeros del propanol
C 3H 6O
H
H 3C
CH3CH2CH2 OH
c. Isómeros de función.
Son compuestos que difieren en el grupo funcional. Por
configuración
C= C
CH3CH=CHCH3
Dos isómeros del but eno
11.5.4. Configuración
Es otro aspecto tridimensional, se refiere a la forma como
están dispuestos los átomos en el espacio. Por ejemplo en el
caso del buteno:
H 3C
Isómeros de posición
Aquellas sustancias donde varía la posición de un grupo funcional.
CH2=CHCH2CH3
En el espacio la molécula de etano presenta dos conformaciones, un
eclipsado y otra alternada.
C4H 8
composición
CH3
H3C C CH3
CH3
H
H
H
H
cis = Z
CH 3CHCH 3
cis diclorociclopropano
Dos isómeros del butano
77
Cl
H
H
H
trans = E
trans diclorociclopropano
__________________________________________________________________QUÍMICA__________________________________________________________________
b.
Isómeros ópticos
-
La isomería óptica se genera debido a la presencia del carbono quiral;
el carbono quiral o asimétrico es aquel que tiene sus cuatro
sustituyentes diferentes. Los isómeros ópticos se caracterizan porque
presentan actividad óptica. La actividad óptica es la capacidad de
algunas sustancias de desviar el plano de la luz polarizada.
X
-
A. 3, 1
COOH
W C* Y
C* H
H3C
OH
Carbono quiral
Acido láctico presenta
actividad óptica
A.
4.
Los isómeros ópticos se diferencian en que pueden desviar la luz
polarizada hacia la derecha, dextrógiros (+), o hacia la izquierda,
levógiros (-).
H
H
e)
5.
objeto
E. 4, 1
B. 5, 6, 1
C. 5, 7, 0
D. 6, 5, 1
E. 3, 4, 1
El enlace pi se presenta solo en los enlaces doble.
U n enlace triple tiene dos enlaces sigma y un pi.
3
El átomo de hidrogeno tiene hibridación sp .
Un átomo con hibridación sp, no forma siempre dos enlaces sigma
y dos enlaces pi.
Los enlaces pi se forman a partir de los orbitales atómicos híbridos.
De la siguiente estructura molecular:
imágen
Acido (+) Láctico
-CHO
Acido (-) Láctico
Los dos estereoisómeros del ácido láctico existen, ambos constituyen
un par de enantiómeros es decir estereoisómeros que guardan
relación objeto imagen. Si dos estereoisómeros no guardan relación
objeto imagen, se les denomina diasteroisómeros.
2
¿Cuántos átomos de carbono tienen hibridación sp ?
A.
6.
11.7. Ejercicios
1. Indique el compuesto que no es orgánico:
C. CH3-COOH
D. CH 3ONa
78
B. 10
C. 9
D. 1
E. 0
C 3H6
B. CH3O
C. C2H7N
D. C2H2
E. CH2O2
Cuántos isómeros planos se pueden formar con las siguientes
composiciones: C6H14 y C3H 8O.
A.
2. De las siguientes proposiciones cuántos son verdaderos y falsos.
11
¿Con cuál de las siguientes composiciones no es posible hacer una
estructura molecular?
A.
7.
B. NH2-CO-NH2
D. 3, 0
OH
OH
A. CH 3-CH2-OH
E. NaCN
7, 5, O
a)
b)
c)
d)
COOH
H3C
C. 4, 0
Señale la afirmación correcta, de la estructura molecular de las
sustancias orgánicas que en su composición tiene; C, H, N y O.
espejo
CH3
B. 2, 2
3. De la siguiente estructura molecular:
CHO-CH2-CH 2-CHOH-CH=C=CH-COOH
3
2
Contabilizar los átomos con hibridación: sp , sp y sp, en ese orden.
Z
COOH
En los compuestos orgánicos los enlaces son esencialmente
covalentes.
La valencia del átomo de carbono es divalente y tetravalente.
El ángulo que forma los orbitales híbridos sp3 del átomo de carbono es
109º.
La autosaturación es una propiedad del átomo de carbono.
5, 3
B. 5, 2
C.
4, 3
D. 4, 4
E. 5, 4
__________________________________________________________________QUÍMICA__________________________________________________________________
8.
11. ¿Cuál de las siguientes estructuras representa al etano alternado?
H
CH
¿Cuál de las siguientes estructuras presentan isomería cis (Z)?
OH
H
i) CH CH
3 2
H
C C
H
H
Br
CH2CH3
iv)
9.
B. i y ii
C. ii y iii
D. iii y iv
E. i y iii
H
H
e)
H
H
H
H
H
H
H
H
i y iv
H
H
H
H
H
CH3
c)
a)
H
b)
CH3
C C
CH3CH2
H
Br
CH3
H
H
a)
ii)
CH3
iii)
3
OH
CH2CH3
H
H
d)
H
CH3
CH3
12. La siguiente estructura representa, excepto:
De las siguientes estructuras ¿Cuál representan un par de enantiómeros?
Cl
OH
H
OH
HO
Cl
H
OH
i y iii
Cl
B. i y ii
C.
i y iv
Cl
HO
OH
HO
CH2OH
D.
ii y iii
E.
H
H
CH2OH
iv
iii
ii
i
a)
HO
CH 2OH
CH2OH
COOH
COOH
COOH
C OH
O
A. La molécula de etano B. La representación de los enlaces sigma
3
C. Los híbridos sp
D. Un hidrocarburo
E. Un confórmero
iii y iv
13. Dibuje los confórmeros del butano y del ciclohexano.
10. De los siguientes enunciados indique la verdad (V) o la falsedad (F):
Los enantiómeros se pueden diferenciar por la rotación de la luz
polarizada.
Los diasteroisómeros tienen propiedades físicas muy diferentes.
A partir de un compuesto que tiene tres carbonos quirales se pueden
obtener ocho isómeros ópticos, como máximo.
La isomería geométrica también se considera como un tipo de
diasteroisomería.
A. VFVF
B. VVFV
14. ¿Qué propiedad del carbono explica la existencia
compuestos del mismo?
15. ¿Cuáles de
geométrica?
C. VVVV D. FFVF E. VVVF
79
los
siguientes
compuestos
de tantos
presentan
a) CH2 C(CH3)2
c)
b) CH3CH CHCH3
d) CH3 C C CH3
isomería
__________________________________________________________________QUÍMICA__________________________________________________________________
16. Indicar la hibridación de los átomos de carbono en los siguientes
compuestos.
a) CH3CH2CH=CH 2
c) CH3CH2 OH
b) CH3CH = C = O
TEMA 12
d) CH3C N
HIDROCARBUROS
17. ¿Explique cómo se forma el enlace sigma? ¿Cómo se forma el enlace
pi?
18. ¿Por qué es necesario efectuar la hibridación?
Los hidrocarburos son compuestos binarios formados por carbono e
hidrógeno, son los principales componentes del petróleo y del gas natural.
19. ¿Qué factores determinan la geometría de una molécula?
Teniendo en cuenta los tipos de enlace carbono – carbono, hay dos clases
principales de hidrocarburos: alifáticos y aromáticos.
20. De la siguiente fórmula estructural condensada, cuántos enantiómeros
y diasteroisómeros se puede obtener: HOOC-CHOH-CHOH-COOH
SATURADOS
21. De la siguiente fórmula estructural condensada, cuántos átomos de
carbono son; primario, secundario, terciario y cuaternario:
(CH3)3CCH 2CH2CH(CH3)2
Alcanos
C
Alquenos
C
C C
INSATURADOS
Alquinos
ALIFATICOS
C C
Cicloalcanos
HIDROCARBUROS
ALICICLICOS
Cicloalquenos
Cicloalquinos
AROMATICOS Benceno y sus homólogos
12.1. Hidrocarburos saturados - alcanos
El adjetivo saturado, describe el tipo de enlaces de la molécula
hidrocarbonada. Significa que cada átomo de carbono se encuentra unido
en forma covalente a otros cuatro átomos mediante enlaces simples. Los
compuestos se conocen también como parafinas o alcanos. El nombre de
parafina (del latín, parum affinis, poca actividad) alude a su naturaleza no
reactiva. El nombre alcano es el nombre genérico para esta clase de
compuestos. La fórmula general de los alcanos es CnH 2n+2 .
80
__________________________________________________________________QUÍMICA__________________________________________________________________
12.1.1. Nomenclatura de alcanos
Numerar la cadena principal, comenzando por el extremo más cercano a la
ramificación.
Identificar a los sustituyentes, asignándoles posiciones numéricas.
En la siguiente tabla se dan los nombres y fórmulas de algunos hidrocarburos
lineales o normales, para nombrar este tipo de alcanos se les da la terminación
ANO. Obsérvese que los cuatro primeros alcanos tienen nombres propios
mientras que a partir del quinto alcano, se utilizan prefijos de cantidad.
Nombre
Fórmula
Nombre
Fórmula
Pentano
CH3CH2CH 2CH 2CH 3
Eicosano
CH3(CH2) 18CH 3
Hexano
CH3(CH2) 4CH3
Eneicosano
CH3(CH2) 19CH 3
Escribir el nombre del compuesto como una sola palabra, utilizando
comas para separar los números y guiones para la separación
entre letras y números.
-
Ejemplos:
8
9
1
CH3(CH2) 5CH3
Docosano
CH3(CH2) 20CH 3
Octano
CH3(CH2) 6CH3
Triacontano
CH3(CH2) 28CH 3
Nonano
CH3(CH2) 7CH3
Hentriacontano
CH3(CH2) 29CH 3
Decano
CH3(CH2) 8CH3
Tetracontano
CH3(CH2) 38CH 3
Undecano
CH3(CH2) 9CH3
Pentacontano
CH3(CH2) 48CH 3
Dodecano
CH3(CH2) 10CH 3
Hexacontano
CH3(CH2) 58CH 3
Hectano
CH3(CH2) 98CH 3
5
6
7
Heptano
CH3 CH2CH3
CH3CH2
4
2
3
CHCH 2 CH2CH
6
4
5
Nombre(abreviatura)
CH4
Metano
-CH3
Metilo
(Me)
CH3CH3
Etano
-CH2CH3
Etilo
(Et)
CH3CH2CH3
Propano
-CH2CH2CH3
Propilo (Pr)
CH3CH2CH2CH 3
Butano
-CH2CH2CH2CH3
Butilo
6
5
CH3 CH2
CHCH2CH 3
3
4
C
CH2
1
2
3
CH3
3-Etil-4,7-dimetilnonano
7
8
9
2
1
CH2CH CH3
CH3
4-Etil-2,4-dimetilhexano
En el siguiente caso se puede observar que hay una ramificación en
otra ramificación.
CH 3
1
2
CH 3CH
3
4
CH 3
5
6
CHCH 2 CH 2 CH
CH 2 CH
CH 3
Se nombra como un decano
2,3,6-trisustituido
CH 2CH 2 CH 2 CH 3
7
Grupo alquilo
6
CH3 CHCH 2CH2CH CHCH 2CH3
Incorrecto
CH3 CH2CH3
CH 3
Nombre
5
CH3
CH 3CH2
7
CH3 CH2CH3
4
3
8
9
Radicales de alcanos. Un radical es una molécula incompleta, los radicales de
alcanos resultan de la pérdida de un hidrógeno, para nombrar los radicales de
alcanos se cambia la terminación ANO del alcano por il o ilo.
Alcano
1
CH3 CHCH 2CH2CH CHCH 2CH3
Correcto
CH3
2
CH3CH2
8
9
10
En este caso a esta ramificación con subramificación se le denomina
sustituyente complejo, y para numerar, “se numera la cadena principal y
se identifican los sustituyentes, en el nombre principal se escribe entre
paréntesis .
Ejemplos:
(Bu)
12.1.2. Nomenclatura de alcanos ramificados
Para poder nombrar alcanos ramificados se debe tener en cuenta las
siguientes reglas:
Identificar la cadena principal, que es la que contiene el mayor número de
átomos de carbono.
81
__________________________________________________________________QUÍMICA__________________________________________________________________
5-(1,2-dimetilpropil)
H3C CH3
9
8
7
4
3
1
2
3
5
4
2
8
CH3
6
2
5
3
10
CH2CH2CH2CH3
4
3
1
Para numerar se deben dar las posiciones más bajas posibles.
Isomería: Los alcanos dan lugar a isómeros de cadena a partir del butano:
12.1.4. Obtención de alcanos
Pentano C 5H12
Butano C 4H10
La fuente principal de obtención de alcanos es el petróleo y el gas natural que
está formado básicamente de metano, etano y otros alcanos menores, los otros
alcanos se obtienen por cracking térmico y catalítico del petróleo.
CH3 CH2CH2CH2CH3 n-Pentano
CH3 CH2CHCH3 2-Metilbutano
CH3 CH2 CH2 CH3 n-Butano
CH3
CH3 CH
CH3 2-Metilbutano
En el laboratorio se puede obtener metano por pirolisis del acetato de sodio, en
presencia de cal sodada (NaOH + CaO).
CH3
CH3
CH3
C
CH3
2,2-Dimetilpropano
CH3COONa (s)
CH3
dos isómeros
CH3
1,5-Dimetilciclohexano
1,3-Dimetilciclohexano
2,3-Dimetil- 6-(2-metilpropil) decano
5
4
CH3
CH3
2-Metil- 5-(1,2-dimetilpropil) nonano
6
2
6
CH3CHCHCH2CH2CHCH2CHCH3
CH2CH2CHCH3
1
1
CH3
CH3
5
6
CH3CH2CH2CH2CHCHCHCH 3
CH3
CH3
6-(2-metilpropil)
φ
NaOH.CaO
CH4(g)
tres isómeros
12.1.5. Reacciones de alcanos
Los alcanos se caracterizan por su escasa reactividad, para que reaccionen se
necesitan condiciones muy enérgicas, como calor o radicación electromagnética:
12.1.3. Nomenclatura de cicloalcanos
Para nombrar cicloalcanos se antepone la palabra ciclo seguido del nombre que
indica el número de carbonos. Los cicloalcanos se representan como figuras
geométricas:
Reacción de combustión:
C3H8 + 5O 2
3CO 2 +
4 H 2O
+ Energía
Reacción de halogenación.
ciclopropano
ciclobutano
ciclopentano
ciclohexano
cicloheptano
CH4 + Cl 2
Ejemplos:
3 carbonos
CH 3Cl + HCl
Esta es una reacción de SUSTITUCION, los hidrocarburos saturados sólo dan
reacciones de sustitución.
CH2CH2CH2CH3
CH3
luz
12.2.
4 carbonos
Alquenos
A los alquenos también se les conoce como “olefinas” (Olefiante =
formador de aceite). Tiene la fórmula general CnH 2n.
Metilciclopentano
1-Ciclopropilbutano
Tiene prioridad la cadena con mayor número de carbonos
82
__________________________________________________________________QUÍMICA__________________________________________________________________
12.2.1. Nomenclatura de alquenos
CH2 CH2
CH3CH CH2
Eteno
Propeno
CH3CH2CH
But-1-eno
CH2
CH3CH
CHCH3
But-2-eno
Se puede observar que aquí también se presenta el fenómeno de isomería, en
este caso se forman isómeros de posición, en el caso de Buteno, este tiene dos
isómeros.
Un hidrocarburo con dos dobles enlaces es un dieno, mientras que uno con tres
dobles enlaces es un trieno. Ejemplos:
CH3
H C CH—CH
CH
2
CH
2
2
CCH
CH2
CH2 CHCH
CHCH
Buta-1,3-dieno
2 – Metilbuta -1,3-dieno
Hexa-1,3,5-trieno
un dieno
un dieno
un trieno
CH 2
Radicales de alquenos:
Al igual que los alcanos, los alquenos también dan lugar a la formación de radicales por
pérdida de un hidrógeno, para nombrarlos se utilizan las terminaciones enil.
Eteno
H2C = CH 2
Propeno CH3CH=CH 2
H2C = CH Etenil ( vinil)
CH 3CH=CH - Prop-1-enil
H2C=CHCH 2 - Prop-2-enil (alilo)
El enlace pi impide la libre rotación de los grupos alrededor de un doble enlace;
consecuentemente, los alquenos pueden exhibir isomería geométrica
CH 3
H
C
H3C
CH 3
H3C
C
C
C
H
H
H
trans -But-2-eno
cis -But-2-eno
También hay estructuras cíclicas con dobles enlaces:
Ciclopropeno
83
Ciclobuteno
Ciclopenteno
Ciclohexeno
__________________________________________________________________QUÍMICA__________________________________________________________________
12.2.2. Obtención de alquenos
o asimétrico, y seguir la regla de Markovnikov que dice “en la
adición de HX el hidrógeno se une al carbono que tiene más
hidrógenos, mientras que X se une al carbono que tiene menos
hidrógenos”
También la fuente principal de alquenos es el petróleo, mediante la
deshidrogenación catalítica de alcanos:
CH3CH2CH3
catalizador
CH2CH
CH3CH=CH2 + H2
CHCH2 + HCl
CH2CH CHCH2
H
Cl
2-Clorobutano
But-2-eno
En el laboratorio se obtienen alquenos por deshidratación de alcoholes, el
deshidratante más común para este proceso es el ácido sulfúrico.
H2SO 4
CH3CH 2OH
Etanol
CH 2=CH 2
eteno
CH3
+ H2O
CH3
CH2C
12.2.3. Propiedades físicas
d)
12.2.4. Propiedades químicas
Los alquenos son muy reactivos, debido a la presencia del enlace pi dando
reacciones de adición, de oxidación y de polimerización.
H2C
CH2
H2C
dicloroetano
b) Adición de H2. Cuando se adiciona hidrógeno, se forma el alcano
correspondiente, esto se hace en presencia de catalizadores de Ni-Pt.
eteno
c)
H2C
2-Cloro-3-metilbutano
(no se forma)
H2C CH2
H OH
etanol
Reacciones de oxidación:
a) Oxidación sin ruptura, oxidación con KMnO4 en frío, en este caso
se forman dioles.
eteno
CH2 + H2
CHCH2
Cl
Adición de H2O. Esta reacción se conoce como hidratación de
alquenos, en este caso se obtienen alcoholes se da en medio
ácido.
eteno
Cl Cl
H2C
CH3
CH2C
H
H2C CH2 + H2O
Reacciones de adición:
a) Adición de X2. Los alquenos reaccionan con los halógenos dando
derivados dihalogenados.
CH2 + Cl2
CHCH2 2-Cloro-2-metilbutano
(único producto)
H
CHCH2 + HCl
2-Metilbut-2-eno
(asimétrico)
Desde el eteno hasta el buteno son gases, desde el pentano hacia delante son
líquidos, al igual que los alcanos son insolubles en el agua, pero si son solubles
en solventes orgánicos.
H2C
CH2C
Cl
CH2 + KMnO 4 frio
b)
H H
etano
Oxidación con ruptura, oxidación con KMnO 4 en caliente, en este
caso se forman ácidos carboxílicos correspondientes.
H2C CHCH3 + KMnO4
eteno
Adición de HX. Se obtienen derivados halogenados. En este caso
se debe tener en cuenta si la adición es sobre un alqueno simétrico
84
CH2
HO OH
etanodiol
eteno
CH2
H2C
φ
HOOCH + HOOCCH3
Dos ácidos carboxílicos
__________________________________________________________________QUÍMICA__________________________________________________________________
Reacciones de polimerización:
12.3.1. Nomenclatura
El polietileno es el polímero más conocido, tiene como unidad
fundamental el monómero eteno (CH2=CH2).
Antiguamente, se usaban nombres comunes para la nomenclatura de los
alquinos sencillos, en la que el acetileno (CH
CH) se consideraba como
base. Los grupos unidos a los átomos de carbono sp se nombraban como
sustituyentes del acetileno.
Ejemplos de obtención de polímeros:
H
H
Pent -2- ino
n
polietileno (PE)
CCH
But -2- ino
3
CH
C
C
CH
Buta - 1,3 - diino
5,7 – Dimetil non – 3
ino
Cl
Cloruro de vinilo
CH
CN
Acrilonitrilo
Debido a la reactividad del triple enlace, existe un poco de dificultad para la
síntesis de alquinos, el enlace C C se encuentra en una diversidad de
organismos vivos, particularmente en algunos mohos.
El acetileno es una materia prima orgánica abundante y de gran importancia
industrial. Puede prepararse fácilmente por la reacción entre el carburo de calcio
y el agua:
CH2CH
CH2CHCH2CHCH2CH CH2CH
Cl
Cl
Cl
Cl
CH
H 2C
H
n
CH 3C
CCH 3
12.3.2. Obtención
Eteno
H2C
H
H
CH 3CH 2C
CH 2CH
CH2CHCH 2CHCH 2CH
n H2C CH
Cl
n
Policloruro de vinilo (PVC)
CH 2CHCH 2CHCH 2CHCH 2CH
CN
CN
CN
CN
Poliacrilonitrilo (Orlón)
ó
CH2CH
CaC2
n
+ 2H 2 O
HC
CH
+ Ca(OH)2
CN
12.2.5. Aplicaciones
12.3.3. Propiedades físicas
La mayor aplicación de los alquenos eteno, propileno y metil propileno, está
dirigida hacia la obtención de plásticos, polietileno, polipropileno y el caucho
sintético que es un polímero del butadieno.
El acetileno es un gas incoloro, insoluble en el agua y posee un olor
desagradable. El acetileno arde con llama muy luminosa; uno de sus primeros
usos fue como combustible en lámparas para mineros. Este gas se usa en la
soldadura oxiacetilénica que se usa para soldar y cortar metales.
12.3.4. Propiedades químicas
12.3.
Alquinos
Los alquinos son hidrocarburos que contienen un triple enlace – C C –. El
alquino más sencillo es el etino o acetileno (HC CH), por lo que a los alquinos
de la serie homóloga se les llama también hidrocarburos acetilénicos. Los
alquinos son isómeros de los dienos.
En su mayor parte, las reacciones de los alquinos son estrictamente análogas a
las de los alquenos, es decir dan reacciones de ADICION, con la diferencia de
que en vez de adicionar un mol de reactivo, adicionan dos moles de reactivo.
a. Adición de X2
La estructura electrónica del triple enlace de un alquino es muy similar a la del
doble enlace de un alqueno. El acetileno tiene dos carbonos sp con enlaces
sigmas lineales y dos enlaces pi que unen a los carbonos sp .
Debido a que un orbital sp tiene más carácter s, los electrones de este
orbital están más próximos al núcleo del átomo de carbono que los
2
3
electrones en un orbital sp o sp . Por lo tanto, el átomo de carbono sp de
un alquino, es más electronegativo que la mayoría de los otros átomos de
carbono. Así, un enlace CH de un alquino es más polar que un enlace CH
de un alqueno o que uno alcano.
En este caso adicionan dos moles de halógeno, formando derivados
tetrahalogenados:
CH3C
CH +
Cl 2
Propino
b.
85
Adición de HX
CH3C CH + Cl2
Cl Cl
1,2-Dicloropropeno
Cl Cl
CH3C CH
Cl Cl
1,1,2,2-Tetracloropropano
__________________________________________________________________QUÍMICA__________________________________________________________________
El benceno es el más simple de la familia aromática, su fórmula molecular C6H6
indica que sólo existe un átomo de hidrógeno por cada átomo de carbono de la
molécula. Esto implica un alto grado de insaturación y, por tanto, podría
predecirse una gran reactividad para la molécula; pero esto no es así, ya que el
benceno es altamente estable, es más, no da reacciones de adición sino mas
bien, reacciones de sustitución como si fueran hidrocarburos saturados. August
Kekulé en 1865 propuso que el benceno era una estructura hexagonal con
dobles enlaces (simples y dobles alternados) y en cada carbono hay un solo
átomo de hidrógeno que son equivalentes, esto sugiere que los dobles enlaces
no son estáticos sino que son móviles.
En este caso al igual que los alquenos depende si el alqueno es simétrico o
asimétrico para seguir la regla de Markovnikov.
CH3-C
C-CH3 +
CH3-C C-CH3
H Cl
2-Clorobut-2-eno
HCl
But-2-ino
simétrico
CH3-C
H
CH3-C C-H
Propeno
asimétrico
+
C-H 1-Cloropropeno
Cl (no se forma)
HCl
CH3-C C-H 2-Cloropropeno
Cl H
c. Adición de HCN
El producto de la adición del HCN da la formación de los cianoalquenos de
los cuales el cianoetileno es un importante producto químico.
H-C
C-H
H-C
+ HCN
H
C-H Cianoetileno
(acrilonitrilo)
CN
d. Formación de acetiluros
Esta reacción es propia de los alquinos terminales, en este caso el alquino
pierde un hidrógeno frente a una base muy fuerte como el amiduro de sodio,
el alquino se comporta como si fuera un ácido.
H-C
C-H + NaNH2
amiduro
de sodio
H-C C Na + NH3
acetiluro
de sodio
También se pueden obtener acetiluros de plata o de cobre haciendo pasar
acetileno gaseoso por una solución amoniacal de cloruro cuproso o de
nitrato de plata.
HC C H
CuCl AgNO3
NH4 OH
HC C C o HC C Ag
acetiluro de cobre acetiluro de plata
Para explicar la estabilidad del benceno se hace uso de la teoría de resonancia
química, donde la estructura real del benceno, difícil de representar es un híbrido
de resonancia, los electrones se encuentran resonando por encima y por debajo
del plano hexagonal de carbonos.
Los acetiluros de cobre y de plata se diferencian de los de sodio en que
aquellos son extremadamente sensibles al impacto. En estado seco son
muy explosivos.
12.4. Hidrocarburos aromáticos
86
__________________________________________________________________QUÍMICA__________________________________________________________________
X
1
X
X
1
1
2 Y
3
4
Y
meta (m-)
Y
para (p-)
El sistema orto, meta y para es de uso exclusivo de sistemas cíclicos
aromáticos.
Ejemplos:
A continuación se ilustra el uso de estos prefijos para nombrar algunos
bencenos.
orto (o-)
Cl
Br
Mientras que la longitud de los enlaces sencillos C-C es de 1,54 Å y la de los
dobles enlaces C-C es de 1,34 Å, los enlaces carbono-carbono del benceno
tienen longitud de 1,39Å. Esto se evidenció experimentalmente por difracción de
rayos X.
12.4.1. Nomenclatura
a. Hidrocarburos aromáticos monosustituidos.
Los hidrocarburos aromáticos monosustituidos tienen nombres propios.
CH3
OH
NH2
CHO
Br
Cl
OH
p - clorofenol
o - dibromobenceno
NH
2
m - cloroanilina
Cuando en una estructura hay un nombre propio, esta tiene prioridad en el
nombre del compuesto, como en el caso del p-clorofenol y la mcloroanilina.
CH=CH2
c.
Hidrocarburos aromáticos con tres o mas sustituyentes
Si en un anillo bencénico hay tres o más sustituyentes, se deben usar
números.
Tolueno
b.
Fenol
Anilina
Benzaldehído
Estireno
CH 3
Hidrocarburos aromáticos disustituidos
Cuando el benceno tiene dos sustituyentes existen tres posibilidades para
ordenarlos:
Br
Cl
Br
1,2,4 - tribromobenceno
O 2N
NH2
2 - cloro-4-nitroanilina
d. Hidrocarburos aromáticos policíclicos.
Algunos tienen nombres propios:
87
NO2
O2 N
Br
NO2
2,4,6-trinitrotolueno
__________________________________________________________________QUÍMICA__________________________________________________________________
Naftaleno
El benceno tiene un punto de fusión que es 100°C más alta que la del
tolueno, o la del etilbenceno; esto se debe al perfecto empaquetamiento del
benceno y a la disimietría que introducen las cadenas laterales.
El benceno es muy volátil y sus vapores son inflamables y tóxicos (con
acción cancerígena) por lo que hay que manejarlo con gran cuidado.
Antraceno
Benzopireno
Fenantreno
Es interesante notar que muchos de los compuestos que se encuentran en el
alquitrán de hulla que contienen cuatro o más anillos bencénicos fusionados
son carcinógenos.
Otros de estructura regular utilizan prefijos de cantidad.
Tetraceno
Pentaceno
benzopireno
Los hidrocarburos aromáticos también dan lugar a la formación de radicales,
a estos se les denomina radicales arílicos, por ejemplo:
CH2
CH3
bencil
naftil
m-tolil
fenil
Los hidrocarburos formados por una parte aromática y otra alifática reciben
el nombre de arenos, para nombrarlos se debe tener en cuenta el número
de carbonos de cada parte, el que tenga el mayor número de carbonos tiene
prioridad en la nomenclatura.
CH2CH2CH2CH3
Butilbenceno
CH2CH2CH2CH2CH2CH2CH3
1-Fenilheptano
12.4.2. Obtención
La principal fuente de obtención de hidrocarburos aromáticos es el petróleo
y del carbón.
12.4.3. Propiedades físicas
Al igual que los hidrocarburos alifáticos y alicíclicos, el benceno y otros
hidrocarburos aromáticos son no polares. Son insolubles en el agua, pero
solubles en disolventes orgánicos, tales como éter dietílico, tetracloruro de
carbono o hexano. El benceno mismo es un disolvente que se ha usado
ampliamente.
88
benzantraceno
__________________________________________________________________QUÍMICA__________________________________________________________________
12.4.4. Propiedades químicas
unidades químicas constituyentes del ADN y del ARN. En el caso de las bases
heterocíclicas nitrogenadas se indica también el átomo de nitrógeno de la base que
está unido al azúcar.
En la siguiente figura se representa esquemáticamente un fragmento de ADN que está
constituido por dos cadenas complementarias que se mantienen unidas por los puentes
de hidrógeno que se establecen entre las bases adenina-timina y guanina citosina.
El benzopireno es un hidrocarburo aromático constituyente, entre otros centenares de
compuestos, del humo del tabaco. El benzopireno mismo no es cancerígeno pero en el
proceso de inhalación del humo del tabaco el benzopireno penetra en el organismo y
resulta oxidado por determinadas enzimas, como la P-450-mono-oxigenasa, que lo
convierte en el epóxido A. Este compuesto es hidrolizado por el enzima epóxidohidratasa al diol B. Una segunda epoxidación enzimática del compuesto B por la P450-mono-oxigenasa lleva al epoxidiol C.
Debido a la estabilidad que se obtiene por resonancia, los hidrocarburos
aromáticos dan reacciones de sustitución, pero en presencia de
catalizadores ácidos de Lewis. Las principales reacciones son:
a.
Halogenación
La halogenación se efectúa tratando con un halógeno en presencia de una
sal del mismo halógeno:
Br
+ Br2
FeBr3
Benceno
b.
+
HBr
Bromobenceno
Nitración
La nitración se consigue tratando benceno con una mezcla de ácido nítrico
concentrado y ácido sulfúrico concentrado
NO2
+ HNO3
H2SO 4
+ H2O
Nitrobenceno
Benceno
c.
Sulfonación
El benceno al ser tratado con ácido sulfúrico caliente, produce un derivado
soluble en agua, el ácido bencensulfónico.
+ H2SO4
Benceno
φ
SO3H
+ H2O
Acido bencensulfónico
Los hidrocarburos aromáticos, el tabaco y el cáncer
El ácido desoxirribonucleico (ADN) y el ácido ribonucleico (ARN) son enormes
biomoléculas encargadas de la transmisión del mensaje genético en los organismos
vivos. Tanto el ADN como el ARN no son más que largas secuencias de nucleótidos
que están unidos por puentes fosfato. Un nucleótido es un compuesto que consta de
un azúcar (desoxirribosa en el caso del ADN y ribosa en el caso del ARN) y una base
heterocíclica (adenina, guanina, timina o citosina). En la siguiente figura se indican las
89
__________________________________________________________________QUÍMICA__________________________________________________________________
12.4.5.
Aplicaciones
En la industria el benceno se utiliza como solvente y como material de partida para
la fabricación de muchos otros productos. El tolueno se emplea como disolvente
de lacas y en la fabricación de colorantes, medicamentos y explosivos. Los xilenos
son buenos disolventes de las grasas y aceites, se emplean en la limpieza
platinas y lentes ópticos de los microscopios.
El nitrobenceno se utiliza mucho en la fabricación de anilina un componente
básico de colorantes y medicamentos. El fenol es un antiséptico y germicida
Las sustancias que contienen el anillo bencénico se encuentran comúnmente en
los reinos animal y vegetal. No obstante son más abundantes en el reino vegetal.
Los vegetales tiene la capacidad de sintetizar el anillo bencénico a partir de dióxido
de carbono, agua y otros materiales inorgánicos. Los animales no pueden realizar
esta síntesis y son dependientes de los compuestos bencenoides para su
supervivencia. Por lo que el animal debe obtener estos compuestos a partir de los
alimentos que ingiere. Entre los compuestos necesarios para el metabolismo
animal pueden mencionarse los aminoácidos Fenilalanina, Tirosina y Triptofano y
ciertas vitaminas como la vitamina K, riboflavina y ácido fólico.
12.5. Ejercicios
1.
Una mezcla de 15ml. de etano y metano dio por combustión completa,
20ml. de dióxido de carbono.
¿Cuál es la composición volumétrica de la mezcla?
A. 5, 10
B. 7, 8
C. 10, 6
D. 5, 9
E. 4, 10
7.
Los compuestos que son derivados de la sustitución de los
hidrógenos del acetileno por átomos de metal (Na, Cu, Ag, etc) se
llaman:
A. Acetiluros B. Hidruros C. Carburos
D. Cianuros E. Sales
8.
El Carburo de calcio comercial es de 64% de pureza ¿Qué volumen en
litros de acetileno se puede obtener en condiciones normales a partir
de un kilogramo de carburo? (Ca=40, C=12, H=1)
2
3
-2
A. 22,4
B. 22,4x10
C. 224
D. 22,4x10
E. 22,4x10
9.
¿A partir de que hidrocarburo, por oxidación con permanganato de
potasio se obtiene 2 moles de acido etanoico?
A.CH3-CH=CH2
B. CH3-CH=CH-CH3
C. CH 3-CH2-CH=CH2
D. CH3-C CH
E. CH3-CH=CH-CH 2-CH3
10. La composición de un alcohol es C5H12O; que por deshidratación con
ácido sulfúrico concentrado da lugar a una mezcla de 2-metilbut-1-eno
y 2-metilbut-2-eno. Indicar el nombre del alcohol.
A. Pentan-1-ol
B. 2-metilbutan-1-ol
C. 2-metilbutan-2-ol
D. 4-metilbutan-2-ol
E. 3-metilbutan-1-ol
Indique el nombre incorrecto del hidrocarburo, según IUPAC.
A. 2,2-dimetilbutano
C. 3,3-dietil-5,5-dimetilheptano
E. 3-etil-4-metilhexano
6.
B. 2,2,3-trimetilbutano
D. 2,4-dietilpentano
2.
¿Cuál de las siguientes relaciones, radical y nombre es incorrecto?
A. CH
: etinil
B. CH 2=CH : etenil
C. CH3-CH2 : etil
D. C 6H5
: fenil
E. CH4 : metil
11. ¿A partir de que alqueno se puede obtener, por hidratación un alcohol
terciario?
A. Eteno
B. Propeno
C. Metilpropeno
D. 3-metilbut-1eno
E. 3,3-dimetilbuteno.
3.
¿Qué hidrocarburo se obtiene por cracking catalítico del acetato de
sodio con cal sodada?
A. Na2CO
B. CaCO3
C. CH4 D. CH3-CH3
E. CH 2=CH2
12. ¿Qué sustancia Ud. Utilizaría como reactivo para obtener propano-1,2diol a partir del propeno?
A. O 3
B. KMnO4
C. H 2O
D. CaO
E. H2SO4
4.
A partir de que hidrocarburo se obtiene un solo producto monoclorado
por el proceso de cloración fotocalalítico.
A. Pentan B. Isopentano C. Neopentano D. Eteno E. Etino
5.
¿cuál es el hidrocarburo que por combustión completa da como
producto dos moles de CO2 y un mol de H2O?
A. Metano B. Etano C. Eteno D. Etino E. Propano.
13. ¿Cuál es el alqueno que por oxidación con permanganato de sodio en
medio ácido y calor puede dar como producto una mezcla de
propanona, dióxido de carbono y agua?
A. But-2-eno B. But-1-eno C. Metilpropeno D. Pent-2-eno E. Eteno
14. El compuesto que se presenta en la figura se denomina:
90
__________________________________________________________________QUÍMICA__________________________________________________________________
a)
b)
c)
d)
e)
3-amino-5-clorofenol
1-hidroxi-3-Cloro-5-aminobenceno
1-hidroxi-4-Cloro-2-nitrobenceno
Cloroaminobenzol
Nitroclorobenzol
23. Un hidrocarburo de fórmula molecular C4H6 reacciona con dos moles de
cloro para dar C4H6Cl4 ¿Cuál es la estructura del compuesto original?
OH
Cl
24. Un hidrocarburo de fórmula molecular C5H8 se combina con dos moles
de hidrógeno para dar el 2-Metilbutano ¿Cuál es la fórmula estructural
del compuesto?
NH2
25. Escriba las fórmulas estructurales de los siguientes compuestos:
a) Oct-4-ino
b) 2-clorobuta-1,3-dieno
c) 3,3-dimetilciclobuteno
d) 4-etil-2-metilhex-1-eno
e) Cicloocta-1,3,5,7-tetraeno
15. Un hidrocarburo tiene una masa molar de 114 g/mol; ¿Cuál es el
nombre del hidrocarburo?
a) Octano B. Octeno C. Actino
D. Cicloocteno
E. Ciclooctino
16. Dos hidrocarburos A y B tienen una masa molar de 84 g/mol cada uno.
El hidrocarburo A no reacciona con el KMnO4 pero si reacciona con el
bromo, mientras que el hidrocarburo B reacciona con KMnO 4 y con el
bromo. Los nombres de los hidrocarburos A y B son:
A. Ciclohexano – hexeno
B. Hexano y hexeno
C. Ciclohexano y ciclohexeno
D. Ciclohexeno y ciclohexano
E. Hexano y ciclohexeno
26. Escriba la fórmula estructural de los siguientes compuestos.
A. m-xileno
B. p-dinitrobenceno
C. 2-bromo-1,3-dimetilbenceno
D. 3,4-Dimetiltolueno
E. Fenilacetileno
17. ¿Qué producto se obtiene por reacción de adición del cloruro de
hidrógeno sobre, 2-metilbut-2-eno?
27. ¿Cuál es el producto que se espera cuando dos moles de HCl se
agregan sucesivamente al acetileno?
28. Nombrar las siguientes estructuras:
18. ¿Cuál es la clasificación del hidrocarburo que decolora una solución
de bromo en tetracloruro de carbono y permanganato de potasio?
19. Ordene en forma ascendente según la temperatura de ebullición de los
siguientes compuestos: metano, propano, hexano, 2-metilpentano y
2,2- dimetilbutano.
h)
20. Sustancia de composición C 4H4, forma un precipitado al ser tratado
con solución de nitrato de plata amoniacal, adiciona tres moles de
hidrógeno por cada mol y libera dióxido de carbono por oxidación con
solución de permanganato de potasio en medio ácido. ¿Cuál es el
nombre del compuesto?
i)
g)
f)
e)
j)
m)
l)
k)
21.
d
)
c)
b)
Dé el nombre de los siguientes compuestos:
a. (CH3)2CHCH2CH2CH(CH3)CH2CH3
b. CH 3CH 2CH 2C(CH3) 3
c. (CH3)2CHC(CH 3)2C(C2H 5)3
d. (CH3)2CHCH(C3H7)CH2CH(CH3)2
n)
22. ¿Cómo se obtiene industrialmente el acetileno?
91
o)
p
)
__________________________________________________________________QUÍMICA__________________________________________________________________
El etanol, por ejemplo, es una de las sustancias orgánicas más simples y mejor
conocidas, y se usa como aditivo de combustibles, como solvente industrial y en
bebidas.
TEMA 13
COMPUESTOS OXIGENADOS
13.1.1. Clasificación
Un alcohol puede clasificarse como primario (1°), secundario (2°) o terciario (3°),
dependiendo del número de sustituyentes de carbono unidos al átomo C que
tiene el grupo hidroxilo.
13.1. Alcoholes
Estructura. La estructura de un alcohol se asemeja a la del agua puesto que un
alcohol procede de la sustitución formal de uno de los hidrógenos del agua por
un grupo alquilo. Los alcoholes presentan el grupo funcional
.
R
C
R
H
H
OH
H
R
C
R
OH
OH
R
R
Un alcohol primario (1°)
C
Un alcohol terciario (3°)
Un alcohol secundario (2°)
Por el número de oxidrilos los alcoholes pueden ser monoles y polioles:
Polioles
Monoles
CH3OH
CH3CH 2OH
OH
CH2 - CH2
OH
En el metanol el ángulo del enlace C-O-H es de 108.9º. Este ángulo es mayor
que en el agua debido a la presencia del grupo metilo, mucho más voluminoso
que el átomo de hidrógeno, que contrarresta el efecto de compresión del ángulo
de enlace que provocan los dos pares de electrones no enlazantes. Las
longitudes de enlace O-H son aproximadamente las mismas en el agua que en
los alcoholes, pero la distancia de enlace C-O es bastante mayor (1.4 Å) debido
al mayor radio covalente del carbono en comparación con el del hidrogeno.
Los alcoholes pueden considerarse como los derivados orgánicos del agua,
donde uno de los hidrógenos es sustituido por un grupo orgánico: H - O - H
pasa a ser R - O – H.
Un alcohol
Un fenol
C
CH2
OH
OH
OH
un triol
13.1.2. Nomenclatura
OH
OH
CH
Los alcoholes simples se nombran en el sistema IUPAC como derivados del
alcano principal, usando el sufijo ol:
OH
C
OH
un diol
CH2
C
Un enol
92
__________________________________________________________________QUÍMICA__________________________________________________________________
C
H
C
H
3O
Metanol (alcohol
metílico)
Etanol (alcohol
etílico)
H
3C 2O
H H
Como se puede ver no existen alcoholes gaseosos, todos son líquidos y los de
mayor masa molar son sólidos. La causa de los puntos de ebullición altos es que
los alcoholes, como el agua, están muy asociados en solución debido a la
formación de los llamados puentes de hidrógeno.
C 22
H CH
OH
OH
Etano 1-2 diol
OH
R
Ciclohexano
l
O
OH
C 2
H
OH
Feno
l
C
H
OH
H
C 2
H
OH
δ+
Propano-1,2,3triol(glicerina
)
OH
Nafto
l
CH2 + H2O
Enzimas de la levadura
6
2 CH3 CH2 OH
+
2H
400°C
2
Óxido de cinc/cromo
p. eb. (°C)
Solubilidad
64,5
Soluble
CH3 CH2 -OH
78,3
Soluble
97
parcialmente
CH3 CH2 CH2-OH
CH3(CH2)10 CH2-OH
insoluble
CH3OH-CHOH-CH2 –OH
soluble
O
H
H
δ+
δ+
δ-
O
H
δ+
R
Los alcoholes se comportan como ácidos cuando pierden el hidrógeno del O –
H, esto sucede sólo cuando los alcoholes están frente a los metales alcalinos.
un alcohol
un alcóxido
CH3CH2-O-H + Na
CH 3CH2-O-Na + 1/2 H2
etanol
etóxido de sodio
Esta reacción implica la ruptura del enlace O – H.
b.
Deshidratación de alcoholes
Una de las reacciones más importantes del enlace C - O de los alcoholes es la
deshidratación para formar alquenos. Se rompe el enlace carbono - oxígeno, se
rompe un enlace C - H vecino y se forma el enlace pi del alqueno:
CH OH
3
CH3 – OH
δ-
Las propiedades químicas de los alcoholes dependen del grupo - O – H, aquí se
puede ver que hay ruptura del enlace O – H y ruptura del enlace C – OH.
a. Reacción de acidez.
+ 2 CO 2
13.1.4. Propiedades físicas
En la siguiente tabla se ven los puntos de ebullición de algunos alcoholes:
Alcohol
H
δ+
O
13.1.5. Propiedades químicas
El metanol y el etanol son dos de los compuestos químicos industriales más
importantes. En la actualidad se produce metanol por reducción catalítica de CO
con hidrógeno gaseoso.
CO
δ-
O
Los alcoholes son solubles en el agua debido a que se puede formar enlace
puente de hidrógeno entre el alcohol y el agua, pero la solubilidad de los
alcoholes disminuye a medida que se incrementa la cadena carbonada.
Otro factor que se debe tener en cuenta para predecir la solubilidad es la
presencia de uno o más grupos OH, en el caso del propanol es parcialmente
soluble, mientras que la glicerina (propanotriol) es soluble.
H2C CH2
H OH
Eteno
Etanol
Otro método de obtención de etanol es por fermentación de carbohidratos
C 6 H 12O
R
δ-
R
13.1.3. Obtención
Los alcoholes se obtienen por hidratación de alquenos:
H2C
R
δ-
H
OH
C
93
C
C
C
+
H 2O
Una reacción de deshidratación
__________________________________________________________________QUÍMICA__________________________________________________________________
c.
Oxidación de alcoholes
arílicos o vinílicos, y el átomo de oxígeno puede ser parte ya sea de una cadena
abierta o de un anillo. Tal vez el mejor éter conocido es el éter dietílico, una
sustancia familiar que se ha usado en medicina como anestésico y se emplea
mucho en la industria como solvente. Otros éteres útiles son el anisol, un éter
aromático de olor agradable que se usa en perfumería, y el tetrahidrofurano
(THF), un éter cíclico a menudo usado como solvente.
La reacción más importante de los alcoholes es su oxidación para producir
compuestos carbonílicos. Los alcoholes primarios forman aldehídos o ácidos
carboxílicos; los alcoholes secundarios generan cetonas, y los alcoholes
terciarios no reaccionan con la mayoría de agentes oxidantes.
alcohol 1º
CH3CH2OH + [Ox]
etanol
aldehído
CH3CHO + [Ox]
etanal
O
ácido carboxílico
CH3COOH
ácido etanoico
cetona
CH 3COCH 3
Anisol
Tetrahidrofurano
13.2.1. Nomenclatura
Cuando los dos residuos orgánicos son iguales se utiliza prefijos de cantidad,
por ejemplo:
OH
Propan-2-ol
alcohol 3º
CH3
H3C C OH
O
H2C CH2
Eter dietílico
alcohol 2º
CH3CHCH 3 + [Ox]
O CH3
CH3CH2 O CH2CH3
CH2
H2C
+ [Ox]
No hay reacción
CH 3 – O – CH3
C2H5 – O – C2H5
C 6H5 – O – C6H5
Dimetil éter
Eter metílico
Dietil éter
Eter etílico
Difenil éter
Eter fenílico
Cuando los residuos orgánicos no son los mismos se denominan identificando
los dos residuos orgánicos y anteponiéndoles la palabra éter. Por ejemplo:
CH3
2-metilpropan-2-ol
(ter-butanol)
Pentil
Propil
O
O
O
13.1.6. Aplicaciones
Butil fenil éter
Pentil propil éter
Eter Pentilpropilico
El alcohol etílico comercial de 95% de pureza se emplea como disolvente, en la
fabricación de perfumes, pinturas, lacas barnices y goma laca, también se usa
en la fabricación de otros compuestos orgánicos.
El propan-2-ol (alcohol isopropílico) no se absorbe por la piel y su uso principal
es como frotación.
El etanodiol (etilenglicol), se usa como anticongelante en radiadores de los
motores debido a su eficacia para bajar el punto de congelación del agua.
La glicerina, es un líquido viscoso de sabor dulce, soluble en agua, se utiliza en
la fabricación de perfumes y cosméticos; en tintas y arcillas plásticas para evitar
la deshidratación; en la fabricación de plásticos, recubrimientos superficiales y
finalmente en la producción de nitroglicerina un explosivo.
13.2. Éteres
Ciclobutil fenil éter
Eter Ciclobutilfenilico
Eter Butilfenilico
13.2.2. Eteres cíclicos
Los epóxidos u oxiranos son éteres cíclicos de tres miembros que
generalmente se forman por oxidación con peroxiácidos de los alquenos
correspondientes. El nombre común de un epóxido se obtiene agregando la
palabra “óxido” al nombre del alqueno que se oxida. Las reacciones siguientes
muestran la síntesis y los nombres comunes de algunos epóxidos simples:
O
H2 C
Un éter es una sustancia que tiene dos residuos orgánicos unidos al mismo
átomo de oxígeno, R - O - R’. Los residuos orgánicos pueden ser alquílicos,
CH2 +
etileno
94
O
C OOH
ácido perbenzoico
H2C
CH2
óxido de etileno
+
O
C OH
ácido benzoico
__________________________________________________________________QUÍMICA__________________________________________________________________
O
C OOH
H
H
O
H
H
Ciclohexeno
óxido de ciclohexano
El óxido de etileno es el epóxido más simple, es un intermediario en la
manufactura tanto del etilenglicol (anticongelante) como de los polímeros de
poliéster.
13.3. Aldehídos y cetonas
Los aldehídos y cetonas son sólo dos de las muchas clases de compuestos
orgánicos que contienen grupos carbonilos. Una cetona contiene dos grupos
alquilo (o arilo) unidos al carbono carbonílico, mientras que un aldehído tiene un
grupo alquilo (o arilo) y un átomo de hidrógeno unidos al carbono carbonílico.
O
O
C
R
C
R-CHO
R
H
R-CO - R'
R'
Un aldehído
Una cetona
13.3.1. Nomenclatura
En el sistema IUPAC, el nombre de un aldehído deriva del correspondiente
alcano mediante el cambio de la letra -o por -al. No es necesario numerar la
cadena; al carbono del grupo aldehído -CHO se le asigna el número 1.
CH3 CH
CH3 CHC H
CH3 C H
Ciclohexanocarbaldehído
But-2-enal
2-cloropropanal
CH3 C CH 2 CH 2 CH3
Pentan-2-ona
O
O
Naftaleno-2-carbaldehído
La manera más sencilla de sintetizar un aldehído o cetona de estructura sencilla,
en el laboratorio, es por oxidación de un alcohol.
CH3CH2OH + [Ox]
Etanol
O
CH3 C CH 2C CH3
Pentano-2,4-diona
CHO
13.3.2. Obtención
Las cetonas se nombran sustituyendo la - o final del nombre de alcano por ona. Se usan números si es necesario.
O
2
CHC H
Cl
etanal
1
CHO
O
O
O
Para los aldehídos más complejos en los cuales el grupo -CHO está unido a un
anillo se usa el sufijo carbaldehído.
CH3CHCH 3 + [Ox]
OH
ciclohexanona
Propan-2-ol
95
CH 3CHO
Etanal
CH 3COCH 3
Propanona
[Ox] = K 2Cr2O7
__________________________________________________________________QUÍMICA__________________________________________________________________
13.3.3. Propiedades físicas
Los aldehídos no pueden formar entre ellos enlaces puentes de hidrógeno por
esta razón presentan bajos puntos de ebullición con respecto a los alcoholes que
les dieron origen, la metanal es un gas. Como se puede ver en la siguiente tabla.
Aldehído:
CH3−CH2−CHO + [Ox] → CH 3−CH2−COOH
Propanal
Acido propanoico
Cetona :
CH3−CO-CH3 + [Ox] → CH3−COOH + H−COOH
Propanona
Ac. Etanoico Ac. Metanoico
Propiedades físicas de algunos aldehídos y cetonas.
Nombre común o
trivial
Estructura
p.eb. °C
Solubilidad en H2O
a 25ºC
- 21
∞
Oxidación con el reactivo de Tollens. El Tollens es el complejo de plata
+
amoniacal [Ag(NH3)2] , ión diaminplata (I), es un oxidante moderado, oxida a los
aldehídos al correspondiente ácido carboxílico y la plata se reduce a se estado
elemental, evidenciándose como un espejo de plata.
H
OH
+
R
C
+ [Ag(NH3)2]
R
C
+ Ag + NH
O
3
O
Aldehídos
Formaldehído
HCHO
Acetaldehído
CH3CHO
20
∞
Propionaldehído
CH3CH 2CHO
49
16g / 100mL
Butiraldehído
CH3CH 2CH2CHO
76
7g /100mL
Acetona
CH 3COCH3
56
∞
metil - etil –
cetona
CH 3COCH2CH3
80
26 g/100mL
Acetofenona
C6H 5COCH3
202
insoluble
Con las cetonas no ocurre esta reacción.
Oxidación con el reactivo de Fehling. El reactivo de Fehling es una mezcla de
Sulfato de cobre, tartrato doble de sodio y potasio en medio fuertemente alcalino.
Cetonas
2+
Aldehído: HCHO + Cu
Pero se puede ver que son solubles en agua, esto se debe a que si pueden
formar enlaces de hidrógeno con el solvente que en este caso es el agua.
Cetona:
→ H -COOH + H2O + Cu2O
Rojo ladrillo
CH3−CO-CH 3 + Cu → No reacciona
2+
13.3.4. Propiedades químicas
b.
Los aldehídos y cetonas pueden dar dos tipos de reacciones: oxidación y
adición.
a. Reacciones de oxidación.
El centro de reactividad en aldehídos y cetonas es el enlace pi del grupo
carbonilo. Al igual que los alquenos, los aldehídos y cetonas reaccionan por
adición de reactivos nucleofílicos (Nu) al enlace pi.
OH
O
Oxidación con KMnO4 y HNO3. Los aldehídos se oxidan fácilmente y forman
ácidos. Mientras que las cetonas no se oxidan moderadamente, pero si se
oxidan enérgicamente con oxidante fuertes como el KMnO 4 y HNO 3, en este
caso se rompe la molécula en el grupo funcional y produce mezcla de ácidos.
Reacciones de adición.
R
C
R +
H - Nu
R
C
Nu
96
R
__________________________________________________________________QUÍMICA__________________________________________________________________
Reacciones simples de adición por ataque de nucleófilos al carbono carbonílico:
O
C+
R
+
Nu
+
H
R
R
CH3(CH2) 3COOH
Pentanoico
valérico
OH
CH3(CH2) 4COOH
Hexanoico
caproico
C Nu
CH3(CH2) 5COOH
Heptanoico
enántico
R
En el caso de estructuras cíclicas se utiliza la terminación carboxílico.
13.3.5. Aplicaciones
El formaldehído es el miembro más importante se expende como una solución
acuosa al 40% con el nombre de formol, se utiliza en la fabricación de la
bakelita. Posee la propiedad de endurecer las proteínas, haciéndolas insolubles
en el agua, por esta razón se le utiliza como embalsamador y para conservar
especies biológicas.
La etanal sirve como material de partida para la preparación de otros
compuestos orgánicos. Cuando se calienta en presencia de un ácido, se
polimeriza fácilmente formando un líquido estable llamado paraldehído, que se
utiliza como hipnótico y como sedante.
La acetona es la más importante de las cetonas, actualmente se la prepara a
partir del alcohol isopropílico, se emplea principalmente como solvente. También
es un intermediario en la síntesis
de cloroformo, yodoformo y otros
compuestos.
COOH
COOH
1
1
2
6
2
5
3
5
4
4
Br
Acido 3-bromociclohexanocarboxílico
3
Acido 1-ciclopentanocarboxílico
Los ácidos dicarboxílicos se nombran con la terminación dioico.
13.4. Ácidos carboxílicos
Un ácido carboxílico es un compuesto orgánico que contiene el grupo
carboxilo, -COOH. El grupo carboxilo tiene un grupo carbonilo y un grupo
oxidrilo; las interacciones de estos grupos llevan a una reactividad que es única
de los ácidos carboxílicos.
Nombre sistemático
Nombre trivial
Estructura
Etanodioico
Oxálico
HOOC – COOH
Propanodioico
Malónico
HOOC – CH2 - COOH
Butanodioico
Succínico
HOOC – (CH2)2 - COOH
Bencenodioico
COOH
o – Ftálico
COOH
13.4.1. Nomenclatura
Para nombrar ácidos carboxílicos siempre se antepone la palabra ácido y se
cambia la o final del alcano por oico, en la siguiente tabla se dan los principales
ácidos carboxílicos donde se indica el nombre sistemático así como su nombre
común.
Estructura
Nombre sistemático
Nombre trivial
HCOOH
Metanoico
fórmico
CH3COOH
Etanoico
acético
CH3CH2COOH
Propanoico
propiónico
CH3(CH2)2COOH
Butanoico
butírico
También existen ácidos carboxílicos de función mixta, a menudo reciben
nombres propios.
OH
CH 3
CH
O
COOH
Acido Propan-2-hidroxioico
(Acido láctico)
CH3 C
COOH
Acido Propan-2-onaoico
(acido pirúvico)
Se debe tener en cuenta a los ácidos grasos superiores:
97
H2N
CH2
COOH
Acido etan-2-aminoico
(glicina)
__________________________________________________________________QUÍMICA__________________________________________________________________
Debido a la polaridad del grupo carboxilo pueden formar enlace de hidrógeno
con el solvente agua, esto explica su solubilidad, pero esta disminuye a medida
que se incrementa la cadena carbonada.
C17H35COOH ácido octadecanoico ácido esteárico
C17H33COOH ácido ocadecenoico ácido oleico
C15H31COOH ácido hexadecanoico ácido palmítico
H 3C
CH 3
O
H
Dado su carácter ácido, los ácidos carboxílicos al reaccionar con las bases
pueden formar las correspondientes sales:
CH 3−CH2−COOH + Na (OH) → CH3−CH 2−COONa + H2O
Propanoato de sodio
R-COOH
RCHO + [Ox]
C
13.4.4. Propiedades químicas
La oxidación de alcoholes primarios es el proceso más común para obtener
ácidos carboxílicos, porque los alcoholes están disponibles fácilmente.
[Ox]
O
C
O
13.4.2. Obtención
a. Oxidación de alcoholes primarios y aldehídos.
RCH 2OH +
H
O
R-COOH
13.5. Derivados de ácidos carboxílicos
b. Oxidación de alquenos
Ejemplos
La oxidación vigorosa de alquenos fracciona el alqueno a nivel del
doble enlace produciendo dos ácidos carboxílicos, esta reacción sirve
para localizar la posición del doble enlace.
CH3 CH2CH=CHCH3 +
Pent-2-eno
[Ox]
Clase
Halogenuros
ácido
CH3 CH2 COOH + HOOCCH
3
3
Acido
Acido
propanoico
etanoico
Anhídrido de ácido
Los ácidos carboxílicos son líquidos y sólidos, no existen ácidos carboxílicos
gaseosos, esto se debe a la formación de enlaces puentes de hidrógeno, por
esta razón se observa que son líquidos de alto punto de ebullición como se
muestra en la siguiente tabla.
Punto de ebullición
(°C)
Solubilidad en
H2O a 20°C
100,5
∞
CH3COOH
118
∞
CH3CH2COOH
141
∞
CH3CH2CH2COOH
163
∞
HCOOH
C17H 35COOH
de
Nombre común
CH 3COCl
cloruro de acetilo
COCl
13.4.3. Propiedades físicas
Estructura
Estructura
(CH 3CO)2O
CO
Ester
2
Cloruro de benzoilo
Anhídrido acético
O
CH3COOCH2CH3
COO CH3
Anhídrido benzoico
Acetato de etilo
Benzoato de metilo
13.5.1 Ésteres
Los ésteres, una de las clases de compuestos orgánicos más útiles, se pueden
convertir en una gran variedad de otras sustancias. Los ésteres son comunes en
la naturaleza. Los ésteres volátiles dan aromas agradables a muchos frutos y
perfumes. Las grasas y las ceras son ésteres.
insoluble
98
__________________________________________________________________QUÍMICA__________________________________________________________________
COOH +
R
R'
R
OH
Alcohol
Acido
CO.O
R' + H2O
R
Ester
Esterificación:
H+
COH + CH 3OH
ácido benzoico
calor
COCH3 + H 2O
H3C
benzoato de metilo
metanol
(exceso)
O
calor
Benzoato de metilo
O
C O H + HO
C
C
R + H2O
un anhídrido de ácido
CH3
H3C
O
O
C O
C
CH3 + H 2O
anhídrido acético
O
A.
VVFV.
CO - + CH 3 OH
2.
La siguiente estructura se conoce como corona, indique a que tipo
de función orgánica corresponde
ion benzoato
B. VFVF
C. FFVF. D. FVFV.
E. FVVV.
metanol
a)
b)
c)
d)
e)
Oico
Alcohol
Aldehído
Cetona
Éster
O
O
O
O
O
O
O
O
+
OH
O
C O
Escribir V (verdadero) o F (falso) según corresponda y escoger el
conjunto correcto:
I.
Los aldehídos resultan de la oxidación de alcoholes primarios.
II.
Las cetonas no se oxidan fácilmente.
III.
El primer aldehído es etanal.
IV.
La primera cetona es propanona.
13.5.2. Halogenuros de ácido
C
R
R
O
1.
Los halogenuros de acido son los derivados más reactivos de los ácidos
carboxílicos. Los cloruros de acilo son más comunes y más baratos que los
bromuros o yoduros. Generalmente se preparan por la reacción de los ácidos
con cloruros de tionilo o con pentacloruro de fósforo.
R
C
O
13.6. Ejercicios
Saponificación
COCH 3 +
C O H + HO
dos moléculas de ácido acético
Hidrólisis alcalina (saponificación)
La hidrólisis de un éster con una base, o saponificación, es una reacción
irreversible. Puesto que es irreversible, la saponificación da con frecuencia
mejores rendimientos de ácido carboxílico y alcohol que la hidrólisis ácida. Ya
que la reacción ocurre en medio básico, el producto de la saponificación es la sal
del ácido carboxílico o carboxilato. Se genera el ácido libre cuando se acidifica la
disolución. Nótese que el OH- es un reactivo y no un catalizador en esta
reacción.
OH -
O
dos moléculas de ácido
Por ejemplo:
O
O
O
SOCl 2
cloruro de
tionilo
R
C
+ HCl +
SO 2
3.
Cl
13.5.3 Anhídridos de ácido
Los anhídridos de ácido son derivados de los ácidos que se forman al quitar una
molécula de agua a dos grupos carboxílicos y al unir los fragmentos:
99
¿Cuál de los siguientes reactivos se utilizan para diferenciar
aldehídos de cetonas?
+
a) [Ag(NH3)2]
b) CuSO4
c) NaOOC – CH(OH) – CH(OH) – COOK
d) HNO2
e) KMnO4
__________________________________________________________________QUÍMICA__________________________________________________________________
4.
9. Para diferenciar R- CHO de R’ – CO – R, se utiliza:
a) Solución de cobre en medio alcalino
b) Nitrato de plata amoniacal
c) Permanganato de potasio
d) Reactivo de Lucas
e) Reactivo de Mayer
De las siguientes estructuras, indique la que corresponde a un
hidroxiácido
COOH
O
b)
a)
NH2
OH
c)
OH
O
OH
10. El reactivo de Fehling sirve para:
a) Cuantificar a los ácidos carboxílicos
b) Reconocer los alcoholes primarios
c) Reconocer las aminas
d) Para determinar la posición del anillo aromático
e) Descarta la presencia de cetonas.
O
e)
OH
d)
O
OH
11. Identifique la función orgánica y nombre de los siguientes compuestos:
O
5. ¿Cuál de las siguientes estructuras corresponde a un éster?
O
O
a)
d)
O
c)
O
O
d)
b)
O
O
b) CH2 CH3
CH3CH2CH2 O CH2 CH3
a)
O
O
C
O
e)
O
O
OH
f)
O
O
C
c)
O
O
Cl
e)
Na
j)
O
g)
CHO
h)
i)
OH
O
NH2
NH2
6. La deshidratación de un isómero del butanol con ácido sulfúrico
concentrado dio But-2-eno como único producto ¿Cuál es la fórmula
estructural del alcohol?
7.
Dos compuestos A y B, tienen como fórmula C 5H10O, el compuesto A
reacciona con el Tollens y con el Fehling, mientras que B no reacciona
con ninguno de los dos, el compuesto B da positivo el ensayo de
yodoformo. Indique las estructuras y nombres de los compuestos A, B
.
8.
De los siguientes compuestos indique el que corresponde a un ácido
aromático.
a)CH3CH2CH2COOH
b)C6H 5COOH
c)CHOCH2CH2COCH3
d)CHOCH(OH)CH2OH
e)CH3COOCH2CH3
TEMA 14
FUNCIONES ORGÁNICAS NITROGENADAS
Son aquellas en las que no puede faltar Nitrógeno en su molécula.
Entre las principales funciones tenemos: Aminas, Amidas y Nitrilos.
100
__________________________________________________________________QUÍMICA__________________________________________________________________
H2N CH 2 CH2 CH2 NH 2
H2N CH 2 CH2 CH2 CH2 NH2
Butano-1,4-diamina
(putrescina)
Si hay más de una clase de grupo alquilo unido al nitrógeno, se considera al más
grande como base, designándose los demás como prefijos N-alquilo.
14.1. Aminas
Propano-1,3-diamina
Son compuestos derivados de la sustitución parcial o total de los átomos de
hidrógeno del amoniaco (NH3) o del hidróxido de amonio (NH4OH), por radicales
alquílicos o arílicos.
H
14.1.1. Clasificación y nomenclatura de las aminas
Las aminas se pueden clasificar en primarias, secundarias o terciarias, de
acuerdo con el número de sustituyentes alquilos o arilos unidos al nitrógeno.
dos C unidos al N
un C unido al N
CH 3 NH 2
aria
N-Etil-N-metilbutilamina
una aril-alquil-amina2
(CH 3 CH2 ) 3 N
aria
una trialquil-amina
Cuando existe otro grupo funcional con prioridad, se utiliza el prefijo amino.
Debe observarse que esta clasificación es diferente de la de los halogenuros de
alquilo o los alcoholes, que se basa en el número de grupos unidos al átomos de
carbono que lleva el grupo halógeno u oxidrilo.
CH3
tres C
unidos al C
H3C
C
NHCH 3
H2 NCH 2 CH 2 OH
CH3
OH
CH3
2-metil-propan-2-ol
un alcohol terciario
H3 C
C
CH 3 CH 2CH2 NH 2
CH CH COOH
3
ácido 2-( N-metil-amino)propanoico
2-amino-etan-1-ol
NH2
un C unido al N
CH3
1,1 dimetililetilamina
una amina primaria
Las aminas simples se nombran generalmente por el sistema de grupo funcional:
se nombra el radical alquilo o arilo, seguido de la terminación -amina.
propilamina
CH3CH2CH2CH2CH3 N C2H5
N- Etilbutilamina
tres C unidos al N
NHCH 3
una alquil-amina1
3ria
CH3
CH3CH2CH2CH2 N C2H5
NH 2
ciclohexilamina
La química de las aminas heterocíclicas no aromáticas es muy semejante a la de
sus análogos de cadena abierta. Si bien no discutiremos en esta balota la
química de los heterocíclicos aromáticos, sí incluiremos la de los heterocíclicos
nitrogenados no aromáticos, cuyos representantes más comunes suelen poseer
nombres característicos.
(CH3 CH2 )2 NH
dietilamina
Las diaminas se nombran según el alcano base (con prefijos numerales
apropiados), utilizando la terminación –diamina.
NH
HN
NH
O
NH
N
H
pirrolidina
101
piperidina
piperazina
morfolina
__________________________________________________________________QUÍMICA__________________________________________________________________
En la numeración de estos sistemas heterocíclicos, se considera al heteroátomo
como la posición 1.El oxígeno tiene prioridad sobre el nitrógeno.
14.1.2 Obtención
1
4
5
6
3
1
N
H
2
CH 3
O
a) Acción del NH 3 (o de una amina) sobre un halogenuro de alquilo, dando
3
5
H 3C
2
4
CH 3
N
H
amina y ácido hidrácido
C 3H7 - Cl + NH3 à C 3H7 - NH2 + HCl
(Se puede obtener una mezcla de tres aminas: primarias, secundaria y terciaria;
donde por pasos sucesivos se les va separando).
3,5-dimetil-morfolina
2-metil-pirrolidina
b) Reducción de Nitrilos:
Las aminas heterocíclicas aromáticas de mayor importancia son:
C2H5
Pt
CN + 2 H2
C3H7NH2
N
N
Piridina
H
Pirrol
El átomo de nitrógeno también se puede unir a cuatro grupos o átomos, en cuyo
caso se convierte en parte de un ion positivo. Estos compuestos iónicos se
dividen en dos categorías: si uno o más de los átomos unidos al n son
hidrógenos, se trata de una sal de amina; si los cuatro átomos forman parte de
grupos alquilo o arilo y no hay hidrógenos unidos al N, se trata de una sal de
amonio cuaternaria.
14.1.3 Estructura de las aminas
Los enlaces en una amina son completamente análogos a los del amoníaco:
3
un átomo de nitrógeno sp se enlaza mediante enlaces sigma a otros tres
átomos o grupos (R ó H), quedándole un par de electrones no compartidos
3
en el orbital sp restante.
La basicidad de las aminas permite su protonación o alquilación, lo que da lugar
a las sales de amonio. Dependiendo del número de sustituyentes que tenga el
nitrógeno, las sales pueden ser primarias, secundarias o cuaternarias.
H
N
CH3NH2 +
Metilamina
(CH3)2NH
Metilamina
+
HCl
CH 3NH3 Cl
-
(CH3CH2)3N + HCl
Trietilamina
+
(CH 3)2NH 2 Cl
H
piperidina
trimetilamina
-
H
Cloruro de dimetilamonio
sal de amina secundaria
+
N
En una sal de amina o de amonio cuaternaria, el orbital con el par de electrones
no compartidos forma el cuarto enlace sigma. Los cationes son análogos al
catión amonio.
Cloruro de metilamonio
HCl
CH 3
CH 3
H
amoníaco
+
N
H 3C
H
H
N
CH 3
+
H Cl
-
H 3C
N
+
CH 3 Cl
-
-
(CH 3CH2)3NH Cl
Cloruro de trietilamina
sal de amina cuaternaria
H
cloruro de amonio
CH 3
cloruro de tetrametilamonio
14.1.4 Propiedades físicas de las aminas
102
CH 3
-OOCCH
3
N+
H
acetato de N-metilpiperidinio
__________________________________________________________________QUÍMICA__________________________________________________________________
Presentan los primeros términos analogía con el NH3, son gases de olor picante,
solubles en agua y alcohol. Los siguientes términos son líquidos ligeros y
volátiles
Las aminas pueden formar puentes de hidrógeno. El puente de hidrógeno N- - HN es más débil que el O - - - HO, ya que el N es menos electronegativo que el
O y, por consiguiente, el enlace NH es menos polar. A causa de este puente de
hidrógeno débil, los puntos de ebullición de las aminas se sitúan en un rango
intermedio entre los de los compuestos que no forman puentes de hidrógeno
(tales como alcanos o éteres) y los de aquellos que forman fuertes puentes de
hidrógeno (tales como los alcoholes) de masa molar comparable.
CH 3CH 2OCH 2CH 3
(CH3CH 2)2NH
CH3CH2CH 2OH
p. eb. 34,5°C
p.eb. 56°C
p.eb. 117°C
Se combinan con los ácidos inorgánicos dando sales:
(CH 3) 3 N
CH3 CH2 NH 2
etilamina
(CH3 )3CH
CH 3CH 2CH 2 NH 2
p.eb. 3°C
p.eb. -10°C
p.eb. 48°C
(CH 3) 3 NH Cl +
cloruro de trimetilamonio
+ CH 3 COOH
ácido acético
+
CH 3CH2 NH 3OOCCH
acetato de etilamonio
Una amina calentada con cloroformo y potasa da una carbilamina, facilmente
reconocible por su olor desagradable:
R - N
C
carbilamina o isonitrilo.
R - NH2 + CHCl 3 + 3KOH
à
R - N
C + 3KCl + 3H2O
14.1.6 Compuestos Importantes.Metilamina:
CH3 - NH2
hay puente de H
(CH3 ) 3 N
HCl
trimetilamina
Al no poseer enlaces N - H, las aminas terciarias no pueden formar puentes de
hidrógeno en estado líquido puro y, como consecuencia, sus puntos de ebullición
son inferiores a los de las aminas primarias o secundarias de masa molar
equivalente, situándose más bien próximos a los de los alcanos de masa molar
similar.
no hay puente de H
+
Es un gas incoloro, extremadamente soluble en agua. Su olor recuerda al NH3
puede ser confundido con él. Se encuentra en ciertas plantas, en los productos
de descomposición de los alcaloides, en la pirólisis de la madera, etc.
El mejor procedimiento para obtenerla es la acción del formol sobre el cloruro de
amonio.
Fenilamina ó anilina:
C 6H5 - NH2
Las aminas de baja masa molar son solubles en el agua, debido a que pueden
formar puentes de hidrógeno con ésta. Las aminas terciarias, al igual que las
primarias y secundarias pueden formar puentes de hidrógeno con el agua, ya
que poseen pares de electrones no compartidos.
Fue descubierta en los productos de destilación seca del índigo o añil, se le dio
el nombre de añil. Es un líquido incoloro (p. eb: 182ºC). Se disuelve parcialmente
en agua. Se colorea por oxidación del aire y la luz en amarillo y después en rojo
pardo. Es muy tóxica.
En los términos superiores desaparecen casi por completo las propiedades
anteriores.
Las aminas primarias y secundarias pueden formar enlaces intermoleculares,
puente de hidrógeno.
Desempeña un papel enorme en la industria de las materias colorantes (negro
de anilina, fucsina, etc.). También se utiliza en al fabricación de productos
farmacéuticos, resinas sintéticas (anilinoplastos), etc.
14.1.5 Propiedades químicas.- Todas tienen reacción básica.
14.2. Amidas
La basicidad y la nucleofilicidad de las aminas está dominada por el par de
electrones no compartido del nitrógeno, debido a este par, las aminas son
compuestos que se comportan como bases y nucleófilos, reaccionan con ácido
para formar sales ácido/base, y reaccionan con electrófilos en muchas de las
reacciones polares que se han estudiado anteriormente (Ej. Sustituciones
Nucleófilicas).
14.2.1 Estructura
Las amidas son compuestos que tienen nitrógeno trivalente, unido a un grupo
carbonilo.
103
__________________________________________________________________QUÍMICA__________________________________________________________________
-1
Resultan al sustituir el grupo hidróxilo (OH) del grupo carboxilo de los ácidos
orgánicos por el grupo amino: - NH2. También se consideran resultantes de
sustituir 1,2 o los 3 hidrógenos del amoniaco por radicales acilo.
H
N H
H
O
R
Los sustituyentes del nitrógeno de la amida se nombran como prefijos
precedidos por N- o N, N- .
Las N-fenilamidas tienen el nombre trivial de anilidas.
benzamida
H
N
H
C
O
CN
CH 3 CNH
(acetanilida)
Estructura.Primaria:
CH3
CNH
CH3
N - Fenilacetamida
14.2.2 Clasificación
O
O
N,N-dimetilbenzamida
Benzanilida
O
H3C C
NH2
O
R C
Secundaria:
NH
R'
Terciaria:
O
C
14.2.4 Obtención
a) Por hidratación de nitrilos:
N R''
R'
R-C ≡ N + H2O
o mejor con H 2O2 :
Aromática:
CO
NH2
En ambos sistemas, el de la IUPAC y el común, las amidas se nombran
eliminando la palabra ácido y cambiando la terminación -oico (ico) del ácido
carboxílico por –amida.
CH3(CH2)4CNH2
Hexanamida (IUPAC)
R-CO-NH2
R-C ≡ N + 2H2O2
à
b) A partir de cloruros de ácido:
CH3-CO -Cl + NH 3 à
14.2.3 Nomenclatura
O
à
14.2.5
R-CO.NH2 + H2O + O2
CH 3-CO.NH 2 + HCl
Propiedades Físicas
Solo la metanamida es líquida, las demás son sólidos cristalizados. Sus puntos
de ebullición son más elevados que los ácidos.
Los primeros términos son solubles en agua, después la solubilidad disminuye.
O
CH 3 CNH2
14.2.6 Propiedades Químicas
Son bases más débiles que las aminas.
acetamida(trivial)
Como los ésteres, las amidas se pueden hidrolizar en disolución ácida o alcalina.
En ambos casos el ácido o la base es un reactivo, no un catalizador, y debe
104
__________________________________________________________________QUÍMICA__________________________________________________________________
emplearse en la relación molar 1:1 o en exceso. Ninguno de los dos tipos de
hidrólisis es reversible.
La hidrólisis puede ser en medio ácido o básico.
por un grupo alquilo o arilo del átomo de hidrógeno del ácido cianhídrico (H-C≡N)
(ó cianuro de hidrógeno).
En medio acido
14.3.1
R-C≡N
(grupo que va al extremo de la cadena)
O
CH 3CH2 CN(CH3 ) 2 + H 2 O + H+
CH 3CH2 COOH +
ácido propanoico
N,N-dimetilpropanamida
+
H 2N(CH3 )2
ion dimetilamonio
14.3.2
En medio básico
O
CH3 CH 2 CN(CH3 )2 +
OH
-
+ H20
ion propanoato
+ HN(CH3 )2
dimetilamina
14.3.3
Se deshidratan:
CH3 - CO.NH2
calor
CH 3 - C ≡N+H 2O
14.2.7
Compuestos importantes
Metanamida; etanamida; úrea: (NH2 - CO - NH 2)
14.2.8
Aplicaciones
−
−
−
Nomenclatura
Para nombrar a los Nitrilos se hace seguir de la terminación nitrilo al nombre del
hidrocarburo correspondiente, incluyendo el carbono del grupo - C ≡ N.
Todavía se usa el nombre antiguo que se refiere al ácido correspondiente o
como sales del ácido cianhídrico.
O
CH3 CH 2 CO -
Estructura
Clasificación.- Según el tipo de radical:
Alifático :
Como disolventes de fibras.
En la producción de plásticos y resinas artificiales.
En la producción de polimeros el nylon que es una poliamida:
N (CH2)5
C
H
O
NH(CH2)5
C
NH(CH2)5
O
CH3-C ≡ N
etanonitrilo
acetonitrilo
nitrilo acético
cianuro de metilo
CH3-CH2 -CN
propanonitrilo
nitrilo propiónico
cianuro de etilo
CH2 =CH-C ≡ N
propenonitrilo
acrilonitrilo
nitrilo acrílico
C
Aromático:
O
bencenonitrilo
cianuro de fenilo
Unidad repetitiva del Nylon 66
−
14.3.4 Obtención
a) Derivado del halogenado + Cianuro potásico à Nitrilo + Sal potásica
En la fabricación de fertilizantes como la úrea o carbamida, también se le usa
como estabilizador de pólvoras y explosivos y en productos farmacéuticos.
C2H 5-Cl + K-C ≡N
−
14.3
à
C2H 5-C ≡ N + KCl
Nitrilos
Se les puede considerar como resultado de la deshidratación de amidas o de
sales de amonio de ácidos carboxilicos o también como productos de sustitución
b) Por destilación de amidas:
R - CO.NH2
105
− H2O

→
R-C ≡ N
__________________________________________________________________QUÍMICA__________________________________________________________________
Propiedades
Indique la respuesta correcta de la verdad (V) o falsedad (F).
A. VFVF
B. VVFV
C. VVVF D. FFVV
E. FVFV
Físicas.- Los primeros términos son líquidos de olor etéreo que recuerda a
almendras amargas u olor aliáceo.
Son más ligeros que el agua y muy solubles en ella.
Los términos superiores son sólidos, se disuelven en alcohol, éter.
Químicas.-
3. La cafeína tiene la siguiente fórmula estructural, cómo se clasifica esta
Sustancia:
A. Amina y amida primaria
B. Amina y amida secundaria
C. Amida y amina terciaria
D. Nitrilo
E. Compuesto aromático
Por hidrólisis (saponificación) dan amidas o ácidos.
R-C ≡ N + H2O
R-C ≡ N + 2H 2O
à
à
R-CO.NH2
R-COOH + NH3
4. Cuál de los siguientes enunciados es falso, de la siguiente estructura
molecular:
CH2-CH2-CH 3
+
Por hidrogenación dan aminas primarias.
R-C ≡ N + 2H2
à
R- CH2 - NH2
CH3-CH2 -N-CH 2-
14.3.5 Derivados Importantes
- Metanonitrilo: H-CN , ó ácido cianhídrico ó ácido prúsico.
- Etanonitrilo: CH3 -CN se usa como disolvente de polímeros.
CH3
A.
B.
C.
D.
E.
14.3.6 Aplicaciones
Se les usa en gran escala como intermediarios importantes en la síntesis de
ácidos, éteres, aminas, amidas.
−
Como disolvente de polímeros.
−
−
−
Para la elaboración de polímeros (acrilonitrilo, nylon, etc.).
En galvanoplastía (dorado, platinado), en las metalurgias del oro y plata; en
siderurgia.
14.3. Ejercicios
1. De las siguientes relaciones cuál es incorrecto:
A. R-CN, Nitrilo
B. R-NH2, Amina
Amida
+
B. R-NC, Carbilamina
E. NH4 , Amoniaco
2.
Cl-
Cloruro de N-etil-N-metil-N-propilbencilamonio
Sal cuaternaria
Tiene un átomo quiral
Es soluble en el agua
Se clasifica como amida
5. ¿Qué producto final se obtiene a partir de tres moles de clorometano
con un mol de amoniaco en medio básico?
A. CH3NH 2
E. CH4
C. R-CONH 2,
B. (CH3)2NH
C. (CH3)3N
D. CH3NH3Cl
6. De las siguientes sustancias, cuál tiene mayor punto de fusión y
ebullición:
A.NH3 B. CH3NH 2 C. CH3CH2NH2 D. (CH3) 2NH
E. (CH3)3N
De los siguientes enunciados:
Por hidrólisis de una amida en medio ácido se obtiene un ácido
carboxílico y una sal de amina.
Por hidratación de nitrilos se obtiene aminas.
Las aminas tienen carácter básico.
Los nitrilos se clasifican como; primarios, secundarios y terciarios.
7.
106
¿Cuál es la secuencia verdadera según la temperatura de ebullición de
los siguientes compuestos?
I. CH3CH2NH2 II. CH3CONH 2
III. CH3CN
IV. CH3COOH
__________________________________________________________________QUÍMICA__________________________________________________________________
A. IV>II>I>III
D. III>IV>II>I
8.
9.
B. II<I<IV<III
E. I<II<III<IV
12. Dibuje y el nombre de todas las aminas isómeras de fórmula molecular
C4H 11N.
C. II>IV>III>I
13. Dar el nombre de los siguientes compuestos:
¿Cuál es el producto que se obtiene a partir de un mol de etilamina con
un mol de ácido sulfúrico?
A. Sulfuro de etilamina
B. Sulfato de etilamina
C.Sulfato ácido de etilamonio
D. Sulfunato de etilamonio
E. Sulfato de etilamonio
a)
¿Cuál de las siguientes reacciones corresponde a la identificación de
una amina secundaria?
a)
H3C NH
+ HO N O
b)
CONH
+
H3C NH
CONH2+Cl-
HCl
+
+ HCl
H3C NH2 Cl
15. La etilamina y el alcohol etílico poseen masas molares semejantes. Sin
embargo, el alcohol etílico posee un punto de ebullición más elevado.
Explique.
-
CH3
OH
-
CH3CH2COO
-
16. Escriba las fórmulas estructurales de:
A. Propilamina. B. Hidrazina. C. Fenilamina
+ NH3(g)
N,N’-Dietil-N,N’-dimetilbutano-1,4-iamina
N,N’-Dimetil-N,N’-dietilbutano-1,4-diamina
Dietildimetilbutanodiamina
1,4-Butanodiamina
1,4-Dietil-1,4-dimetilbutano-1,4-diamina
N
D. Metanonitrilo
17. Nombre y clasifique las siguientes aminas:
A. (CH3)3N
B. (CH3)2 NCH (CH3) 2
C. C 6 H 5 N (CH 3)2
D. H 2N-CH2 -CH2 -CH 2 NH2 E. N C - NH2
18. ¿Las amidas o los nitrilos presentan enlaces intermoleculares puentes
de hidrógeno? Explique.
N
19. Un compuesto orgánico de fórmula molecular C4H9NO, es soluble en
agua. La adición de una solución de NaOH produce amoniaco y
butirato de sodio. ¿Cuál es la fórmula del compuesto?
11. Los alcaloides son sustancias de origen natural la mayoría de ellos
son insolubles en el agua. ¿Cómo se pueden solubilizar en agua?
a)
b)
c)
d)
e)
N
14. Escriba ecuaciones para tres preparaciones de la acetamida.
10. Indique el nombre que corresponde a la siguiente estructura:
a)
b)
c)
d)
e)
d)
CH3
CH3
e) CH3CH2CONH 2 + H2O
N
N2(g)
CH3
d)
b)
CH3
CH3CH2 - NH2 + HO N O
c)
O
O
H3C N N O
CH3
N
N
c)
N
Reaccionando con ácido, para formar las correspondientes sales
Haciéndolos reaccionar con el ácido nitroso
Sometiéndolos a elevadas temperaturas.
Reaccionando con bases.
Tratándolos con éter.
107
__________________________________________________________________QUÍMICA__________________________________________________________________
b. Investigación y desarrollo (I y D)
TEMA 15
La Industria Química requiere investigación intensa, un gasto de tres a cuatro
por ciento se considera normal. Las compañías que fabrican productos químicos
inorgánicos gastan menos; las compañías farmacéuticas y aquellas que
producen especialidades químicas gastan más.
INDUSTRIA QUÍMICA Y AMBIENTE
La mayoría de la investigación se dedica a mejorar los productos y se encuentra
confinada a países con infraestructura social y económica necesaria.
15.1. La industria química
De las cien compañías químicas más grandes del mundo (en 1986), 55 eran
americanas, y otras estaban repartidas entre Japón (12), Alemania (10), Reino
Unido (6), Francia (5), Italia (4) Suiza (3) y Holanda (3).
La industria química es una subdivisión de la industria manufacturera, pero
debido a su naturaleza y a la interdependencia de todas las industrias contribuye
a casi todos los renglones de la productividad. Por ejemplo, los alimentos,
carbohidratos, proteínas y grasas, son productos químicos. Su procesado,
conservación y envasado dependen en gran parte de principios químicos.
La ropa está hecha de fibras de origen natural, semisintético y sintético. Aun las
fibras naturales requieren colorantes, mordiente y otros productos químicos para
su procesado. El alojamiento también depende de productos químicos que van
desde los inorgánicos como concreto y vidrio hasta los orgánicos, como plásticos
estructurales, pinturas y productos para el procesado de la madera. El automóvil,
los cohetes y taxis espaciales, no existirían sin los materiales químicos.
c. Competencia
El comercio de productos químicos es internacional. La competencia ocurre
porque existen diferentes procedimientos y distintas materias primas para
fabricar un producto químico determinado y un solo producto rara vez domina el
mercado.
d. Intensidad de capital y economía en escala
Las principales mejoras en la salud en los pasados cincuenta años se han
logrado gracias al desarrollo de los agentes quimioterapéuticos y las
enfermedades infecciosas, tales como la tuberculosis y la neumonía han sido
prácticamente erradicadas en países desarrollados mediante el uso de
antibióticos, que son productos químicos.
La industria química requiere mucho capital.
e. Obsolescencia de equipo
Se debe a que el ritmo de los cambios tecnológicos ha sustituido procesos viejos
por nuevos aumentando el tamaño de la planta.
Las actividades recreativas también han sido influenciadas por la química
moderna. El esquiador se beneficia con esquís de fibra de vidrio y resina epoxi,
así como con botas de poliuretano.
El hecho de que la química también haya contribuido a la guerra moderna y que
las armas atómicas hagan de la extinción total de la humanidad una posibilidad
no muy lejana, muestran que el uso de la tecnología (que incluye a la química)
requiere un uso juicioso.
f. Libertad de acceso del mercado
Cualquiera que desee producir productos químicos en gran cantidad, lo puede
hacer comprando plantas en paquete de compañías de ingeniería química. Un
obstáculo es la cuota de entrada, si no se tienen unos cuantos cientos de
millones de dólares para invertir, no se puede recomendar el iniciar la fabricación
de productos químicos en gran escala.
15.2. Características de la industria química
a. Rápido crecimiento
Crecimiento en la industria química para 1984 – 1994
Japón
11.7%
Europa
9,7%
Estados Unidos de Norteamérica
8.0%
Reino Unido
5.7%
Entonces, la entrada al mercado de los productos químicos es libre en el sentido
que no hay barreras. No obstante, es tan caro que sólo algunos gobiernos,
compañías petroleras y otras empresas gigantes pueden disponer el capital
necesario.
g. Abundancia o carencia
El mercado es cíclico y oscila como un péndulo de abundancia a escasez y
nuevamente a abundancia.
108
__________________________________________________________________QUÍMICA__________________________________________________________________
Gases, punto de
ebullición
20ºC
h. Comercio Internacional
La facilidad de transporte y homogeneidad de los productos dan lugar a un gran
comercio internacional de productos químicos.
i. Fases críticas y de penetración de mercados
La industria química es crítica para la economía de una nación desarrollada. En
el Siglo XIX el desarrollo de una nación se podía medir por su producción de
ácido sulfúrico. En la actualidad se puede utilizar en forma similar la producción
de etileno como medida de complejidad industrial.
Nafta ligera
(gasolina) p.e. =
20 – 150ºC
Una economía avanzada no puede existir sin una industria química; tampoco
una industria química puede existir sin una economía avanzada.
La industria química no es reemplazable. Es una industria dinámica e
innovadora. Muchos problemas que se refieren a la contaminación, recursos de
energía y escasez de materias primas han sido detectados y seguidos por
métodos químicos y la química desempeñará una función importante en su
solución.
Nafta pesada p.e.
=150-150ºC
15.3. Productos químicos que se obtienen a partir del gas natural, petróleo
y otras fuentes
Queroseno
p.e.=150–200ºC
Las fuentes de productos químicos orgánicos son:
Gas natural y petróleo –90% de productos.
Carbón: acetileno y gas de agua.
Grasas y aceites: ácidos grasos, nitrógenos grasos.
Carbohidratos: celulosa, fermentación.
Crudo
Gasóleo
p.e.=175-275ºC
15.3.1. Destilación del petróleo
En una refinería se separan del petróleo crudo (líquido pegajoso y viscoso de
olor desagradable) diversas fracciones mediante destilación según la siguiente
figura.
109
CH4, C 2H6, C 3H8,
C4H 10 – Semejantes al
gas natural y útiles
como combustibles y
productos químicos. No
obstante, la mayor parte
suele quemarse porque
se recuperación4 es
costosa.
En su mayoría
compuestos C4 – C10
alifáticos y
cicloalifáticos. Pueden
tener algunos
aromáticos. Empleado
como combustible y
productos químicos.
Tiene compuestos C9
– C16 útiles como
combustibles para
aviones de propulsión
a chorro, tractores y
calefacción.
Tiene compuestos
C15 – C25 empleados
como diesel y para
calefacción. Cada vez
con mayor frecuencia
se emplea como
materia prima para la
obtención de olefinas
por desintegración.
__________________________________________________________________QUÍMICA__________________________________________________________________
T
o
r
r
e
d
e
CRUDO
f
r
a
c
c
i
o
n
a
m
i
e
n
t
o
Aceites
lubricantes p.e.
=> 350ºC
Aceites
combustibles
pesados p.e.
=>350ºC
Asfalto
Se emplean para
lubricación. Por el
proceso de
desintegración
catalítica se pueden
obtener fracciones
más ligeras.
Forma de petróleo
Combustible para
calderas. Por el
proceso de
desintegración
catalítica se pueden
obtener fracciones
más ligeras.
Valor del petróleo
Como petróleo crudo
X
Como combustible
2X
Como producto petroquímico (promedio)
13X
Como producto de consumo (promedio)
55X
Materia prima por la que compiten productos químicos y combustibles
Combustibles
Se emplea en
pavimentación,
recubrimientos
aplicaciones
estructurales.
Metano
Principal componente del
gas natural
Etano
Eleva el contenido de Btu
del gas para calefacción
Propano y Butano
Base del gas licuado de
petróleo (GLP)
Propileno
Empleado en reacciones
de alquilación para
reparar hidrocarburos de
cadena ramificada de alto
octanaje.
Butileno
Igual que el propileno
Benceno, tolueno y Se emplean para elevar
xilenos
el octanaje de la
gasolina.
Productos químicos
Fuente de obtención
del gas de síntesis,
CO + H2; amoniaco
Fuente de obtención
de etileno, propileno
y butilenos
Material inicial para
productos químicos y
polímeros
15.3.2. Separación del gas natural
El gas natural contiene cantidades recuperables de metano, etano, propano y
alcanos superiores. En la cabeza del pozo el gas se encuentra a altas presiones
(30 – 100 Pa).´
El metano, principal componente del gas natural se usa para obtener gas de
síntesis. El gas licuado de petróleo consta de propano y butano que podrían
emplearse para obtener propileno y butileno.
La obtención de productos químicos a partir del petróleo está íntimamente
asociada a la obtención de gasolina y otros combustibles. La industria química
consume alrededor del 10% de materia prima, sin embargo puede competir con
éxito debido al valor agregado, según la siguiente relación:
110
__________________________________________________________________QUÍMICA__________________________________________________________________
sistemas nervioso central y
cardiovascular.
15.4. Tecnologías limpias
Las tecnologías limpias son una opción amigable con el ambiente que permiten
reducir la contaminación en el ambiente natural y la generación de desechos,
además de aumentar la eficiencia del uso de recursos naturales como el agua y
la energía. Permitiendo generar beneficios económicos, optimizando costos y
mejorando la competitividad de los productos.
El uso de tecnologías limpias representa una opción técnica, económica y
ambientalmente apropiada que contribuye al desarrollo sostenible de las
empresas, y el país en general.
Bióxido de azufre, SO2 , Cardiovasculares y
Trióxido de azufre, SO3 respiratorias.
Combustión de carbón y
petróleo que contiene
azufre.
Bióxido de nitrógeno, Tracto respiratorio alto y
NO2,
Monóxido
de bajo.
nitrógeno, NO
Plantas generadoras de
energía eléctrica.
(Combustión a alta
temperatura de
combustibles fósiles).
Hidrocarburos
no Algunos tienen propiedades Uso de petróleo, gas
natural y carbón.
saturados y aromáticos cancerígenas,
teratogénicas mutagénicas.
15.5. Contaminantes químicos y sus fuentes y riesgos potenciales
Como fuente de emisión o fuente generadora de contaminantes debemos
entender el origen físico o geográfico donde se produce una emisión
contaminante al ambiente, ya sea el aire, el agua o el suelo.
Estas fuentes de emisión se clasifican en móviles y fijas, según muestran
presencia o ausencia de movilidad dentro de un área determinada durante la
emisión de los contaminantes. Las fuentes pueden ser naturales y de diferentes
procesos productivos del hombre (fuentes atropogénicas) que conforman las
actividades de la vida diaria.
Respiratorio,
gastrointestinal, sistema
nervioso central, renal, etc.
Bióxido de carbono
No existen pruebas de que Sobreutilización de
sea tóxico como
combustibles fósiles y
carbón.
contaminante. Los
problemas respiratorios y
del sistema nervioso central
son consecuencia de
problemas internos y
sistemáticos del organismo.
Las fuentes que generan contaminación de origen antropogénico más
importantes son: industriales, comerciales, agrícolas, domésticas.
15.5.1. Contaminantes de la atmósfera
Las sustancias que se encuentran en la atmósfera tal como fueron emitidas se
conocen como contaminantes primarios (H 2S, NO, NH 3, CO, HC, halógenos) y,
como contaminantes secundarios del aire, son aquellos contaminantes que
resultan de la interacción de los contaminantes primarios entre sí, estos son:
bióxido de nitrógeno, ácido sulfuroso, cetonas y aldehídos.
Actividades industriales,
de transporte, de
combustión y causas
naturales.
Macropartículas
sólidas
líquidas
Monóxido de carbono
Es un producto del uso de combustibles fósiles. Se forma por la combustión
incompleta de carbono o de sus compuestos.
2C (s) + O2 (g) → 2CO (g)
Efectos del monóxido de carbono en la salud
HbCO(%)
Efecto
Menos de 1,0
Ningún efecto aparente.
Principales fuentes
1,0 – 2,0
Efectos en la conducta.
Uso de combustibles
fósiles.
2,0 – 5,0
Efectos en el sistema nervioso central:
incapacidad para determinar o distinguir
intervalos de tiempo, fallas en la agudeza visual,
Contaminantes primarios, efectos y fuentes
Contaminante
Efecto en la salud
Monóxido de Carbono Impide el transporte de
CO
oxígeno en la sangre.
Causa daños en los
111
__________________________________________________________________QUÍMICA__________________________________________________________________
en la discriminación de la brillantez y algunas
otras funciones motoras.
Efectos
Concentración
(partes por millón)
Más de 5,0
Cambios funcionales cardiacos y pulmonares
1–6
Broncoconstricción
10,0 – 80,0
Dolores de cabeza, fatiga, somnolencia, coma,
falla respiratoria, muerte.
3–5
Concentración mínima detectable por el
olfato
8 – 12
Dióxido de azufre, SO2
20
Es un contaminante primario que se produce en la combustión de carbón y
petróleo que contienen azufre:
S(combustibles) + O2 → SO 2
El SO 2 también se produce en la refinación de ciertos minerales que son
sulfuros:
2PbS(s) + 3O2 (g) → 2PbO(s) + 2SO2 (g)
El SO2 es el contaminante del aire derivados el azufre más importante; sin
embargo, algunos procesos industriales emiten trióxido de azufre, SO3, el cual
se forma en la atmósfera en pequeñas cantidades debido a la reacción entre el
SO2 y el oxígeno:
Irritación en los ojos y tos
50 - 100
Concentración máxima para una exposición
corta (30 min.)
400 - 500
Puede ser mortal, incluso en una exposición
breve.
Los SO x se eliminan del aire mediante su conversión en H2SO4 y sulfatos (SO4
). En esta forma terminan depositándose sobre la tierra o en el mar.
2-
Óxidos de nitrógeno, NOx
2SO2 (g) + O2 (g) → 2SO3 (g)
El monóxido (NO) u óxido nítrico y el dióxido de nitrógeno (NO2) son
contaminantes primarios del aire. El NO, es un gas incoloro e inodoro, en tanto
que el NO2 es un gas de color rojizo, de olor fuerte y asfixiante parecido al del
cloro.
El NO se forma en el aire mediante la reacción:
Fuentes de óxidos de azufre
Fuente
Irritación de la garganta
Porcentaje del total anual
de emisiones de SOx
Transporte
2,4
Combustión de productos energéticos (fuentes
estacionarias, plantas de energía, calefacción de
espacios industriales, etc.)
73,5
Procesos industriales (calcinación de minerales de
sulfuro)
22,0
Esta reacción ocurre a altas temperaturas durante el uso de combustibles
fósiles.
El NO2 se forma por la reacción:
Eliminación de desechos sólidos diversos
0,3
2NO(g) + O2 (g) → 2NO2 (g)
Diversos
1,8
N2 (g) + O2 (g) → 2NO(g)
Efectos de los óxidos de azufre
Pueden inhibir el crecimiento de las plantas y ser letales para algunas de ellas.
Fuentes de óxido de nitrógeno
Efectos tóxicos del SO2 para el hombre
112
__________________________________________________________________QUÍMICA__________________________________________________________________
Fuente
-
Porcentaje del total anual
de emisiones de NOx
Transporte
39,3
Combustión de productos
energéticos (fuentes estacionarias,
plantas de energía, calefacción de
espacios industriales)
48,5
Procesos industriales (plantas de
ácido nítrico, etc.)
1,0
Diversos (incendios forestales,
quema agrícola, etc.)
8,3
Alteración de la forma de los contaminantes. Por ejemplo, el carbón
pulverizado desprende menos hollín que el carbón sólido, alteración de
la eficiencia del equipo.
Reducción de la contaminación atmosférica
Contaminante
Medidas
Partículas
Separadores
centrífuga.
mecánicos
por
fuerza
de
gravedad
o
Precipitadores electrostáticos.
Filtros de tela.
Lavadores húmedos.
Los óxidos de nitrógeno participan en la formación de contaminantes
secundarios del aire. La mayoría de los NOx se convierten finalmente en ácido
nítrico, (HNO3) y nitratos, (NO3 ). En esta forma se depositan sobre la tierra o en
el mar como consecuencia de las lluvias o se sedimentan como macropartículas.
Gases
Lavadores húmedos.
Incineración.
Oxidación o combustión catalítica.
Efectos del NO2 en la salud
Sustitución de las fuentes de energía: batería eléctrica en
vez de combustión, vapor y gas natural.
Efecto
Concentración (partes
por millón) – ppm
(mg/L)
1–3
Dispositivos anticontaminantes
Concentración mínima
detecta por el olfato
que
13
Irritación de nariz, garganta y ojos
25
Congestión
pulmonares
100 – 1 000
y
se
enfermedades
Dispositivos de depósito que eliminan partículas sólidas de los gases
-
Dispositivos de recolección de partículas, mecanismo de centrifugación,
filtros y precipitadores electrostáticos que separan las partículas de los
gases.
15.6. Características de los contaminantes
Puede ser mortal, incluso tras una
exposición breve.
Potencial de hidrógeno, pH
Determina si la sustancia es corrosiva; de ser así se le suele considerar como
residuo peligroso. Para que una sustancia se pueda considerar corrosiva, debe
tener un pH menor o igual a 2,0 y mayor o igual a 12,5.
Reducción de la contaminación atmosférica
-
-
Cambio en el método de operación de motores
Sustitución de combustibles de alto contenido de azufre
Volatilidad
Es la propiedad que poseen algunos compuestos de poder evaporarse a bajas
temperaturas y afectar la atmósfera. Entre los compuestos volátiles se
113
__________________________________________________________________QUÍMICA__________________________________________________________________
Neutralización.- Es el resultado que se obtiene cuando al interactuar dos
contaminantes, reducen en su totalidad sus efectos.
15.7. Sustancias químicas no biodegradables
encuentran las sustancias orgánicas como el etileno, propileno, benceno y la
acetona, que se evaporan y contribuyen directamente a la contaminación del
aire, o a través de reacciones químicas o fotoquímicas para producir compuestos
secundarios.
Son aquellos compuestos que no son reducidos por agentes naturales físicos,
químicos y procesos biológicos a un estado neutral o a niveles aceptables por la
naturaleza.
Degradabilidad
Es la característica que tienen los compuestos que son reducidos por agentes
naturales físicos, químicos y procesos biológicos a un estado neutral o a niveles
aceptables por la naturaleza. Si el compuesto es reducido por materia orgánica
viva (bacterias especializadas), se le conoce como biogradable.
15.8. Materiales como medios no contaminantes
Para el control de los residuos prohibidos se recomienda usar los siguientes
sustitutos como alternativa a los productos domésticos tóxicos.
•
Difusión
Es la capacidad que poseen los contaminantes de poder distribuirse
uniformemente en el medio que los rodea. Los gases tienen la propiedad de que
pueden mezclar las moléculas, sin necesidad de que exista una reacción
química. Los líquidos sumergidos en un solvente tienen la capacidad de
distribuirse en todo el volumen del mismo.
Tiempo de vida media
Es el tiempo que puede durar el contaminante en el medio ambiente antes de
ser degradado por los procesos naturales. Esta propiedad es diferente para cada
tipo de compuesto; algunos tienen un tiempo de vida media menor a un día,
mientras que otras sustancias nunca son degradadas por los procesos naturales.
Por sus propiedades, algunos elementos o compuestos químicos no producen
ningún efecto adverso sobre el medio ambiente, o bien, el daño es mínimo y se
ve minimizado por los mismo procesos naturales. El daño que pueden generar
se debe a la mezcla con otros compuestos, la mezcla de sustancias se puede
clasificar en:
Sinergismo.- Se entiende como sinergismo a la acción del aumento de los
efectos de un contaminante a causa de la introducción o presencia de otro. El
efecto total de esta interacción es superior a la suma de los efectos de cada uno
de los contaminantes por separado. El vapor de agua en presencia de óxidos de
azufre, reacciona para producir la lluvia ácida.
Antagonismo.- Se refiere a la interacción de dos o más contaminantes, que
tienen efectos opuestos en un ecosistema determinado, de tal manera, que uno
de ellos reduce parcialmente el efecto del otro.
Efectos multiplicativos.-Es la acción que tienen algunos contaminantes que al
interaccionar producen un efecto exponencialmente mayor que si actuaran de
manera individual.
Limpiadores domésticos
o Aerosoles.- Elegir recipientes no-aerosol, como pulverizadores de
acción bomba, de presión manual, o recipientes de bola.
o Limpiadores multiuso.- Mezclar un litro de agua tibia con una
cucharadita de bórax, desinfectante o jabón líquido. Añadir un poco de
limón o vinagre. Nunca mezcle amoniaco con lejía o cloro.
o Ambientadores.- Abrir ventanas y puertas y usar ventiladores. Colocar
una caja con bicarbonato de sosa en los armarios y frigorífico. Cocer
clavo y canela en agua hirviendo. Las plantas para interiores ayudan a
limpiar el aire y las cestas de hierbas proporcionan un olor agradable.
o Lejía de cloro.- Utilice bórax o bicarbonato de sosa para blanquear. El
bórax es bueno contra la grasa y es desinfectante. Si usted utiliza lejía,
elija una lejía seca, no de cloro. Nunca debe mezclar la lejía de cloro
con amoniaco o limpiadores de tipo ácido.
o Quitaolores.- Para alfombras, mezcle una parte de bórax con dos partes
de harina de maíz, espolvorear libremente; aspire después de una hora.
Para camas de gatos, espolvorear bicarbonato de sosa en la caja antes
de añadir las piedras.
o Desinfectantes.- Utilice ½ taza de bórax en 4 litros de agua caliente.
Para inhibir moho, no debe aclararse la solución de bórax.
o Desatascador.- Para evitar atascos, utilice un filtro en cada desagüe.
Vierta agua hirviendo por el drenaje una vez a la semana. Para
desatascar, utilice un desatascador de goma o una serpiente metálica.
o Limpiador de suelos.- Para suelos de plástico, mezcle ½ taza de
vinagre blanco con 4 litros de agua tibia. Pula con agua o soda. Para
suelos de madera, mezcle ¼ taza de jabón de aceite con 4 litros de
agua tibia.
o Cera para muebles.- Disuelva una cucharadita de aceite de limón en un
litro de aceite mineral. O utilice jabón de aceite para limpiar y un paño
114
__________________________________________________________________QUÍMICA__________________________________________________________________
o
o
o
o
o
o
o
•
•
suave para sacar el brillo. Frotar los muebles de madera con pasta de
dientes para quitar las manchas de agua.
Limpiacristales.- Mezclar ¼ de taza de vinagre blanco en un litro de
agua tibia, aplicar sobre el cristal y frotar con papel de periódico.
Quitamoho.- Frotar las manchas de moho con bicarbonato de sosa o
con una esponja empapada en vinagre blanco. Para la cortina de la
ducha, lavar con ½ taza de jabón y ½ taza de bicarbonato de sosa,
añadir una taza de vinagre blanco para aclarar.
Limpiahornos.- Mezclar 3 cucharaditas de sosa con un litro de agua
tibia. Aplicar con pulverizador, esperar veinte minutos, después lavar.
Para las manchas duras, frotar con lana de acero fina (0000) y
bicarbonato de sosa.
Limpia-alfombras y tapicerias.- Use un limpiador con jabón no aerosol.
Polvo abrasivo.- Use una marca que no contenga cloro, o mejor todavía
use bicarbonato de sosa.
Quitamanchas.- Disuelva ¼ taza de bórax en 3 tazas de agua fría.
Aplicar con esponja y dejar secar, o mojar la tela con la solución antes
de lavarla con jabón y agua fría. Use un producto de limpieza en seco
profesional para las manchas resistentes.
Limpia-azulejos.- Use polvo abrasivo o bicarbonato de sosa.
Pesticidas y fertilizantes
o
Fertilizantes químicos.- El compost, que usted puede elaborar en su
jardín son recortes de césped, residuos de comida y estiércol, es la
mejor enmienda de suelo. Otras enmiendas orgánicas incluyen: estiércol,
algas, turba, sangre, pescado y harina de huesos.
o
Funguicidas.- Quite las hojas y ramas muertas o enfermas. El polvo
de azufre, pulverizador de azufre y el pulverizador de aceite inactivo
(que no contiene cobre) son los productos menos tóxicos para tratar
las enfermedades de las plantas.
o
Herbicidas.- Elimine las malas hierbas antes de que produzcan
semillas. Utilice mulch (el mulch de alfalfa es bueno) para controlar las
malas hierbas en el jardín.
Insecticidas (interiores).- Unas buenas condiciones de higiene en las
zonas de preparación de comidas y comedores evitarán los insectos,
y la provisión de burletes y calafateos los mantendrán fuera. Para los
insectos andantes, utilice ácido bórico o acrogel de sílice en las
grietas y agujeros. Para evitar la entrada de moscas, mantener en
buen estado las alambreras de puertas y ventanas. Utilice
matamoscas y papel atrapamoscas.
Insecticidas (jardín).- Lavar las plantas con agua a través de
mangueras o pulverizadores. Utilice insectos beneficiosos, por
ejemplo mariquitas y mantis. Cuando existan pocos insectos, tratar
cada uno con alcohol de frotar. Una bacteria, B.T. es eficaz contra las
orugas. Los pulverizadores menos tóxicos incluyen: jabón insecticida,
piretrina o una disolución casera de ajo/pimentón.
o
o
Productos de pintura
o
o
o
o
o
Pintura y tintes.- Las pinturas látex y al agua son la mejor elección. Las
pinturas y tintes esmaltados están disponibles al agua. La limpieza no
requiere disolventes.
Pintura para profesionales.- Utilizar una buena ventilación. Nunca se
ponga la brocha en la boca. La pintura pulverizada es peligrosa si se
inhala; por lo tanto, hay que llevar equipo protector o utilizar pinturas
premezcladas.
Disolventes.- Mantener el disolvente en un bote cerrado hasta que las
partículas de pintura se depositen en el fondo. Separe el líquido limpio y
reutilice. Guardar el sedimento de pintura para su recogida.
Acabados para madera.- Laca, aceite de tung y aceite de linaza son
acabados que se obtienen que se obtienen de fuentes naturales. La
laca se disuelve con alcohol, los aceites se diluyen con trementina para
una aplicación mejor. Utilice con la ventilación y protección adecuadas.
Preservantes de madera.- Evite el uso de los que contienen pentaclorofenol,
cerosota o arsenio. Cuando sea posible, utilice madera resistente, por ejemplo utilice madera resistente como cedro o secoya.
o
o
o
•
115
Insecticidas (animales domésticos).- Pasar la aspiradora con
frecuencia y después deshacerse de la bolsa. Utilice un buen peine
contra pulas e introducir las pulgas en agua jabonosa. Algunos
complementos de la dieta pueden ayudar, por ejemplo levadura de
cerveza. Utilice jabones o baños naturales o de limoneno.
Bolsas antipolilla.- Colocar trozos de cedro, bolsitas de alhucema o
hierbas secas en cajones o armarios para disuadir a las polillas.
Matacaracoles y babosas.- Llenar un cazo poco profundo con cerveza
vieja y colocarlo a nivel del suelo. O para capturar los caracoles
durante el día, dé la vuelta a los tiestos de barro dejando suficiente
espacio para que puedan entrar. Los caracoles también se unen a los
tablones. Recoger y destruir.
Productos de automóvil
o
Anticongelante.- Pueden diluirse pequeñas cantidades e introducirse en el
desagüe conectado al sistema de alcantarillado (no a un foso séptico).
__________________________________________________________________QUÍMICA__________________________________________________________________
o
o
o
D.
E.
Baterías.- Las viejas baterías de coche pueden ser entregadas
cuando se compra una nueva, o pueden reciclarse a través de un
reciclador de baterías.
Aceite de motor.- El aceite de motor sintético dura más tiempo que el
aceite normal; de esta forma, se reduce la cantidad de aceite utilizado.
El aceite de motor puede reciclarse en algunos talleres mecánicos.
Líquido de frenos y transmisiones.- Puede mezclarse con el aceite
usado y reciclarse en algunos talleres mecánicos.
2. ¿Cuál de las relaciones no es verdadero:
A. Rayos ultravioleta – Mutación genética y cáncer.
B. Oxidos de azufre – Lluvias ácidos.
C. Freones – Destrucción de la capa de ozono.
D. D.D.T. - Cancerígeno y tóxico.
E. Relámpago – No forma ozono.
3.
15.9. Cumbre de Río Agenda XXI
Los siguientes son los pactos e iniciativas más importantes acordados en la
conferencia de la ONU sobre el medio ambiente y el desarrollo (Cumbre de la
Tierra) celebrada en Rio de Janeiro – Brasil, durante los días 3 a 14 de Junio de
1992.
Convención sobre el calentamiento global: Establece las pautas para regular
las emisiones de gases que se cree causan el calentamiento global.
Convención sobre la biodiversidad: Compromete a las naciones signatarias a
la protección de las especies en peligro de degradación y la cooperación en
tecnología genética y biológica. Estados Unidos no firmó éste pacto.
Agenda XXI: Esbozo de la estrategia para la limpieza del medio ambiente y de
las medidas para propiciar el desarrollo sin afectar el medio ambiente.
Declaración sobre los principios forestales: Recomendar la preservación de
los bosques de todo el mundo y vigilar el impacto del desarrollo sobre ellos.
Declaración sobre el medio ambiente y el desarrollo: Declaración de
principios que pone énfasis en la coordinación de los problemas económicos y
ambientales.
Comisión del desarrollo sostenible: Creación de una agencia de la ONU en
1992 para vigilar el cumplimiento internacional del los tratados sobre el medio
ambiente.
Ayuda Financiera: Alrededor de US $ 6 000 millones anuales para los
proyectos “verdes” en el tercer mundo han sido prometidos por las naciones
industrializadas.
Marque verdadero (V) o falso (F) en las siguientes proposiciones:
i. El SO2 y CO son contaminantes primarios
ii. La gasolina etilénica contiene plomo
iii. La principal fuente de contaminación de nuestro planeta es la
industria que utiliza el petróleo como fuente de energía.
iv. El aluminio y la urea son biodegradables.
A. VVVF
CO – Impide el transporte de oxigeno en la sangre.
C 6H6 – Tóxico con acción cancerígena.
N 2O – Gas hilarante.
116
B. VFVF
C. FVVF
D. VVVV
E. FFFF
4.
¿Cuál de las siguientes sustancias que se utiliza para la fabricación de teknopor
puede causar la transformación del ozono en oxigeno en la estratosfera.
A. Estireno
B. Triclorofluoro carbono
C. Octoato de cobalto
D. Peróxido de metiletilketona
E. Alcohol isopropílico
5.
De los siguientes enunciados cuáles son verdaderos (V) o falsos (F):
a. La acción del agua a los óxidos de azufre que produce las lluvias ácidos
se llama sinergismo.
ii. La difusión y la volatilización de una propiedad de los gases y líquidos.
iii. Los rayos infrarrojos no son tan nocivos para el hombre.
iv. Cuando a las aguas ácidas se agrega lechada de cal se produce una
reacción de neutralización.
A. VVVV
B. VFVV
C. VFFV
D. FFVV
E. FVFV
6.
¿Cuál de los siguientes pares de sustancias son las que producen la lluvia
ácida y el efecto de invernadero?
A. Cl3FC y CO
B. SO2 y CO2
C. SO3 y Cl2
D. NO 2 y H 2S
E. NH3 y CH4
7.
Indique cuál de las siguientes sustancias no es fácilmente biodegradable:
A. Aguas servidas
B. Fertilizantes
C. Insecticidas
D. Detergentes
E. Herbicidas.
8.
¿Cuáles son las fuentes principales de emisión natural de SO2 y CO?
A. Volcanes
B. Pantanos
C. Aguas termales
15.10. Ejercicios
1. ¿Cuál de las siguientes relaciones contaminante-efecto sobre la salud
humana, es falso:
A.
B.
C.
CO2 – No es tóxico.
SO3 – Es cancerígeno.
__________________________________________________________________QUÍMICA__________________________________________________________________
D. Industria petroquímica
9.
19. Los clorofluorocarbonos (CFC) son los responsables de la destrucción de la
capa de ozono, proporcione las fórmulas químicas y los nombres de estos
compuestos.
E. Plantas metalúrgicas
De los siguientes enunciados cuántos son verdaderos:
i. El CO es más tóxico que el CO2
ii. El NO es más tóxico que el NO2
iii. El O2 es menos oxidante que el O 3
iv. Los contaminantes físicos son más perjudiciales que los químicos.
A. 0
B. 1
C. 2
D. 3
2
20. Si el pH de 2 cm. de precipitación pluvial en un área de 400 km es de 2.
¿Cuántos kilogramos de ácido sulfúrico están presentes, si se supone éste
es el único que contribuye el pH?
21. El p-[metilundecil] bencensulfonato de sodio, se encuentra en casi todo los
detergentes supóngase que esta sustancia sufre una descomposición
aerobia de la siguiente manera:
C18H 19O3SNa(ac) + O2(g)
CO2(g) + H 2SO 4(ac) + Na2SO4(ac) + H2O(l)
¿Cuál es la masa de oxigeno que se requiere para biodegradar 4 moles de
esta sustancia?
E. 4
10. En ausencia de oxigeno, el carbono, hidrógeno, nitrógeno, azufre, y el
fosforo de los contaminantes biodegradables, es convertido por bacterias
anaerobias en: CH4, NH3, H 2S y PH3, los cuales, contribuyen al olor
desagradable de ciertas aguas contaminadas.
¿Cómo se clasifican estas sustancias en la atmosfera?
22. La masa diaria promedio de oxigeno que consume las aguas residuales que
se descargan es de 64 g/persona. ¿Cuántos litros de agua de una
-4
concentración inicial de 3x10 moles/litro de oxigeno se requiere cada día
para una población de 4 5000 habitantes, si el oxigeno se agota totalmente?
11. ¿Qué sustancias componen los depósitos de Cloro en la atmósfera?
12. ¿Por qué es ácida por naturaleza el agua de lluvia, incluso en ausencia de
gases contaminantes como el SO3?
23. La concentración media estimada de monóxido de carbono en el aire de una
ciudad es de 6 mg/litro. Calcule el número de moléculas de monóxido de carbono
en un litro de aire a una presión de 735 torr y una temperatura de 20 ºC.
13. Escriba ecuaciones químicas que ilustren el ataque de la lluvia ácida sobre:
- El Hierro metálico.
- La piedra caliza, CaCO3.
14. ¿Por qué la combustión de la hulla libera dióxido de Azufre? ¿Por qué se
forma más SO2 que SO3 en éste proceso?
15. Escriba ecuaciones químicas para mostrar la formación de los ácidos a
partir de SO2, SO3 y NO2, las cuales constituyen las lluvias ácidas.
16. ¿Qué papel juega el depósito de cloro en la regulación de la rapidez de
agotamiento del Ozono en la atmósfera?
17. Las siguientes sustancias: CH 4, SO2, NO, y CO se clasifican como
contaminantes primarios de la atmósfera, indique las fuentes naturales y
antropogénicas para cada sustancia.
18. Los halones o bromofluorocarbono, se emplean extensamente, como
agente espumante para combatir incendios. Los clorofluorocarbonos se
utilizan como aerosoles o gas refrigerante predecir y explicar en qué orden
los enlaces carbono y halógeno fácilmente pueden fotodisociar en la
atmosfera.
117
__________________________________________________________________QUÍMICA__________________________________________________________________
b. Investigación y desarrollo (I y D)
TEMA 15
La Industria Química requiere investigación intensa, un gasto de tres a cuatro
por ciento se considera normal. Las compañías que fabrican productos químicos
inorgánicos gastan menos; las compañías farmacéuticas y aquellas que
producen especialidades químicas gastan más.
INDUSTRIA QUÍMICA Y AMBIENTE
La mayoría de la investigación se dedica a mejorar los productos y se encuentra
confinada a países con infraestructura social y económica necesaria.
15.1. La industria química
De las cien compañías químicas más grandes del mundo (en 1986), 55 eran
americanas, y otras estaban repartidas entre Japón (12), Alemania (10), Reino
Unido (6), Francia (5), Italia (4) Suiza (3) y Holanda (3).
La industria química es una subdivisión de la industria manufacturera, pero
debido a su naturaleza y a la interdependencia de todas las industrias contribuye
a casi todos los renglones de la productividad. Por ejemplo, los alimentos,
carbohidratos, proteínas y grasas, son productos químicos. Su procesado,
conservación y envasado dependen en gran parte de principios químicos.
La ropa está hecha de fibras de origen natural, semisintético y sintético. Aun las
fibras naturales requieren colorantes, mordiente y otros productos químicos para
su procesado. El alojamiento también depende de productos químicos que van
desde los inorgánicos como concreto y vidrio hasta los orgánicos, como plásticos
estructurales, pinturas y productos para el procesado de la madera. El automóvil,
los cohetes y taxis espaciales, no existirían sin los materiales químicos.
c. Competencia
El comercio de productos químicos es internacional. La competencia ocurre
porque existen diferentes procedimientos y distintas materias primas para
fabricar un producto químico determinado y un solo producto rara vez domina el
mercado.
d. Intensidad de capital y economía en escala
Las principales mejoras en la salud en los pasados cincuenta años se han
logrado gracias al desarrollo de los agentes quimioterapéuticos y las
enfermedades infecciosas, tales como la tuberculosis y la neumonía han sido
prácticamente erradicadas en países desarrollados mediante el uso de
antibióticos, que son productos químicos.
La industria química requiere mucho capital.
e. Obsolescencia de equipo
Se debe a que el ritmo de los cambios tecnológicos ha sustituido procesos viejos
por nuevos aumentando el tamaño de la planta.
Las actividades recreativas también han sido influenciadas por la química
moderna. El esquiador se beneficia con esquís de fibra de vidrio y resina epoxi,
así como con botas de poliuretano.
El hecho de que la química también haya contribuido a la guerra moderna y que
las armas atómicas hagan de la extinción total de la humanidad una posibilidad
no muy lejana, muestran que el uso de la tecnología (que incluye a la química)
requiere un uso juicioso.
f. Libertad de acceso del mercado
Cualquiera que desee producir productos químicos en gran cantidad, lo puede
hacer comprando plantas en paquete de compañías de ingeniería química. Un
obstáculo es la cuota de entrada, si no se tienen unos cuantos cientos de
millones de dólares para invertir, no se puede recomendar el iniciar la fabricación
de productos químicos en gran escala.
15.2. Características de la industria química
a. Rápido crecimiento
Crecimiento en la industria química para 1984 – 1994
Japón
11.7%
Europa
9,7%
Estados Unidos de Norteamérica
8.0%
Reino Unido
5.7%
Entonces, la entrada al mercado de los productos químicos es libre en el sentido
que no hay barreras. No obstante, es tan caro que sólo algunos gobiernos,
compañías petroleras y otras empresas gigantes pueden disponer el capital
necesario.
g. Abundancia o carencia
El mercado es cíclico y oscila como un péndulo de abundancia a escasez y
nuevamente a abundancia.
118
__________________________________________________________________QUÍMICA__________________________________________________________________
h. Comercio Internacional
T
o
r
r
e
La facilidad de transporte y homogeneidad de los productos dan lugar a un gran
comercio internacional de productos químicos.
i. Fases críticas y de penetración de mercados
La industria química es crítica para la economía de una nación desarrollada. En
el Siglo XIX el desarrollo de una nación se podía medir por su producción de
ácido sulfúrico. En la actualidad se puede utilizar en forma similar la producción
de etileno como medida de complejidad industrial.
Una economía avanzada no puede existir sin una industria química; tampoco
una industria química puede existir sin una economía avanzada.
La industria química no es reemplazable. Es una industria dinámica e
innovadora. Muchos problemas que se refieren a la contaminación, recursos de
energía y escasez de materias primas han sido detectados y seguidos por
métodos químicos y la química desempeñará una función importante en su
solución.
Nafta pesada p.e.
=150-150ºC
d
e
15.3. Productos químicos que se obtienen a partir del gas natural, petróleo
y otras fuentes
Las fuentes de productos químicos orgánicos son:
Gas natural y petróleo –90% de productos.
Carbón: acetileno y gas de agua.
Grasas y aceites: ácidos grasos, nitrógenos grasos.
Carbohidratos: celulosa, fermentación.
Crudo
15.3.1. Destilación del petróleo
En una refinería se separan del petróleo crudo (líquido pegajoso y viscoso de
olor desagradable) diversas fracciones mediante destilación según la siguiente
figura.
Gases, punto de
ebullición
20ºC
Nafta ligera
(gasolina) p.e. =
20 – 150ºC
CH4, C 2H6, C 3H8,
C4H 10 – Semejantes al
gas natural y útiles
como combustibles y
productos químicos. No
obstante, la mayor parte
suele quemarse porque
se recuperación4 es
costosa.
f
r
a
c
c
i
o
n
a
m
i
e
n
t
o
Queroseno
p.e.=150–200ºC
Gasóleo
p.e.=175-275ºC
Aceites
lubricantes p.e.
=> 350ºC
Aceites
combustibles
pesados p.e.
=>350ºC
119
En su mayoría
compuestos C4 – C10
alifáticos y
cicloalifáticos. Pueden
tener algunos
aromáticos. Empleado
como combustible y
productos químicos.
Tiene compuestos C9
– C16 útiles como
combustibles para
aviones de propulsión
a chorro, tractores y
calefacción.
Tiene compuestos
C15 – C25 empleados
como diesel y para
calefacción. Cada vez
con mayor frecuencia
se emplea como
materia prima para la
obtención de olefinas
por desintegración.
Se emplean para
lubricación. Por el
proceso de
desintegración
catalítica se pueden
obtener fracciones
más ligeras.
Combustible para
calderas. Por el
proceso de
desintegración
catalítica se pueden
obtener fracciones
más ligeras.
__________________________________________________________________QUÍMICA__________________________________________________________________
CRUDO
15.3.2. Separación del gas natural
Se emplea en
pavimentación,
recubrimientos
aplicaciones
estructurales.
Asfalto
El gas natural contiene cantidades recuperables de metano, etano, propano y
alcanos superiores. En la cabeza del pozo el gas se encuentra a altas presiones
(30 – 100 Pa).´
El metano, principal componente del gas natural se usa para obtener gas de
síntesis. El gas licuado de petróleo consta de propano y butano que podrían
emplearse para obtener propileno y butileno.
La obtención de productos químicos a partir del petróleo está íntimamente
asociada a la obtención de gasolina y otros combustibles. La industria química
consume alrededor del 10% de materia prima, sin embargo puede competir con
éxito debido al valor agregado, según la siguiente relación:
Forma de petróleo
15.4. Tecnologías limpias
Las tecnologías limpias son una opción amigable con el ambiente que permiten
reducir la contaminación en el ambiente natural y la generación de desechos,
además de aumentar la eficiencia del uso de recursos naturales como el agua y
la energía. Permitiendo generar beneficios económicos, optimizando costos y
mejorando la competitividad de los productos.
Valor del petróleo
Como petróleo crudo
X
Como combustible
2X
Como producto petroquímico (promedio)
13X
Como producto de consumo (promedio)
55X
El uso de tecnologías limpias representa una opción técnica, económica y
ambientalmente apropiada que contribuye al desarrollo sostenible de las
empresas, y el país en general.
15.5. Contaminantes químicos y sus fuentes y riesgos potenciales
Como fuente de emisión o fuente generadora de contaminantes debemos
entender el origen físico o geográfico donde se produce una emisión
contaminante al ambiente, ya sea el aire, el agua o el suelo.
Materia prima por la que compiten productos químicos y combustibles
Combustibles
Metano
Principal componente del
gas natural
Etano
Eleva el contenido de Btu
del gas para calefacción
Propano y Butano
Base del gas licuado de
petróleo (GLP)
Propileno
Empleado en reacciones
de alquilación para
reparar hidrocarburos de
cadena ramificada de alto
octanaje.
Butileno
Igual que el propileno
Benceno, tolueno y Se emplean para elevar
xilenos
el octanaje de la
gasolina.
Productos químicos
Estas fuentes de emisión se clasifican en móviles y fijas, según muestran
presencia o ausencia de movilidad dentro de un área determinada durante la
emisión de los contaminantes. Las fuentes pueden ser naturales y de diferentes
procesos productivos del hombre (fuentes atropogénicas) que conforman las
actividades de la vida diaria.
Las fuentes que generan contaminación de origen antropogénico más
importantes son: industriales, comerciales, agrícolas, domésticas.
Fuente de obtención
del gas de síntesis,
CO + H2; amoniaco
Fuente de obtención
de etileno, propileno
y butilenos
15.5.1. Contaminantes de la atmósfera
Las sustancias que se encuentran en la atmósfera tal como fueron emitidas se
conocen como contaminantes primarios (H 2S, NO, NH3, CO, HC, halógenos) y,
como contaminantes secundarios del aire, son aquellos contaminantes que
resultan de la interacción de los contaminantes primarios entre sí, estos son:
bióxido de nitrógeno, ácido sulfuroso, cetonas y aldehídos.
Material inicial para
productos químicos y
polímeros
120
__________________________________________________________________QUÍMICA__________________________________________________________________
Contaminantes primarios, efectos y fuentes
Contaminante
Efecto en la salud
Principales fuentes
HbCO(%)
Efecto
Menos de 1,0
Ningún efecto aparente.
1,0 – 2,0
Efectos en la conducta.
Monóxido de Carbono Impide el transporte de
CO
oxígeno en la sangre.
Causa daños en los
sistemas nervioso central y
cardiovascular.
Uso de combustibles
fósiles.
2,0 – 5,0
Efectos en el sistema nervioso central:
incapacidad para determinar o distinguir
intervalos de tiempo, fallas en la agudeza visual,
en la discriminación de la brillantez y algunas
otras funciones motoras.
Bióxido de azufre, SO2 , Cardiovasculares y
Trióxido de azufre, SO3 respiratorias.
Combustión de carbón y
petróleo que contiene
azufre.
Más de 5,0
Cambios funcionales cardiacos y pulmonares
10,0 – 80,0
Bióxido de nitrógeno, Tracto respiratorio alto y
NO2,
Monóxido
de bajo.
nitrógeno, NO
Plantas generadoras de
energía eléctrica.
(Combustión a alta
temperatura de
combustibles fósiles).
Dolores de cabeza, fatiga, somnolencia, coma,
falla respiratoria, muerte.
Dióxido de azufre, SO2
Es un contaminante primario que se produce en la combustión de carbón y
petróleo que contienen azufre:
S(combustibles) + O2 → SO 2
El SO 2 también se produce en la refinación de ciertos minerales que son
sulfuros:
Hidrocarburos
no Algunos tienen propiedades Uso de petróleo, gas
natural y carbón.
saturados y aromáticos cancerígenas,
teratogénicas mutagénicas.
2PbS(s) + 3O2 (g) → 2PbO(s) + 2SO2 (g)
Actividades industriales,
de transporte, de
combustión y causas
naturales.
Macropartículas
sólidas
líquidas
Respiratorio,
gastrointestinal, sistema
nervioso central, renal, etc.
Bióxido de carbono
No existen pruebas de que Sobreutilización de
sea tóxico como
combustibles fósiles y
contaminante. Los
carbón.
problemas respiratorios y
del sistema nervioso central
son consecuencia de
problemas internos y
sistemáticos del organismo.
El SO2 es el contaminante del aire derivados el azufre más importante; sin
embargo, algunos procesos industriales emiten trióxido de azufre, SO3, el cual
se forma en la atmósfera en pequeñas cantidades debido a la reacción entre el
SO2 y el oxígeno:
2SO2 (g) + O2 (g) → 2SO3 (g)
Fuentes de óxidos de azufre
Fuente
Monóxido de carbono
Es un producto del uso de combustibles fósiles. Se forma por la combustión
incompleta de carbono o de sus compuestos.
2C (s) + O2 (g) → 2CO (g)
Efectos del monóxido de carbono en la salud
121
Porcentaje del total anual
de emisiones de SOx
Transporte
2,4
Combustión de productos energéticos (fuentes
estacionarias, plantas de energía, calefacción de
espacios industriales, etc.)
73,5
Procesos industriales (calcinación de minerales de
sulfuro)
22,0
Eliminación de desechos sólidos diversos
0,3
Diversos
1,8
__________________________________________________________________QUÍMICA__________________________________________________________________
Fuentes de óxido de nitrógeno
Efectos de los óxidos de azufre
Pueden inhibir el crecimiento de las plantas y ser letales para algunas de ellas.
Fuente
Porcentaje del total anual
de emisiones de NOx
Efectos tóxicos del SO2 para el hombre
Concentración
(partes por millón)
Efectos
1–6
Broncoconstricción
3–5
Concentración mínima detectable por el
olfato
8 – 12
20
Irritación de la garganta
Irritación en los ojos y tos
50 - 100
Concentración máxima para una exposición
corta (30 min.)
400 - 500
Puede ser mortal, incluso en una exposición
breve.
Transporte
39,3
Combustión de productos
energéticos (fuentes estacionarias,
plantas de energía, calefacción de
espacios industriales)
48,5
Procesos industriales (plantas de
ácido nítrico, etc.)
1,0
Diversos (incendios forestales,
quema agrícola, etc.)
8,3
Los óxidos de nitrógeno participan en la formación de contaminantes
secundarios del aire. La mayoría de los NOx se convierten finalmente en ácido
nítrico, (HNO3) y nitratos, (NO3- ). En esta forma se depositan sobre la tierra o en
el mar como consecuencia de las lluvias o se sedimentan como macropartículas.
2-
Los SO x se eliminan del aire mediante su conversión en H2SO4 y sulfatos (SO4
). En esta forma terminan depositándose sobre la tierra o en el mar.
Efectos del NO2 en la salud
Óxidos de nitrógeno, NOx
Efecto
Concentración (partes
por millón) – ppm
(mg/L)
El monóxido (NO) u óxido nítrico y el dióxido de nitrógeno (NO2) son
contaminantes primarios del aire. El NO, es un gas incoloro e inodoro, en tanto
que el NO2 es un gas de color rojizo, de olor fuerte y asfixiante parecido al del
cloro.
El NO se forma en el aire mediante la reacción:
1–3
N2 (g) + O2 (g) → 2NO(g)
Esta reacción ocurre a altas temperaturas durante el uso de combustibles
fósiles.
El NO2 se forma por la reacción:
que
13
Irritación de nariz, garganta y ojos
25
Congestión
pulmonares
100 – 1 000
2NO(g) + O2 (g) → 2NO2 (g)
Concentración mínima
detecta por el olfato
y
enfermedades
Puede ser mortal, incluso tras una
exposición breve.
Reducción de la contaminación atmosférica
-
122
se
Cambio en el método de operación de motores
Sustitución de combustibles de alto contenido de azufre
__________________________________________________________________QUÍMICA__________________________________________________________________
-
acetona, que se evaporan y contribuyen directamente a la contaminación del
aire, o a través de reacciones químicas o fotoquímicas para producir compuestos
secundarios.
Alteración de la forma de los contaminantes. Por ejemplo, el carbón
pulverizado desprende menos hollín que el carbón sólido, alteración de
la eficiencia del equipo.
Reducción de la contaminación atmosférica
Degradabilidad
Contaminante
Medidas
Partículas
Separadores
centrífuga.
Es la característica que tienen los compuestos que son reducidos por agentes
naturales físicos, químicos y procesos biológicos a un estado neutral o a niveles
aceptables por la naturaleza. Si el compuesto es reducido por materia orgánica
viva (bacterias especializadas), se le conoce como biogradable.
mecánicos
por
fuerza
de
gravedad
o
Difusión
Es la capacidad que poseen los contaminantes de poder distribuirse
uniformemente en el medio que los rodea. Los gases tienen la propiedad de que
pueden mezclar las moléculas, sin necesidad de que exista una reacción
química. Los líquidos sumergidos en un solvente tienen la capacidad de
distribuirse en todo el volumen del mismo.
Precipitadores electrostáticos.
Filtros de tela.
Lavadores húmedos.
Gases
Lavadores húmedos.
Incineración.
Tiempo de vida media
Oxidación o combustión catalítica.
Es el tiempo que puede durar el contaminante en el medio ambiente antes de
ser degradado por los procesos naturales. Esta propiedad es diferente para cada
tipo de compuesto; algunos tienen un tiempo de vida media menor a un día,
mientras que otras sustancias nunca son degradadas por los procesos naturales.
Sustitución de las fuentes de energía: batería eléctrica en
vez de combustión, vapor y gas natural.
Dispositivos anticontaminantes
-
Por sus propiedades, algunos elementos o compuestos químicos no producen
ningún efecto adverso sobre el medio ambiente, o bien, el daño es mínimo y se
ve minimizado por los mismo procesos naturales. El daño que pueden generar
se debe a la mezcla con otros compuestos, la mezcla de sustancias se puede
clasificar en:
Sinergismo.- Se entiende como sinergismo a la acción del aumento de los
efectos de un contaminante a causa de la introducción o presencia de otro. El
efecto total de esta interacción es superior a la suma de los efectos de cada uno
de los contaminantes por separado. El vapor de agua en presencia de óxidos de
azufre, reacciona para producir la lluvia ácida.
Antagonismo.- Se refiere a la interacción de dos o más contaminantes, que
tienen efectos opuestos en un ecosistema determinado, de tal manera, que uno
de ellos reduce parcialmente el efecto del otro.
Efectos multiplicativos.-Es la acción que tienen algunos contaminantes que al
interaccionar producen un efecto exponencialmente mayor que si actuaran de
manera individual.
Neutralización.- Es el resultado que se obtiene cuando al interactuar dos
contaminantes, reducen en su totalidad sus efectos.
Dispositivos de depósito que eliminan partículas sólidas de los gases
Dispositivos de recolección de partículas, mecanismo de centrifugación,
filtros y precipitadores electrostáticos que separan las partículas de los
gases.
15.6. Características de los contaminantes
Potencial de hidrógeno, pH
Determina si la sustancia es corrosiva; de ser así se le suele considerar como
residuo peligroso. Para que una sustancia se pueda considerar corrosiva, debe
tener un pH menor o igual a 2,0 y mayor o igual a 12,5.
Volatilidad
Es la propiedad que poseen algunos compuestos de poder evaporarse a bajas
temperaturas y afectar la atmósfera. Entre los compuestos volátiles se
encuentran las sustancias orgánicas como el etileno, propileno, benceno y la
123
__________________________________________________________________QUÍMICA__________________________________________________________________
15.7. Sustancias químicas no biodegradables
o Quitamoho.- Frotar las manchas de moho con bicarbonato de sosa o
con una esponja empapada en vinagre blanco. Para la cortina de la
ducha, lavar con ½ taza de jabón y ½ taza de bicarbonato de sosa,
añadir una taza de vinagre blanco para aclarar.
o Limpiahornos.- Mezclar 3 cucharaditas de sosa con un litro de agua
tibia. Aplicar con pulverizador, esperar veinte minutos, después lavar.
Para las manchas duras, frotar con lana de acero fina (0000) y
bicarbonato de sosa.
o Limpia-alfombras y tapicerias.- Use un limpiador con jabón no aerosol.
Son aquellos compuestos que no son reducidos por agentes naturales físicos,
químicos y procesos biológicos a un estado neutral o a niveles aceptables por la
naturaleza.
15.8. Materiales como medios no contaminantes
Para el control de los residuos prohibidos se recomienda usar los siguientes
sustitutos como alternativa a los productos domésticos tóxicos.
•
Limpiadores domésticos
o Aerosoles.- Elegir recipientes no-aerosol, como pulverizadores de
acción bomba, de presión manual, o recipientes de bola.
o Limpiadores multiuso.- Mezclar un litro de agua tibia con una
cucharadita de bórax, desinfectante o jabón líquido. Añadir un poco de
limón o vinagre. Nunca mezcle amoniaco con lejía o cloro.
o Ambientadores.- Abrir ventanas y puertas y usar ventiladores. Colocar
una caja con bicarbonato de sosa en los armarios y frigorífico. Cocer
clavo y canela en agua hirviendo. Las plantas para interiores ayudan a
limpiar el aire y las cestas de hierbas proporcionan un olor agradable.
o Lejía de cloro.- Utilice bórax o bicarbonato de sosa para blanquear. El
bórax es bueno contra la grasa y es desinfectante. Si usted utiliza lejía,
elija una lejía seca, no de cloro. Nunca debe mezclar la lejía de cloro
con amoniaco o limpiadores de tipo ácido.
o Quitaolores.- Para alfombras, mezcle una parte de bórax con dos partes
de harina de maíz, espolvorear libremente; aspire después de una hora.
Para camas de gatos, espolvorear bicarbonato de sosa en la caja antes
de añadir las piedras.
o Desinfectantes.- Utilice ½ taza de bórax en 4 litros de agua caliente.
Para inhibir moho, no debe aclararse la solución de bórax.
o Polvo abrasivo.- Use una marca que no contenga cloro, o mejor todavía
use bicarbonato de sosa.
o Quitamanchas.- Disuelva ¼ taza de bórax en 3 tazas de agua fría.
Aplicar con esponja y dejar secar, o mojar la tela con la solución antes
de lavarla con jabón y agua fría. Use un producto de limpieza en seco
profesional para las manchas resistentes.
o Limpia-azulejos.- Use polvo abrasivo o bicarbonato de sosa.
•
o Desatascador.- Para evitar atascos, utilice un filtro en cada desagüe.
Vierta agua hirviendo por el drenaje una vez a la semana. Para
desatascar, utilice un desatascador de goma o una serpiente metálica.
Productos de pintura
o Pintura y tintes.- Las pinturas látex y al agua son la mejor elección. Las
pinturas y tintes esmaltados están disponibles al agua. La limpieza no
requiere disolventes.
o
Pintura para profesionales.- Utilizar una buena ventilación. Nunca se
ponga la brocha en la boca. La pintura pulverizada es peligrosa si se
inhala; por lo tanto, hay que llevar equipo protector o utilizar pinturas
premezcladas.
o
Disolventes.- Mantener el disolvente en un bote cerrado hasta que las
partículas de pintura se depositen en el fondo. Separe el líquido limpio y
reutilice. Guardar el sedimento de pintura para su recogida.
Acabados para madera.- Laca, aceite de tung y aceite de linaza son
acabados que se obtienen que se obtienen de fuentes naturales. La
laca se disuelve con alcohol, los aceites se diluyen con trementina para
una aplicación mejor. Utilice con la ventilación y protección adecuadas.
Preservantes de madera.- Evite el uso de los que contienen pentaclorofenol,
cerosota o arsenio. Cuando sea posible, utilice madera resistente, por ejemplo utilice madera resistente como cedro o secoya.
o
o Limpiador de suelos.- Para suelos de plástico, mezcle ½ taza de
vinagre blanco con 4 litros de agua tibia. Pula con agua o soda. Para
suelos de madera, mezcle ¼ taza de jabón de aceite con 4 litros de
agua tibia.
o
o Cera para muebles.- Disuelva una cucharadita de aceite de limón en un
litro de aceite mineral. O utilice jabón de aceite para limpiar y un paño
suave para sacar el brillo. Frotar los muebles de madera con pasta de
dientes para quitar las manchas de agua.
•
o Limpiacristales.- Mezclar ¼ de taza de vinagre blanco en un litro de
agua tibia, aplicar sobre el cristal y frotar con papel de periódico.
124
Pesticidas y fertilizantes
o
Fertilizantes químicos.- El compost, que usted puede elaborar en su
jardín son recortes de césped, residuos de comida y estiércol, es la
__________________________________________________________________QUÍMICA__________________________________________________________________
o
o
o
o
o
o
Insecticidas (animales domésticos).- Pasar la aspiradora con
frecuencia y después deshacerse de la bolsa. Utilice un buen peine
contra pulas e introducir las pulgas en agua jabonosa. Algunos
complementos de la dieta pueden ayudar, por ejemplo levadura de
cerveza. Utilice jabones o baños naturales o de limoneno.
o
Bolsas antipolilla.- Colocar trozos de cedro, bolsitas de alhucema o
hierbas secas en cajones o armarios para disuadir a las polillas.
Matacaracoles y babosas.- Llenar un cazo poco profundo con cerveza
vieja y colocarlo a nivel del suelo. O para capturar los caracoles
durante el día, dé la vuelta a los tiestos de barro dejando suficiente
espacio para que puedan entrar. Los caracoles también se unen a los
tablones. Recoger y destruir.
Los siguientes son los pactos e iniciativas más importantes acordados en la
conferencia de la ONU sobre el medio ambiente y el desarrollo (Cumbre de la
Tierra) celebrada en Rio de Janeiro – Brasil, durante los días 3 a 14 de Junio de
1992.
Convención sobre el calentamiento global: Establece las pautas para regular
las emisiones de gases que se cree causan el calentamiento global.
Convención sobre la biodiversidad: Compromete a las naciones signatarias a
la protección de las especies en peligro de degradación y la cooperación en
tecnología genética y biológica. Estados Unidos no firmó éste pacto.
Agenda XXI: Esbozo de la estrategia para la limpieza del medio ambiente y de
las medidas para propiciar el desarrollo sin afectar el medio ambiente.
Declaración sobre los principios forestales: Recomendar la preservación de
los bosques de todo el mundo y vigilar el impacto del desarrollo sobre ellos.
Declaración sobre el medio ambiente y el desarrollo: Declaración de
principios que pone énfasis en la coordinación de los problemas económicos y
ambientales.
Comisión del desarrollo sostenible: Creación de una agencia de la ONU en
1992 para vigilar el cumplimiento internacional del los tratados sobre el medio
ambiente.
Ayuda Financiera: Alrededor de US $ 6 000 millones anuales para los
proyectos “verdes” en el tercer mundo han sido prometidos por las naciones
industrializadas.
15.10. Ejercicios
1.
Productos de automóvil
o
Anticongelante.- Pueden diluirse pequeñas cantidades e introducirse en el
desagüe conectado al sistema de alcantarillado (no a un foso séptico).
o
Aceite de motor.- El aceite de motor sintético dura más tiempo que el
aceite normal; de esta forma, se reduce la cantidad de aceite utilizado.
El aceite de motor puede reciclarse en algunos talleres mecánicos.
Líquido de frenos y transmisiones.- Puede mezclarse con el aceite
usado y reciclarse en algunos talleres mecánicos.
15.9. Cumbre de Río Agenda XXI
Insecticidas (interiores).- Unas buenas condiciones de higiene en las
zonas de preparación de comidas y comedores evitarán los insectos,
y la provisión de burletes y calafateos los mantendrán fuera. Para los
insectos andantes, utilice ácido bórico o acrogel de sílice en las
grietas y agujeros. Para evitar la entrada de moscas, mantener en
buen estado las alambreras de puertas y ventanas. Utilice
matamoscas y papel atrapamoscas.
Insecticidas (jardín).- Lavar las plantas con agua a través de
mangueras o pulverizadores. Utilice insectos beneficiosos, por
ejemplo mariquitas y mantis. Cuando existan pocos insectos, tratar
cada uno con alcohol de frotar. Una bacteria, B.T. es eficaz contra las
orugas. Los pulverizadores menos tóxicos incluyen: jabón insecticida,
piretrina o una disolución casera de ajo/pimentón.
o
o
•
mejor enmienda de suelo. Otras enmiendas orgánicas incluyen: estiércol,
algas, turba, sangre, pescado y harina de huesos.
Funguicidas.- Quite las hojas y ramas muertas o enfermas. El polvo
de azufre, pulverizador de azufre y el pulverizador de aceite inactivo
(que no contiene cobre) son los productos menos tóxicos para tratar
las enfermedades de las plantas.
Herbicidas.- Elimine las malas hierbas antes de que produzcan
semillas. Utilice mulch (el mulch de alfalfa es bueno) para controlar las
malas hierbas en el jardín.
¿Cuál de las siguientes relaciones contaminante-efecto sobre la salud
humana, es falso:
A.
B.
C.
D.
E.
Baterías.- Las viejas baterías de coche pueden ser entregadas
cuando se compra una nueva, o pueden reciclarse a través de un
reciclador de baterías.
125
CO –
C 6H6 –
N 2O –
CO2 –
SO3 –
Impide el transporte de oxigeno en la sangre.
Tóxico con acción cancerígena.
Gas hilarante.
No es tóxico.
Es cancerígeno.
__________________________________________________________________QUÍMICA__________________________________________________________________
2.
3.
i. El CO es más tóxico que el CO2
ii. El NO es más tóxico que el NO2
iii. El O2 es menos oxidante que el O 3
iv. Los contaminantes físicos son más perjudiciales que los químicos.
¿Cuál de las relaciones no es verdadero:
A. Rayos ultravioleta – Mutación genética y cáncer.
B. Oxidos de azufre
– Lluvias ácidos.
C. Freones – Destrucción de la capa de ozono.
D. D.D.T. - Cancerígeno y tóxico.
E. Relámpago – No forma ozono.
A. 0
B. 1
C. 2
D. 3
E. 4
10. En ausencia de oxigeno, el carbono, hidrógeno, nitrógeno, azufre, y el
fosforo de los contaminantes biodegradables, es convertido por bacterias
anaerobias en: CH4, NH3, H 2S y PH3, los cuales, contribuyen al olor
desagradable de ciertas aguas contaminadas.
¿Cómo se clasifican estas sustancias en la atmosfera?
Marque verdadero (V) o falso (F) en las siguientes proposiciones:
v. El SO2 y CO son contaminantes primarios
vi. La gasolina etilénica contiene plomo
vii. La principal fuente de contaminación de nuestro planeta es la
industria que utiliza el petróleo como fuente de energía.
viii. El aluminio y la urea son biodegradables.
11. ¿Qué sustancias componen los depósitos de Cloro en la atmósfera?
A. VVVF
4.
5.
B. VFVF
C. FVVF
D. VVVV
E. FFFF
13. Escriba ecuaciones químicas que ilustren el ataque de la lluvia ácida sobre:
- El Hierro metálico.
- La piedra caliza, CaCO3.
14. ¿Por qué la combustión de la hulla libera dióxido de Azufre? ¿Por qué se
forma más SO2 que SO3 en éste proceso?
De los siguientes enunciados cuáles son verdaderos (V) o falsos (F):
a. La acción del agua a los óxidos de azufre que produce las lluvias ácidos
se llama sinergismo.
ii. La difusión y la volatilización de una propiedad de los gases y líquidos.
iii. Los rayos infrarrojos no son tan nocivos para el hombre.
iv. Cuando a las aguas ácidas se agrega lechada de cal se produce una
reacción de neutralización.
A. VVVV
B. VFVV
C. VFFV
D. FFVV
E. FVFV
6.
¿Cuál de los siguientes pares de sustancias son las que producen la lluvia
ácida y el efecto de invernadero?
A. Cl3FC y CO
B. SO2 y CO2
C. SO3 y Cl2
D. NO 2 y H 2S
E. NH 3 y CH4
7.
Indique cuál de las siguientes sustancias no es fácilmente biodegradable:
A. Aguas servidas
B. Fertilizantes
C. Insecticidas
D. Detergentes
E. Herbicidas.
8.
¿Cuáles son las fuentes principales de emisión natural de SO2 y CO?
A. Volcanes
B. Pantanos
C. Aguas termales
D. Industria petroquímica
E. Plantas metalúrgicas
9.
12. ¿Por qué es ácida por naturaleza el agua de lluvia, incluso en ausencia de
gases contaminantes como el SO3?
¿Cuál de las siguientes sustancias que se utiliza para la fabricación de teknopor
puede causar la transformación del ozono en oxigeno en la estratosfera.
A. Estireno
B. Triclorofluoro carbono
C. Octoato de cobalto
D. Peróxido de metiletilketona
E. Alcohol isopropílico
15. Escriba ecuaciones químicas para mostrar la formación de los ácidos a
partir de SO2, SO3 y NO2, las cuales constituyen las lluvias ácidas.
16. ¿Qué papel juega el depósito de cloro en la regulación de la rapidez de
agotamiento del Ozono en la atmósfera?
17. Las siguientes sustancias: CH 4, SO2, NO, y CO se clasifican como
contaminantes primarios de la atmósfera, indique las fuentes naturales y
antropogénicas para cada sustancia.
18. Los halones o bromofluorocarbono, se emplean extensamente, como
agente espumante para combatir incendios. Los clorofluorocarbonos se
utilizan como aerosoles o gas refrigerante predecir y explicar en qué orden
los enlaces carbono y halógeno fácilmente pueden fotodisociar en la
atmosfera.
19. Los clorofluorocarbonos (CFC) son los responsables de la destrucción de la
capa de ozono, proporcione las fórmulas químicas y los nombres de estos
compuestos.
De los siguientes enunciados cuántos son verdaderos:
126
__________________________________________________________________QUÍMICA__________________________________________________________________
2
20. Si el pH de 2 cm. de precipitación pluvial en un área de 400 km es de 2.
¿Cuántos kilogramos de ácido sulfúrico están presentes, si se supone éste
es el único que contribuye el pH?
21. El p-[metilundecil] bencensulfonato de sodio, se encuentra en casi todo los
detergentes supóngase que esta sustancia sufre una descomposición
aerobia de la siguiente manera:
C18H 19O3SNa(ac) + O2(g)
CO2(g) + H 2SO 4(ac) + Na2SO4(ac) + H2O(l)
¿Cuál es la masa de oxigeno que se requiere para biodegradar 4 moles de
esta sustancia?
22. La masa diaria promedio de oxigeno que consume las aguas residuales que
se descargan es de 64 g/persona. ¿Cuántos litros de agua de una
-4
concentración inicial de 3x10 moles/litro de oxigeno se requiere cada día
para una población de 4 5000 habitantes, si el oxigeno se agota totalmente?
23. La concentración media estimada de monóxido de carbono en el aire de una
ciudad es de 6 mg/litro. Calcule el número de moléculas de monóxido de carbono
en un litro de aire a una presión de 735 torr y una temperatura de 20 ºC.
127