Química Básica (QB0) 2021 INGENIERÍA Apuntes de clase Curso Propedéutico y Ciclo Introductorio José L. Barranzuela Q. Página 1 de 1 Curso Propedéutico y Ciclo Introductorio INGENIERÍA Química Básica 2021 APUNTES DE CLASE – QB0 Introducción El estudio y el conocimiento de la Química como ciencia básica son fundamentales en las carreras de ingeniería. Por tanto, es deseable que los estudiantes tengan una buena base escolar que les permita afrontar con éxito sus estudios de química en el nivel universitario. Es sabido que, en nuestro entorno, por distintas circunstancias, se hace necesario un reforzamiento en estos conocimientos en la mayor parte de los alumnos que desean acceder a la Facultad de Ingeniería. De allí que nuestra Facultad haya decidido incluir esta asignatura dentro del Curso Propedéutico que con carácter de obligatoriedad se imparte a nuestros futuros estudiantes. Estos Apuntes de Clase pretenden constituirse en una guía de estudio. De ninguna manera reemplazan a los libros (que los hay muchos y muy buenos como se señala en la bibliografía), ni mucho menos a las clases (la experiencia de cada profesor difícilmente la encontraremos en los libros de texto). La temática que se busca reforzar no se encuentra en su totalidad en estos apuntes. Como grandes temas que el alumno debe revisar podemos mencionar la nomenclatura química, la estequiometría (tanto de composición como de reacción), los tipos de reacciones químicas (especialmente aquellas que ocurren en solución), la historia de la teoría atómica y las relaciones existentes entre la estructura de los átomos (configuraciones electrónicas) y el ordenamiento periódico o tabla periódica. Todos estos temas, a excepción de la nomenclatura (que sí se trata en clase) se abordan en los diferentes capítulos de estos Apuntes. En la bibliografía se incluyen también páginas web muy interesantes que se sugiere visitar como un buen complemento de las clases y material de estudio. Finalmente, una sana recomendación a los estudiantes, especialmente de este curso de química: procuren esforzarse en entender los pocos conceptos que se vierten en cada capítulo antes de intentar resolver los problemas propuestos u otros. La bibliografía de la química general es muy rica en problemas, pero su resolución se ve facilitada con la comprensión de los conceptos básicos. Ello obliga a sistematizar el estudio, de la misma forma como se debe hacer con cualquier asignatura. Habrá que dedicar un tiempo diario (o al menos interdiario) para estudiar la asignatura. Estoy seguro que de esta manera su esfuerzo se verá recompensado. La química, como ciencia experimental, es apasionante. Dispondremos también de algunas pocas, pero interesantes (espero), horas de prácticas de laboratorio que nos permitan asomarnos a ese grandioso mundo experimental de la química. Página 1 de 150 Índice Universidad de Piura Química Básica Química Básica APUNTES DE CLASE – QB0 Índice Introducción 1 Índice 3 Capítulo 1. MATERIA Y ENERGÍA. 1.1. Introducción: la química en la vida diaria. 1.2. Clasificación de la materia. 1.3. Estados de la materia. 1.4. El método científico. 1.5. Mediciones: uso de unidades de medida. 1.6. Conversión de unidades. El método del factor unidad. 1.7. Cambios físicos y químicos. 1.8. Propiedades físicas y químicas. 1.9. Densidad y densidad relativa. 1.10. Calor y temperatura. 1.11. Materia y energía. 1.11.1. Ley de conservación de la materia. 1.11.2. Ley de conservación de la energía. 1.11.3. Ley de conservación de la materia y energía. 1.11.4. Transferencia de calor y medición del calor. EJERCICIOS PROPUESTOS. 7 7 9 10 11 11 14 15 15 16 17 17 18 18 18 18 19 Capítulo 2. ESTRUCTURA ATÓMICA Y ESPECTRO ELECTROMAGNÉTICO. 2.1. El atomismo y John Dalton. 2.2. La estructura del átomo. 2.2.1. El electrón. 2.2.2. Rayos X y radiactividad. 2.2.3. Protón y núcleo. 2.2.4. El neutrón. 2.2.5. Relaciones de masa de los átomos. a) Número atómico (Z). b) Número de masa Al). c) Masas atómicas. d) Masa molar y número de Avogadro. 2.3. Teoría cuántica y clasificación periódica. 2.3.1. Movimiento ondulatorio. 2.3.2. Radiación electromagnética. 2.3.3. Teoría cuántica de Planck. 2.3.4. El efecto fotoeléctrico. 2.3.5. Teoría de Böhr del átomo de hidrógeno. 2.3.6. Naturaleza dual del electrón. 2.3.7. Mecánica cuántica. 2.3.8. Los números cuánticos. a) Número cuántico principal (n). b) Número cuántico del momento angular o azimutal (l). c) Número cuántico magnético (m). 23 23 24 24 24 25 26 26 26 26 27 27 27 28 28 29 29 30 31 31 32 32 32 32 Página 3 de 150 Índice Universidad de Piura Química Básica Química Básica d) Número cuántico del spin (s). Orbitales atómicos. a) Orbitales s. b) Orbitales p. c) Orbitales d. d) Energía de los orbitales. 2.3.10. Configuración electrónica. a) Principio de exclusión de Pauli. b) Diamagnetismo y paramagnetismo. c) Efecto de apantallamiento. d) Regla de Hund. 2.3.11. Reglas generales para la asignación de electrones en los orbitales atómicos. 2.3.12. Principio de construcción progresiva (AUFBAU) y tabla periódica. 2.3.13. Electrones de valencia y valencia de un elemento. 2.3.14. Tamaño de átomos y iones. EJERCICIOS PROPUESTOS. 32 33 33 33 34 34 34 34 35 35 35 36 38 39 41 42 Capítulo 3. EL LENGUAJE DE LA QUÍMICA I. 3.1. Introducción. 3.2. Elementos y símbolos. 3.3. Fórmulas y compuestos. Átomos y moléculas. 3.4. Valencia y estados de oxidación. 3.5. Valencia y nomenclatura inorgánica. 3.5.1. Reglas básicas de la nomenclatura inorgánica. a) Formulación. b) Nomenclatura sistemática. c) Nomenclatura Stock. d) Nomenclatura tradicional. 3.5.2. Óxidos. a) Óxidos básicos. b) Óxidos ácidos (anhídridos). 3.5.3. Hidruros. 3.5.4. Hidruros de no metales. 3.5.5. Ácidos hidrácidos. 3.5.6. Ácidos oxácidos. 3.5.7. Sales de ácidos hidrácidos. 3.5.8. Sales de ácidos oxácidos. a) Sales neutras. b) Sales ácidas. 3.5.9. Peróxidos. 3.5.10. Compuestos iónicos como seudobinarios. 3.6. Reacciones químicas y ecuaciones químicas. 3.6.1. Información contenida en una ecuación química. 3.6.2. Tipos de reacciones químicas. a) Reacciones de combinación. b) Reacciones de descomposición. c) Reacciones de desplazamiento. d) Reacciones de doble desplazamiento o metátesis. e) Reacciones con formación de gases. f) Reacciones redox. 3.7. Balanceo de ecuaciones químicas. 3.7.1. Balanceo por simple inspección. 3.7.2. Balanceo por coeficientes indeterminados. 3.8. Reacciones que incluyen sustancias gaseosas. 3.9. Formas de representar las moléculas. EJERCICIOS PROPUESTOS. 43 43 43 44 45 46 46 46 47 47 47 48 48 48 49 49 49 50 51 51 51 52 52 52 53 54 54 54 55 55 55 55 55 56 56 56 56 58 58 2.3.9. Página 4 de 150 Índice Universidad de Piura Química Básica Química Básica Capítulo 4. EL LENGUAJE DE LA QUÍMICA II. 4.1. Introducción. 4.2. El concepto de mol y el peso fórmula. 4.3. Composición porcentual y fórmulas de compuestos. 4.4. Derivación de fórmulas a partir de la composición elemental y la masa molar. 4.5. Información cuantitativa a partir de ecuaciones químicas. 4.6. Algunas otras interpretaciones de las fórmulas químicas. 4.7. Pureza de las muestras. 4.8. El concepto de reactivo limitante. 4.9. Porcentaje de rendimiento a partir de reacciones químicas. 4.10. Reacciones secuenciales. EJERCICIOS PROPUESTOS. 61 61 61 63 64 65 67 68 69 71 71 73 Capítulo 5. SOLUCIONES. 5.1. Introducción. 5.2. Tipos de soluciones. 5.3. Formación de soluciones. 5.3.1. Solubilidad en agua. 5.3.2. Tipos de solutos. 5.3.3. Reglas de solubilidad para sales. 5.4. Reacciones en solución acuosa. 5.4.1. Reacciones de precipitación. 5.4.2. Reacciones ácido-base. 5.4.3. Reacciones redox. a) Números de oxidación (o índices de oxidación). b) Introducción a las reacciones de oxidación-reducción 5.4.4. Reacciones de desplazamiento. 5.5. Cuantificación de las reacciones en solución. 5.5.1. Concentración de soluciones. a) Porcentaje en masa. b) Molaridad. 5.5.2. Dilución de soluciones. 5.6. Uso de soluciones en reacciones químicas. 5.7. Valoraciones. EJERCICIOS PROPUESTOS. 77 77 77 78 78 79 80 80 81 81 83 83 83 85 86 86 86 87 87 88 89 90 Capítulo 6. QUÍMICA ORGÁNICA. 6.1. Introducción. 6.2. Formas alotrópicas del carbono. 6.3. Características e importancia del carbono. 6.4. Representación de moléculas orgánicas. Tipos de fórmulas. 6.5. Resumen de las características del carbono y de los compuestos orgánicos. 6.6. Isomería. 6.7. Hidrocarburos. Tipos y propiedades. 6.7.1. Hidrocarburos saturados. a) Alcanos. b) Cicloalcanos. 6.7.2. Hidrocarburos insaturados. a) Alquenos. b) Cicloalquenos. c) Alquinos. 6.7.3. Hidrocarburos aromáticos o bencénicos. 6.8. El petróleo y sus derivados. 6.9. La industria petroquímica. 6.10. Nomenclatura de la química orgánica. 95 95 96 97 97 98 98 99 100 100 101 101 101 101 101 101 102 104 105 Página 5 de 150 Índice Universidad de Piura Química Básica Química Básica 6.10.1. Alcanos lineales. 6.10.2. Radicales alquilo. 6.10.3. Alcanos ramificados. a) Posición y nombre de las cadenas laterales. b) Nombres triviales de alcanos ramificados. c) Numeración de la cadena principal. d) Más de dos sustituyentes en la cadena. e) Radicales ramificados. f) Nombres triviales de radicales ramificados. g) Cadenas laterales: orden alfabético. h) Sustituyentes en posiciones equivalentes. i) Prefijos multiplicativos: di, tri,... j) Cadenas de igual longitud. 6.11. Grupos funcionales. 6.11.1. Funciones hidrogenadas. 6.11.2. Funciones oxigenadas. a) Alcoholes. b) Éteres. c) Aldehídos. d) Cetonas. e) Ácidos carboxílicos. 6.12. Clases fundamentales de reacciones orgánicas. 6.12.1. Reacciones de sustitución. 6.12.2. Reacciones de adición. 6.12.3. Reacciones de eliminación. 6.12.4. Reacciones de polimerización. a) Polimerización por adición. b) Polimerización por condensación. 6.12.5. Otras reacciones de interés industrial. 6.13. Macromoléculas. EJERCICIOS PROPUESTOS. 105 106 106 106 106 106 106 107 107 107 108 108 108 108 109 109 109 111 111 111 111 111 112 112 113 113 114 114 116 117 118 Bibliografía y enlaces de interés. 121 Solución de ejercicios propuestos 123 Página 6 de 150 Índice INGENIERÍA Química Básica 2021 APUNTES DE CLASE - QB0 Capítulo 1: MATERIA Y ENERGÍA 1.1. Introducción: la química en la vida diaria El desarrollo de una sociedad se mide de alguna manera por la cantidad de productos industriales que se producen y consumen. En nuestro país importamos muchos productos industriales, muchas veces obtenidos a partir de las materias primas que exportamos. La riqueza de nuestro país tendrá una mayor repercusión en el bienestar de nuestra sociedad en la medida que consigamos generar un (mayor) valor agregado a nuestras materias primas. En esa tarea, la química debe jugar un rol fundamental en las próximas décadas, a pesar de tratarse de una asignatura o materia “poco atractiva” para los estudiantes de secundaria, e incluso aquellos universitarios de carreras de ciencias e ingenieriles. Generalmente esta poca afinidad tiene entre sus causas la necesidad de la química de manejarse con un lenguaje particular a través de símbolos y fórmulas (nomenclatura química) cuyo desconocimiento o mal aprendizaje dificulta avanzar en estudio de la química. Miles de interrogantes prácticas son estudiadas y resueltas por los químicos y la química: • ¿Cómo podemos modificar una droga útil para mejorar su efectividad minimizando cualquier efecto colateral peligroso o nocivo? (farmacología y medicina). • ¿Cómo podemos desarrollar mejores materiales para ser utilizados en órganos sintéticos para cirugías de reemplazo? (cirugía y materiales de construcción). • ¿Qué sustancias pueden ayudarnos a evitar el rechazo de tejidos en el trasplante de órganos? (medicina y cirugía). • ¿Qué mejoras en fertilizantes y pesticidas pueden incrementar los rendimientos agrícolas? ¿Cómo puede conseguirse esto con el mínimo impacto ambiental posible? (agricultura y medioambiente). • ¿Cómo podemos conseguir el máximo trabajo a partir de un combustible minimizando las emisiones peligrosas? (combustibles, energía y medioambiente). • ¿Qué supone realmente la mayor amenaza ambiental, la combustión de los combustibles fósiles y su contribución resultante al efecto invernadero y al cambio climático, o el uso de la energía nuclear y los problemas relativos a la radiación y disposición de residuos radiactivos? (energía y cuidado del medioambiente). • ¿Cómo podemos desarrollar materiales apropiados para las industrias de semiconductores y microelectrónica? ¿Podemos desarrollar una batería que sea más barata, más ligera, y que proporcione más energía? (electrónica, microelectrónica y energía). • ¿Qué cambios en los materiales estructurales ayudarían a hacer las aeronaves más ligeras y más económicas, y al mismo tiempo más fuertes y más seguras? (industria aeronáutica). Página 7 de 150 Capítulo 1: MATERIA Y ENERGÍA Universidad de Piura • • • Química Básica Química Básica ¿Qué relación hay entre las sustancias que comemos, bebemos o respiramos y la posibilidad de desarrollar cáncer? ¿Cómo podemos desarrollar sustancias que sean efectivas para matar las células cancerosas preferentemente, preservando las células normales? (medicina). ¿Cómo podemos producir económicamente agua fresca a partir de agua de mar para irrigación y consumo? (abastecimiento de agua). ¿Cómo podemos atenuar las reacciones no deseadas, como la corrosión de los metales, mientras incrementamos aquellas favorables como las que conducen al incremento de los productos alimenticios? (industria alimentaria). En términos generales podemos definir la química como: Ciencia que describe la materia, sus propiedades químicas y físicas, los cambios químicos y físicos que sufre y las variaciones de energía que acompañan a estos procesos. Una mirada a nuestro alrededor nos permite descubrir que todos los objetos que nos rodean (materia) guardarían menos incógnitas si conociéramos y entendiéramos sus propiedades a la luz de los procesos (cambios) que han llevado a su obtención, en la mayoría de los cuales se ha utilizado combustibles como fuente de energía. La química se apoya en las bases de la matemática y la física y es, junto con ellas, una ciencia básica no sólo para la ingeniería sino también (junto con la biología) para la medicina y las ciencias de la vida. Las ramas de la química son: a) química orgánica: de los compuestos de carbono e hidrógeno, básicamente b) química inorgánica: de las sustancias que no contienen carbono c) química analítica: trata de la detección, identificación y cuantificación de sustancias presentes en una muestra, según lo cual será cualitativa (detección e identificación) o cuantitativa (cuantificación) d) fisicoquímica: aplica las teorías matemáticas y los métodos de la física a las propiedades de la materia, así como a los procesos químicos y a los cambios de energía que los acompañan e) Bioquímica: estudia la química de los procesos en los organismos vivos. En un curso universitario de química general se trata de dar sólo un "vistazo" general a algunos aspectos de las ramas de la química antes descritas. Uno de los objetivos del estudio de la química es que los estudiantes consigan relacionar aquello que observan en el mundo macroscópico (aquello que percibimos con los sentidos) con el nivel microscópico, es decir, con lo que ocurre a nivel de moléculas y átomos. Por ejemplo, que cuando vean unos clavos oxidados (figura 1.1) lo relacionen con la combinación de los átomos de hierro (Fe) con otros átomos o moléculas (O2) que dan lugar a los productos de corrosión, como el óxido férrico (Fe2O3), entre otros. O2 Fe Fe2O3 Figura 1.1. Visión microscópica de la oxidación de un clavo Página 8 de 150 Capítulo 1: MATERIA Y ENERGÍA Universidad de Piura Química Básica Química Básica El aprendizaje de la química es secuencial; es decir, la comprensión de los temas más avanzados se facilita con el estudio y comprensión de los temas básicos. Es por ello muy recomendable asistir a todas las clases y esforzarse en entender los aspectos teóricos esenciales y/o definiciones (que no serán muchas) antes, incluso, de proceder siquiera a intentar resolver algún problema. La resolución de problemas debe ser posterior al estudio concienzudo de la teoría. Sólo así contribuirán a afianzar los conocimientos de química. Caso contrario corremos el peligro sólo de "entrenarnos" en la resolución de problemas, pero no de aprender química como ciencia. En los presentes apuntes se incluyen algunos problemas resueltos que ayudan a este fin. 1.2. Clasificación de la materia En la naturaleza encontramos la materia de dos formas: homogénea y heterogénea. La materia homogénea es aquella que tiene las mismas propiedades en toda su extensión; en términos prácticos, en la materia homogénea no se aprecian sus diversos componentes, aún cuando haya varios, cosa que sí ocurre con la materia heterogénea, en la cual se aprecian los distintos componentes y cada uno conserva sus propiedades. Una sustancia pura (elemento o compuesto 1) es un material homogéneo de composición química definida y propiedades distintivas o particulares (por ejemplo, oxígeno puro o agua pura), mientras que las mezclas (unión de dos o más sustancias con composición química variable) pueden ser homogéneas (en cuyo caso hablamos de soluciones) o heterogéneas (en cuyo caso hablamos propiamente de mezclas). El vino, la cerveza y el aire son ejemplos de mezclas homogéneas o soluciones, mientras que las mezclas de agua y aceite, sal y arena, y el smog son ejemplos de mezclas propiamente dichas. Por otro lado, las mezclas pueden separarse en sus componentes por medios físicos, como filtración (separación de un sólido de un líquido), decantación (separación de líquidos o sólidos de líquidos aprovechando la diferencia de densidades de los componentes), destilación (separación de dos líquidos de diferente volatilidad por evaporación), tamizado (separación de sólidos aprovechando su diferente tamaño de partícula), etc. En la figura 1.2 puede verse un esquema de estas separaciones. Figura 1.2. Métodos de separación de mezclas. 1 Un elemento está constituido de átomos o moléculas idénticos, mientras que un compuesto está formado por dos o más tipos diferentes de átomos o iones (según sea un compuesto molecular o iónico). Página 9 de 150 Capítulo 1: MATERIA Y ENERGÍA Universidad de Piura Química Básica Química Básica Las sustancias puras (elementos y compuestos) no pueden separarse en sus componentes por medios físicos, sino por medios químicos. Así, para separar el agua (H2O) en hidrógeno (H2) y oxígeno (O2) se necesita la electrólisis (proceso electroquímico); y para recuperar los metales de sus minerales (óxidos, sulfatos, etc.) se requiere una reducción, que es también un proceso electroquímico. Las moléculas, átomos y iones (estos últimos en compuestos iónicos) son los constituyentes últimos de la materia. Los encontramos tanto en elementos (Fe, Au, Cl2, O2, O3, etc.) como en compuestos (H2O, Fe2O3, C6H12O11, NaCl, KOH, etc.). En la figura 1.3 puede verse un esquema de la clasificación de la materia. 1.3. Estados de la materia La materia existe en tres estados físicos o estados de agregación: sólido, líquido y gaseoso. El estado de una sustancia depende de sus variables de estado: presión (P), volumen (V) y temperatura (T) para una sustancia pura. Para una mezcla hay que considerar adicionalmente la composición (X) o la cantidad relativa de los componentes de la mezcla. Dado que en la tierra la presión ambiental varía en un rango pequeño, la temperatura será más determinante en el estado natural de una sustancia. Así, estamos familiarizados con el hielo (sólido) a bajas temperaturas (< 0 ºC), el agua (líquido) a temperatura ambiente y el vapor de agua (gas) a altas temperaturas (> 100 ºC). MATERIA Homogénea Heterogénea Soluciones varias Mezclas Sustancias puras Se pueden separar por medios químicos una Se pueden separar por medios físicos Compuestos Elementos Iones Moléculas Moléculas Átomos con carga Átomos Átomos Átomos Figura 1.3. Esquema de la clasificación de la materia. La misma sustancia (agua = H2O) puede existir en diferente estado físico dependiendo de la temperatura. Incluso, pueden coexistir dos o más formas físicas o estados de agregación (por ejemplo, en los cambios de fase). Los sólidos son rígidos y tienen forma definida. Pueden ser cristalinos (sus partículas ocupan posiciones definidas en el espacio ocupado por la estructura cristalina) y amorfos (sus partículas no ocupan posiciones definidas). Las partículas de los líquidos están confinadas a un volumen determinado; fluyen y adoptan la forma del recipiente que los contiene. Son difíciles de comprimir (incompresibles). Página 10 de 150 Capítulo 1: MATERIA Y ENERGÍA Universidad de Piura Química Básica Química Básica Los gases son menos densos. Ocupan todo el recipiente disponible. Son fácilmente compresibles. Para que una misma sustancia exista en distintos estados de agregación tan diversos sin que se altere su constitución última (átomos y moléculas) se requiere una variación sólo en la configuración o arreglo atómico o molecular. Este arreglo depende básicamente de la temperatura. Cuando la temperatura es menor los átomos y moléculas están muy juntos y tienen poca movilidad, ocupando posiciones fijas en el espacio. Conforme se incrementa la temperatura las moléculas van adquiriendo mayor energía que se traduce (en parte) en un mayor movimiento. En el estado líquido las moléculas y átomos podrán desplazarse haciendo que el conjunto pierda rigidez, pasando del estado sólido al líquido. Si la temperatura sigue aumentando, las moléculas y átomos del líquido adquieren tal energía que abandonan el líquido (evaporan), adquiriendo el movimiento caótico que caracteriza a los gases. En la figura 1.4 pueden verse los cambios de estados de agregación del agua, así como los valores de energía asociados a dichos cambios. Figura 1.4. Cambios en los estados de agregación del agua 1.4. El método científico Es un enfoque sistemático para la investigación que permite ordenar el conocimiento. Es aplicable a todas las ciencias, incluidas las sociales. El método científico se inicia con la observación de un fenómeno (natural o no) y la definición del problema a estudiar. A continuación, se repite el fenómeno (experimentación) con el fin de observar y, de ser posible, medir variables o magnitudes que permitan generalizar el comportamiento observado. Se deberá, por tanto, llevar un registro ordenado y cuidadoso de las observaciones y/o medidas realizadas. Con los datos, el científico formula una hipótesis, que es una interpretación tentativa de los hechos observados. Luego se diseñan experimentos adicionales para verificar la validez de la hipótesis en tantas formas como sea posible, y el proceso se inicia de nuevo. Después de recopilar una buena cantidad de datos es aconsejable resumir dicha información bajo la forma de una ley: enunciado conciso, verbal o matemático, de una relación entre fenómenos, que es siempre la misma bajo las mismas condiciones. Por ejemplo, la segunda ley del movimiento (Newton) dice que Fuerza = masa*aceleración (F = m*a). Las hipótesis que resisten muchas pruebas experimentales de verificación pueden convertirse en teorías, entendiendo por teoría un principio unificador que explica un conjunto de hechos o las leyes basadas en esos hechos. Las teorías también se someten a verificaciones. Si un solo hecho experimental las refuta, deben ser cambiadas para adaptarse a las observaciones experimentales. Esta verificación puede tardar hasta siglos (se requirieron más de 2000 años para concretar la teoría atómica propuesta por Demócrito el siglo V a.C.). 1.5. Mediciones: uso de unidades de medida La química es una ciencia experimental, por tanto, aplica el método científico. Por tal motivo, continuamente se realizan medidas experimentales que deben expresarse correctamente; es Página 11 de 150 Capítulo 1: MATERIA Y ENERGÍA Universidad de Piura Química Básica Química Básica decir, a través de una cifra que representa la magnitud de la variable medida y las respectivas unidades. A lo largo de la historia, y aún en la actualidad se utilizan varios sistemas de unidades en paralelo. No será raro encontrarnos en muchas fábricas peruanas equipos con manómetros que miden la presión en bares, atmósferas, mm de Hg, Pascales, kg/cm2; lb/pulg2 o psi, etc. Todas ellas corresponden a unidades de diferentes sistemas, lo que nos obliga a estar al tanto de las equivalencias entre ellas. Resulta lógico pensar que haya que unificar las unidades para que las observaciones y sus correspondientes medidas sean comparables. De hecho, desde 1960 la Conferencia General de Pesas y Medidas oficializó el uso del Sistema Internacional de Unidades ó SI, que consta de las 7 unidades básicas mostradas en la tabla I.1. Ponga atención a los símbolos de aquellas magnitudes y esfuércese en usarlas correctamente. Tabla I.1. Las siete unidades fundamentales de medida (SI) Magnitud Nombre de la unidad SI básica Longitud metro Masa kilogramo Tiempo segundo Intensidad de corriente amperio eléctrica Temperatura termodinámica kelvin Cantidad de sustancia mol Intensidad luminosa candela Símbolo m kg s A K mol cd Por supuesto existen también unidades derivadas de estas unidades fundamentales, como puede verse en las tablas I.2 y I.3. En esta última se incluyen las respectivas dimensiones; es decir, las magnitudes fundamentales que dan lugar a esas unidades derivadas Tabla I.2. Algunas unidades derivadas y sus símbolos. Magnitud Nombre de la unidad SI derivada Superficie metro cuadrado Volumen metro cúbico Velocidad metro por segundo Aceleración metro por segundo al cuadrado Densidad kilogramo por metro cúbico Densidad de corriente amperio por metro cuadrado Fuerza de campo magnético amperio por metro Volumen específico metro cúbico por kilogramo Luminancia candela por metro cuadrado Símbolo 2 m 3 m m/s 2 m/s 3 kg/m 2 A/m A/m 3 m /kg 2 cd/m Tabla I.3. Algunas unidades derivadas, sus símbolos y dimensiones. Magnitud Nombre Símbolo Dimensiones -1 Ángulo plano radián rad m·m = 1 Ángulo sólido estereorradián sr Frecuencia Fuerza hercio Hz m ·m = 1 1/s newton N kg·m/s Presión, tensión mecánica pascal Pa N/m Energía, trabajo, cantidad de calor julio J N·m Página 12 de 150 2 -2 2 2 Capítulo 1: MATERIA Y ENERGÍA Universidad de Piura Química Básica Química Básica Magnitud Potencia Cantidad de electricidad Potencial eléctrico, diferencia de potencial, tensión eléctrica y fuerza electromotriz Capacidad eléctrica Resistencia eléctrica Conductancia eléctrica Flujo magnético, flujo de inducción magnética Densidad de flujo magnético, inducción magnética Inductancia Temperatura Celsius Flujo luminoso Iluminancia Actividad (radiaciones ionizantes) Dosis absorbida Dosis equivalente Nombre vatio culombio Símbolo W C Dimensiones J/s A·s voltio V J/C faradio F C/V Ohmio Ω V/A Siemens S 1/Ω Weber Wb V·s Tesla T Wb/m Henrio Grado Celsius Lumen H ºC lm Wb/A 1 ºC = 1 K cd·sr Lux lx Becquerel Gray Sievert Bq Gy Sv lm/m 1/s J/kg J/kg 2 2 La unidad básica de masa en el SI es el kilogramo, definido hasta mayo de 2019 como la masa de un cilindro de platino e iridio guardado en Sevres, cerca de París, Francia (ver figura 1.5). En el sistema métrico la unidad de masa es el gramo. Hoy se define en función de la constante de Planck (h). La unidad básica de longitud es el metro, definido modernamente como la distancia que recorre la luz en el vacío en 1/299 792 468 s. Para las medidas de volumen se usa el litro (L ó l), que equivale a 1 dm3 (1 m3 = 1000 dm3 = 1000 L). También es de uso frecuente el mililitro (mL), que viene a ser la milésima parte de 1 L (1 L = 1000 mL). Para los múltiplos y submúltiplos de las unidades fundamentales se usan prefijos, los cuales pueden agregarse a la mayoría de las unidades métricas para aumentar o disminuir su cuantía. P. ej., un kilómetro es igual a 1000 metros (1 km = 1000 m). En la tabla I.4 puede verse algunos prefijos. Figura 1.5. Kilogramo patrón hasta mayo de 2019. En la figura 1.6 pueden verse algunos instrumentos utilizados para realizar mediciones en química. Tabla I.4. Algunos prefijos de uso común. Prefijo Símbolo Aumento o disminución de la unidad exa E 1 000 000 000 000 000 000 (un trillón) peta P 1 000 000 000 000 000 (mil billones) tera T 1 000 000 000 000 (un billón) giga G 1 000 000 000 (mil millones, un millardo) mega M 1 000 000 (un millón) kilo k 1000 (un millar, mil) Página 13 de 150 Capítulo 1: MATERIA Y ENERGÍA Universidad de Piura Prefijo hecto deca deci centi mili micro nano pico femto atto Química Básica Química Básica Símbolo h da d c m µ n p f a Aumento o disminución de la unidad 100 (un centenar, cien) 10 (una decena, diez) 0,1 (un décimo) 0,01 (un centésimo) 0,001 (un milésimo) 0,000001 (un millonésimo) 0,000000001 (un milmillonésimo) 0,000000000001 (un billonésimo) 0,000000000000001 (un milbillonésimo) 0,000000000000000001 (un trillonésimo) Figura 1.6. Algunos instrumentos de medida usados en química. 1.6. Conversión de unidades. El método del factor unidad. Ya se ha mencionado la necesidad de conocer distintas unidades en distintos sistemas, a pesar de la tendencia al uso de un sistema unificado (SI). Se hace, por tanto, necesario saber interconvertir unas unidades en otras, así como usar correctamente los números (la notación científica se hace necesaria para expresar números muy grandes o muy pequeños; p. ej. 1 mol de una sustancia pura contiene un número de Avogadro: 6,02 x 10-23 átomos, moléculas o iones, según se trate de un elemento o un compuesto, que puede ser molecular o iónico). En nuestro medio encontraremos con frecuencia libras, pies, pulgadas, psi, etc., unidades del sistema inglés que deberíamos manejar con cierta holgura en el sistema internacional. Lo mismo ocurre para las unidades de temperatura: frecuentemente nos encontraremos con aparatos que nos dan lecturas en ºF (grados Fahrenheit) y no en los ºC (grados centígrados o Celsius). En la resolución de problemas de química es importante utilizar correctamente las herramientas matemáticas disponibles. Entre ellas hay una que es particularmente útil sobre todo cuando se trata de convertir unidades. Es el llamado factor unidad, análisis dimensional, método del factor-rótulo o método del factor unidad, el cual se basa en la existencia del element neutron para multiplicación y division (todo número multiplicado o dividido por 1 da el mismo número). que: Si representamos convenientemente la unidad (1) nos puede ser muy útil. P. ej.: se sabe 1 pie = 12 pulgadas Si dividimos ambos miembros de esta igualdad por 1 pie, nos queda: (1 pie/1pie) = 1 = 12 pulgadas/1 pie o bien: 1 = 12 pulgadas/pie. Página 14 de 150 Capítulo 1: MATERIA Y ENERGÍA Universidad de Piura Química Básica Química Básica Esta última expresión es un factor unidad, que podemos usar para convertir pulgadas en pies o viceversa. Los factores unidad son útiles para interconvertir unidades. Ejemplo 1.1. ¿Cuántos metros cúbicos y cuántos litros tiene un barril de petróleo? Datos: 1 barril = 42 galones USA; 1 galón USA = 3,785 L; 1 m3 = 1000 L Solución: 1 barril * 42 1 barril * 42 galones barril galones barril * 3,785 * 3,785 L galón = 158,97 L. 1 m3 = 0,159 m3. galón 1000 L L * 1.7. Cambios físicos y químicos En cualquier cambio químico, p. ej. la reacción entre hidrógeno y oxígeno para producir agua líquida: 1) se usa una o más sustancias (al menos parcialmente); 2) se forma una o más sustancias nuevas; y 3) se absorbe o libera energía (en el ejemplo de formación de agua se libera energía). En un cambio físico, p. ej. la fusión del hielo mediante la adición de calor para obtener agua líquida: 1) ocurre sin cambio en la composición; 2) se absorbe o libera energía (en este ejemplo se absorbe calor). 1.8. Propiedades físicas y químicas Propiedades químicas: propiedades exhibidas por los materiales cuando sufren cambios en su composición. Ej.: el magnesio puede combinarse con el oxígeno para formar óxido de magnesio: Mg(s) + ½ O2(g) MgO(s). Propiedades físicas: propiedades que pueden ser observadas sin cambio de la composición. P. ej. color, densidad, dureza, punto de fusión, etc. En la tabla I.5 pueden verse algunas propiedades físicas del agua pura (préstese especial atención a las unidades; algunos valores importantes de uso frecuente en ingeniería deben memorizarse). Cada sustancia tiene propiedades particulares; es un error común de los estudiantes asignar las propiedades del agua a otras sustancias. Las propiedades físicas y químicas pueden ser extensivas cuando dependen de la cantidad de materia (masa, volumen, etc.) e intensivas cuando no dependen de la cantidad de materia (densidad, color, temperatura, etc.). Tabla I.5. Algunas propiedades físicas del agua Propiedad (unidades) Punto de fusión a 1 atmósfera de presión (°C) Punto de ebullición a 1 atmósfera de presión (°C) Densidad a 0 °C (hielo) (g/mL) Densidad a 0 °C (agua líquida) (g/mL) Densidad a 4 °C (g/mL) Densidad a 20 °C (g/mL) Punto triple (a 4,58 mm de Hg de presión) (°C) Página 15 de 150 Valor 0 100 0,9168 0,9998 1,0000 0,99823 0,0075 Capítulo 1: MATERIA Y ENERGÍA Universidad de Piura Química Básica Química Básica Propiedad (unidades) Calor específico del hielo (cal/g °C) Calor específico del agua (cal/g °C) Calor específico del vapor (a 1 atmósfera de presión) (cal/g °C) Calor de fusión (0 °C) (cal/g) Calor de vaporización (o evaporación) (cal/g) Índice de refracción a 20 °C Temperatura crítica (°C) Presión crítica (atmósferas) Valor 0,487 1,000 0,462 79,67 539,55 1,3333 374,2 218,5 1.9. Densidad y densidad relativa La densidad se define matemáticamente como masa por unidad de volumen: ρ = m/V. En el SI le corresponden las unidades de kg/m3, aunque también se usan g/cm3 o g/mL para líquidos y sólidos o g/L para gases. Se llama densidad relativa a la relación entre la densidad de una sustancia y la densidad del agua, a la misma temperatura: ρ r = ρ sus tan cia . Por tratarse de una relación de densidades, la ρ agua densidad relativa no tiene unidades. Debemos tener una idea de las densidades de diferentes sustancias de uso en ingeniería. Destaca, por su importancia en muchos cálculos, la densidad del agua: ρagua = 1,000 g/mL (máxima) a 3,98 ºC. En la tabla I.6 puede verse la densidad de varias sustancias comunes. Tabla I.6. Densidad de algunas sustancias comunes. Densidad Densidad en 3 en kg/m g/cm3 Aire 1,3 0,0013 Dióxido de carbono 1,8 0,0018 Butano 2,6 0,0026 Gasolina 680 0,68 Madera 900 0,9 Aceite 920 0,92 Agua 1000 1 Acero 7800 7,8 Plomo 11300 11,3 Mercurio 13600 13,6 Oro 19300 19,30 Ejemplo 1.2. Calcule la densidad relativa de la sal de mesa sabiendo que su densidad es 2,16 g/mL. Calcule también su densidad en lb/pie3. Datos: 1 lb = 453,6 g; ρagua = 1 g/mL ρ Solución: ρr = sustancia = ρ agua ρsal = 2,16 g mL * g mL g 1 mL 2,16 1 lb 453,6 g = 2,16 (¡¡Sin unidades!!) * �2,54 cm pu lg 3 � * �12 pu lg pie 3 � = 134,84 lb pie3 Ejemplo 1.3. El ácido de las baterías es ácido sulfúrico, H2SO4, del 40% en masa. Su densidad relativa es 1,31. Calcule la masa de ácido sulfúrico puro que hay en 100 mL de ácido de batería. Sol. 52,4 g Página 16 de 150 Capítulo 1: MATERIA Y ENERGÍA Universidad de Piura Química Básica Química Básica 1.10. Calor y temperatura Sabemos que el calor es una forma de energía, y que en los procesos naturales se transfiere (absorbe o produce) calor. Es por ello importante poder medir la intensidad de calor: ¿cómo se hace? Se usa la temperatura, ya que esta mide la intensidad de calor. El calor es una forma de energía que siempre fluye espontáneamente del cuerpo más caliente hacia el más frío. Nunca al revés. El instrumento utilizado para medir temperaturas es el termómetro. El más común es el termómetro de mercurio. Se conocen tres escalas de temperatura: Celsius o centígrada (ºC), Fahrenheit (ºF) y Kelvin. (K). Todas ellas usan como referencias el punto de congelación (fusión) y el punto de ebullición normales (a p = 1 atm) del agua pura, las cuales se incluyen en la tabla I.7. Tabla I.7. Valores de referencia en las tres escalas de temperatura. Escala Centígrada Fahrenheit Kelvin Referencia Punto de congelación del agua 0 °C 32 °F 273,16 K pura Punto de ebullición del agua 100 °C 212 °F 373,16 K pura J O O En las escalas Celsius y Kelvin hay 100 grados entre ambas referencias, lo cual significa que 1 ºC = 1 K. Por este mismo motivo, un cambio de temperatura (∆T) es exactamente el mismo en estas escalas, cosa que no sucede con la escala Fahrenheit (recordar que 1 ºF < 1 ºC = 1 K). Con estos valores referenciales (tabla I.7), se pueden deducir las fórmulas de conversión de temperaturas: TºF = 1,8 TºC + 32 TºC = (TºF − 32) 1,8 TK = TºC + 273,16 Ejemplo 1.4. Cuando la temperatura es 426 K, ¿cuál es la temperatura Fahrenheit? Solución: 426 K = (426 – 273,16) ºC = 152,84 ºC; TºF = 1,8 * TºC + 32 = 1,8 * 152,84 + 32 = 307,11 ºF 1.11. Materia y energía Por materia entendemos todo aquello que tiene masa y ocupa un espacio en el universo (masa = cantidad de materia en una muestra de cualquier material). Cuanta mayor masa posee un cuerpo, mayor fuerza se necesita para moverlo (F = m*a). La energía se define como la capacidad para realizar trabajo o transferir calor. Se conocen varias formas de energía: mecánica, luminosa, eléctrica, calorífica, etc., aunque hay dos tipos principales de energía: cinética (de movimiento) y potencial (de posición, condición o composición). ¿Por qué nos interesa la energía cuando estudiamos química? Todos los procesos (incluidos los químicos) se producen con transferencia de energía (generalmente calorífica o calor). Si un cambio (físico o químico) desprende o libera calor (p. ej. la combustión de la gasolina en el motor de un automóvil) se le llama proceso exotérmico; si por el contrario lo absorbe (p. ej. la fusión de la chatarra en un horno alto para producir acero, o la cocción de los ladrillos de construcción en un horno, o la energía necesaria para cocinar, que extraemos de la combustión del gas doméstico) se le denomina proceso endotérmico. Página 17 de 150 Capítulo 1: MATERIA Y ENERGÍA Universidad de Piura Química Básica Química Básica 1.11.1. Ley de conservación de la materia No hay cambio observable en la cantidad de materia durante una reacción química o una transformación física. J O O Una reacción nuclear no es una reacción química. 1.11.2. Ley de conservación de la energía La energía no puede crearse ni destruirse en una reacción química o proceso químico. Sólo puede convertirse de una forma a otra. En las reacciones exotérmicas (que liberan calor) habitualmente (no siempre es así) la energía química se convierte en energía calorífica. En las reacciones endotérmicas (absorben energía) la energía (calorífica, luminosa o eléctrica) se convierte en energía química. 1.11.3. Ley de conservación de la materia y energía La cantidad combinada de materia y energía en el universo es fija. Materia y energía pueden interconvertirse. Lo demostró Einstein hacia 1940: E = = mc2. 1.11.4. Transferencia de calor y medición del calor El calor transferido en procesos (físicos o químicos) se mide en julios (joules) o calorías. En el SI: 1 joule (J) = 1 kgm2/s2. El calor necesario para calentar 1 g de agua de 14,5 ºC a 15,5 ºC es 1 caloría = 4,184 joules. Antiguamente se utilizaba (sobre todo para medir el poder energético de los alimentos) la “caloría grande” = 1 kcaloría = 1000 calorías. Llamamos capacidad calorífica (C) de una sustancia a la cantidad de calor necesario para elevar su temperatura 1 ºC (unidades SI: J/ºC), sin que haya cambio de fase. La capacidad calorífica por unidad de masa se llama calor específico (c) (unidades SI: J/g ºC), el cual es una propiedad física de las sustancias y es diferente en cada estado de agregación. En consecuencia: C = m * c. El calor específico se usa en el cálculo del calor necesario para proporcionar un incremento de temperatura (calor sensible, qs). Cuando hay cambios de fase, es necesario tener en cuenta, adicionalmente, el calor latente (ql) o calor asociado al cambio de fase. Así: q = m * c * ∆T, donde q es el calor, m la masa, c el calor específico y ∆T la variación o cambio de temperatura; y ql = m * λ, donde m es la masa y λ el calor latente de cambio de fase. Ejemplo 1.5. ¿Cuánto calor en Joules se necesita para elevar la temperatura de 1 L de agua desde temperatura ambiente hasta su punto de ebullición? Solución: Tamb = 25 ºC; Tb = 100 ºC; ∆T = (100 – 25) = 75 ºC 1 L = 1dm3 = 1000 cm3; densidad del agua: 1 g/cm3 1 L de agua pesa 1000 g Calor necesario = q = m*c*∆T = (1000 g) * (4,18 J/g ºC) * (75 ºC) = 313500 J = 313,5 kJ Ejemplo 1.6. ¿Calcule el calor necesario para calentar 2,5 kg de hielo desde -20 ºC hasta vapor recalentado a 130 ºC? Página 18 de 150 Capítulo 1: MATERIA Y ENERGÍA Universidad de Piura Química Básica Química Básica Vapor T (ºC) 130 Calor sensible qs = m*cvapor*∆T 100 Agua Solución: En la figura adjunta se esquematiza el calentamiento (temperatura vs. tiempo), así como los términos de calor involucrados, de modo que el calor total será: qT = qs (para calentar el hielo desde -20 hasta 0 ºC) + ql (para fundir el hielo a 0 ºC) + qs (para calentar el agua desde 0 hasta 100 ºC) + ql (para evaporar el agua a 100 ºC) + qs (para calentar el vapor desde 100 hasta 130 ºC). Tomando los valores de la tabla I.2 y convirtiéndolos a Joules: Calor latente ql = m*λvaporización Calor latente ql = m*λfusión Calor sensible qs = m*cagua*∆T Hielo Calor necesario = qT = m * chielo * ∆T + m * λfusión 0 + m * cagua * ∆T + m * λvaporización + m * cvapor * ∆T = t (min) Calor sensible = (2500 g) * (0,487 cal/g ºC) * (4,18 J/cal) * [0 – qs = m*chielo*∆T - (-20)] + (2500 g) * (79,67 cal/g) * (4,18 J/cal) + -20 + (2500 g) * (1 cal/g ºC) * (4,18 J/cal) * (100 – - 0 ºC) + (2500 g) * (539,55 cal/g) * (4,18 J/cal) + (2500 g) * (0,462 cal/g ºC) * (4,18 J/cal) * (130 ºC – 100 ºC) = (101783 + 832552 + 1045000 + 5638298 + 144837) J = 7762470 J = 7762,5 kJ. Obsérvese la contribución de cada término de calor. El calor de vaporización representa más del 70 % del calor total en este proceso. EJERCICIOS PROPUESTOS GLOSARIO: procura definir los siguientes términos: Calor Capacidad calorífica Elemento Energía potencial Julio Calor específico Compuesto Endotérmico Exotérmico Ley científica Ley de la conservación Masa de la materia y la energía Mezcla heterogénea Mezcla homogénea Propiedades Propiedades extensivas Sustancia Temperatura Caloría Cambio químico Densidad Densidad relativa Energía Energía cinética Factor unidad Hipótesis Ley de la conservación Ley de la de la energía conservación de la materia Materia Mezcla Peso Propiedades intensivas Teoría Proceso físico Símbolo PROBLEMAS 1. ¿Cuáles de las siguientes son propiedades físicas y cuáles propiedades químicas?: (a) El sodio metálico es lo suficientemente blando como para cortarlo con un cuchillo; (b) cuando el sodio metálico se corta, la superficie al principio es brillante, pero al cabo de unos segundos de exposición al aire se vuelve gris mate; (c) la densidad del sodio es 0,97 g/mL; (d) el corcho flota en agua; (e) cuando el sodio entra en contacto con el agua, se funde, desprende un gas inflamable y eventualmente desaparece todo. 2. ¿Cuáles de las siguientes son propiedades extensivas y cuáles propiedades intensivas?: (a) Densidad; (b) punto de fusión; (c) volumen; (d) masa; (e) capacidad para conducir la electricidad; (f) temperatura. Página 19 de 150 Capítulo 1: MATERIA Y ENERGÍA Universidad de Piura Química Básica Química Básica 3. ¿Cuáles de las siguientes son mezclas y cuáles soluciones?: (a) Azúcar disuelto en agua; (b) café; (c) sopa de cebollas; (d) barro; (e) líquido claro sin separaciones internas consistente en aceites de maíz y oliva; (f) sal y azufre; (g) leche; (h) aire limpio; (i) gasolina; (j) galleta de chocolate. 4. Exprese los siguientes exponenciales como números ordinarios: (a) 5,2x10-2; (b) 0,5x10-5; (c) 25,6x10-4; (d) 2,54x103; (e) 9,346x10-3. 5. Un cierto proceso químico necesita cada día 157 galones de agua pura. El agua disponible contiene 11 partes por millón (ppm) en masa (es decir, por cada 1 000 000 de partes de agua disponible, hay 11 partes de sal). ¿Qué masa de sal debe ser eliminada cada día? Un galón tiene 3,785 L. 6. Una fundición libera a la atmósfera cada día 5,0 toneladas de gas. El gas contiene 2,2 % de dióxido de azufre (SO2). ¿Qué masa de dióxido de azufre se libera en una semana? 7. Suponga que el depósito de gasolina del auto tiene 16 galones de capacidad y el precio de la gasolina es de US$ 0,754/L. ¿Cuántos soles habrá que pagar para llenar el tanque? 8. En un punto dado de su órbita, la tierra está a 92,98 millones de millas del sol (de centro a centro). El radio del sol es de 432 000 millas y el de la tierra 3960 millas. ¿Cuánto tiempo le lleva a la luz de la superficie solar llegar hasta la superficie de la tierra? La velocidad de la luz es de 3,00x108 m/s. 9. ¿Cuál es la densidad relativa de un líquido si 325 mL de él tienen la misma masa que 396 mL de agua? 10. La masa de un recipiente vacío es de 77,664 g. La masa del recipiente lleno de agua es de 99,646 g (a) Calcule el volumen del recipiente usando una densidad de 1,0000 g/cm3 para el agua. (b) Una pieza de metal se añade al recipiente vacío y la masa combinada fue 85,308 g. Calcule la masa del metal. (c) El recipiente con el metal se llenó con agua y la masa de todo el sistema fue 106,442 g ¿Qué masa de agua se añadió? (d) ¿Qué volumen de agua se añadió? (e) ¿Cuál es el volumen de la pieza de metal? (f) Calcule la densidad del metal. 11. En la escala Réamur, que ya no se usa, el agua congela a 0 R y hierve a 80 R. (a) Derive una ecuación que relacione esta escala con la escala Celsius. (b) Derive una ecuación que relacione esta escala con la escala Fahrenheit. (c) El mercurio es un metal líquido a temperatura ordinaria. Hierve a 356,6 ºC (673,9 ºF). ¿Cuál es el punto de ebullición del mercurio en la escala Réamur? 12. En algunas casas calentadas por el sol, el calor del sol se almacena en rocas durante el día, y luego se libera durante la noche, más fría. (a) Calcule la cantidad de calor necesaria para elevar la temperatura de 78,7 kg de rocas de 25,0 °C a 43,0 ºC. Suponga que las rocas son piedra caliza (CaCO3), cuyo calor específico es 0,818 J/g ºC. (b) Suponga que cuando las rocas de la parte (a) se enfrían a 30,0 ºC, todo el calor liberado calienta los 10 000 pies cúbicos de aire en la casa, originalmente a 10,0 ºC. ¿A qué temperatura final se calentará el aire? El calor específico del aire es de 1,004 J/g ºC y su densidad es de 1,20x10-3 g/mL. 13. ¿A qué temperatura dará un termómetro Fahrenheit: (a) la misma lectura que un termómetro Celsius?; (b) ¿una lectura doble que el termómetro Celsius?; (c) ¿una lectura igual, pero de signo contrario que en el termómetro Celsius? 14. Calcule la densidad de un metal si una pieza que pesa 0,625 kg hace que el nivel del agua en una probeta suba de 10,3 mL a 80,2 mL. 15. La dosis letal de cianuro potásico (KCN) tomada oralmente es 1,6 mg/kg de peso corporal. Calcule la dosis letal de KCN tomado oralmente por una persona de 165 libras. Página 20 de 150 Capítulo 1: MATERIA Y ENERGÍA Universidad de Piura Química Básica Química Básica 16. La distancia que la luz viaja en un año en el espacio se llama año-luz. Con el dato de la velocidad de la luz en el vacío (apartado 1,5; pág. 6) y suponiendo que un año tiene 365 días, calcule la distancia de un año-luz en km, millas y pies. 17. El papel de aluminio se vende en los supermercados en largos rollos de 66 y ⅔ yardas por 12 pulgadas, con un espesor de 0,00065 pulgadas. Si la densidad relativa del aluminio a 22 ºC es de 2,70, calcule la masa de un rollo. La densidad del agua a 22 ºC es 0,998 g/mL. Respuestas: 4) (a) 0,052; (b) 0,000005; (c) 0,00256; (d) 2540; (e) 0,009346; 5) 6,5 g; 6) 0,77 ton; 7) S/ 122,97; 8) 08'16,4"; 9) 1,22; 10) (a) 21,982 cm3 o mL; (b) 7,644 g; (c) 21,134 g; (d) 21,134 mL; (e) 0,848 cm3; (f) 9,01 g/cm3; 11) (a) T (R) = (4/5) * T (ºC); (b) T (R) = (4/9) * [T (ºF) - 32)]; 12) (a) 1,16x106 J; (b) 12,5 ºC; 13) (a) -40 ºF; (b) 320 ºF; (c) 11,43 ºF; 14) 8,94 g/mL; 15) 120 mg; 16) 9,45x1012 km; 5,87x1012 millas; 17) 8,3x102 g. Página 21 de 150 Capítulo 1: MATERIA Y ENERGÍA Química Básica 2021 INGENIERÍA APUNTES DE CLASE – QB0 Capítulo 2: ESTRUCTURA ATÓMICA Y ESPECTRO ELECTROMAGNÉTICO 2.1. El atomismo y John Dalton Según Demócrito (filósofo griego, s. V a.C. y autor del atomismo), la materia está formada por partículas indivisibles muy pequeñas, denominadas átomos 1. A pesar de no ser aceptada por otros filósofos griegos como Aristóteles y Platón, el atomismo permaneció a través de los siglos. Las evidencias experimentales apoyaron la noción de atomismo y poco a poco fueron originando las definiciones modernas de elementos y compuestos. Fue recién en 1808 que John Dalton, científico y profesor inglés, formuló una definición precisa de átomo: • “Los elementos están formados por partículas extremadamente pequeñas llamadas átomos. • Todos los átomos de un elemento dado son idénticos en tamaño, masa y propiedades químicas. Los átomos de un elemento difieren de los átomos de los demás elementos”. • “Los compuestos están formados por átomos de más de un elemento. En cualquier compuesto, la relación entre el número de átomos de cualquier par de elementos presentes, es un entero o una fracción simple”. • “Una reacción química es sólo una separación, combinación o reordenamiento de átomos. Éstos no se crean ni se destruyen”. Este concepto de átomo, más preciso y detallado, puede resumirse así: • Los átomos existen. • Los átomos son diferentes para cada elemento. • Para formar compuestos los átomos deben ser de la clase adecuada y estar en número correcto. • La masa de los átomos se conserva (ley de conservación de la masa). Esta brillante visión de Dalton acerca de la naturaleza de la materia fue la principal causa del progreso acelerado de la química en el s. XIX. Por este motivo Dalton es considerado uno de los padres de la teoría atómica moderna. 1 Etimológicamente, del griego a = sin; tomo = división átomo = inseparable o indivisible (sin división). Página 23 de 150 Capítulo 2: ESTRUCTURA ATÓMICA Universidad de Piura Química Básica Química Básica 2.2. La estructura del átomo Desde 1850 hasta inicios del s. XX se realizaron investigaciones que determinaron que el átomo posee estructura interna; es decir, que está constituido por partículas subatómicas. En ese lapso se descubrieron tres: electrón, protón y neutrón. 2.2.1. El electrón Se descubrió gracias al tubo de rayos catódicos (ver figura 2.1). El cátodo emite rayos catódicos (electrones), que atraviesan el ánodo e inciden sobre una pantalla que contiene una sustancia fluorescente (sulfuro de zinc) luego de pasar por un campo eléctrico y/o magnético. Si sólo hay campo eléctrico, los rayos catódicos siguen la trayectoria C, si sólo hay campo magnético el recorrido es el A. Si no hay ninguno, o ambos, pero equilibrados, la trayectoria es rectilínea (B). La conclusión de este experimento es que los rayos catódicos están constituidos por cargas negativas. Hacia finales del s. XIX J. J. Thomson 2, utilizó un tubo de rayos catódicos y sus conocimientos de electromagnetismo. Valiéndose de la interacción entre electrones y campos eléctricos y magnéticos obtuvo la relación (carga/masa) del electrón: (qe-/me-) = - 1,76 x 108 C/g. Entre 1908 y 1917, R. A. Millikan encontró la carga del electrón: qe- = 1,60 x 10-19 C; dedujo entonces la masa del mismo: me- = 9,09 x 10-28 g. A B C Figura 2.1. Tubo de rayos catódicos. Arriba puede verse el tubo de rayos catódicos construido por el físico alemán Ferdinand Braun en 1897; tiene una fuente de electrones a la izquierda, dos placas metálicas (con carga eléctrica contraria que generan un campo eléctrico) empleadas para desviar el haz de electrones y un campo magnético perpendicular al campo eléctrico. El primer tubo de televisión en color fue construido en 1953. Cuenta con tres fuentes de haces de electrones, una para cada color: azul, verde y rojo. 2.2.2. Rayos X y radiactividad En la década de 1890 muchos científicos estudiaban los rayos catódicos y otros tipos de rayos. Algunos los relacionaban con el fenómeno, entonces ya conocido, de radiactividad: emisión espontánea de partículas, radiación 3 o ambas. Hacia principios del s. XX se habían descubierto varios tipos de “rayos” radiactivos, cuyo estudio y efectos ayudaron a comprender la estructura del átomo. 2 3 Considerado el descubridor del electrón. Emisión y transmisión de energía a través del espacio en forma de ondas. Página 24 de 150 Capítulo 2: ESTRUCTURA ATÓMICA Universidad de Piura Química Básica Química Básica En 1895 Wilhelm Roentgen descubrió que cuando los rayos catódicos incidían sobre vidrio y metales se emitían rayos desconocidos que tenían alta energía y eran capaces de atravesar la materia, oscurecer placas fotográficas y producir fluorescencia en algunas sustancias. Estos rayos que no eran desviados por un campo magnético (en consecuencia, no eran partículas cargadas) se llamaron rayos x. Antoine Becquerel, poco después, estudió las propiedades fluorescentes de las sustancias. Por accidente descubrió que algunos compuestos de uranio oscurecían placas fotográficas protegidas por papel e incluso hojas metálicas delgadas, en ausencia de rayos catódicos. La naturaleza de esta radiación era semejante a la de los rayos x (alta energía, penetrantes y constituida por partículas sin carga). Marie Curie, discípula de Becquerel, llamó radiactividad a este fenómeno. Pierre (su esposo) y Marie Curie estudiaron e identificaron varios elementos radiactivos. Figura 2.2. Diferentes tipos de radiación Se verificó que los elementos radiactivos pueden emitir tres tipos de rayos (véase figura 2.2), dos de los cuales se desvían en un campo eléctrico: los rayos α (núcleos de helio) y rayos β (electrones); y otros que no se desvían: rayos γ (radiación electromagnética de alta energía). 2.2.3. Protón y núcleo Hacia principios de la década de 1900 ya se conocían muchos hechos concretos sobre los átomos: contienen electrones y son eléctricamente neutros. Esta neutralidad obedece a la igualdad de cargas positivas y negativas. Por ese entonces se aceptaba el modelo atómico de J. J. Thomson: esfera de materia positiva en la que se encuentran embebidos los electrones 4 (ver figura 2.3). Figura 2.3. Modelo En 1910, Ernest Rutherford usó partículas α para atómico de Thomson. probar la estructura del átomo. Junto con H. Geiger y E. Marsden bombardeó placas delgadas de oro con rayos α (núcleos de He), observando con sorpresa que la mayoría de partículas α atravesaba la placa sin desviarse o desviándose poco. Sólo unas pocas “rebotaban”. Este experimento sugirió la existencia de un núcleo o conglomerado central que concentraba la masa del átomo. La mayor parte del átomo debería ser… ¡espacio vacío! Así, Rutherford se vio obligado a abandonar el modelo atómico de Thomson y a postular el suyo propio (véase la figura 2.4). Figura 2.4. Experimento de Rutherford. El bombardeo de una placa delgada de oro con rayos α puso en entredicho el modelo atómico de Thomson y evidenció la existencia del núcleo atómico. 4 Este modelo data de 1898 y fue llamado “uvas en gelatina”, “ciruelas en budín” ó “budín con pasas” por la analogía: la gelatina o el pudín representan la materia positiva en la cual están embebidos los electrones representados por las uvas o ciruelas. Página 25 de 150 Capítulo 2: ESTRUCTURA ATÓMICA Universidad de Piura Química Básica Química Básica En distintos experimentos se observó que las partículas cargadas positivamente presentes en el núcleo (protones) tienen igual carga que el electrón y masa de 1,6725 x 10-24 g (1840 veces más que el electrón). El átomo se percibía entonces como un núcleo en el cual se concentra la mayor parte de la masa, pero que ocupa solamente 1/1013 del volumen total del átomo 5. Los protones están encerrados en el núcleo, y los electrones esparcidos alrededor de él y a cierta distancia. Nacía así el átomo nuclear. 2.2.4. El neutrón El éxito del átomo de Rutherford enfrentó una dificultad: el H (átomo más simple) tiene 1 protón y el He tiene 2, por lo que era de esperar que la relación (mH)/(mHe) = ½; sin embargo, esa relación era de ¼. Esta incongruencia podría resolverse proponiendo la existencia de otras partículas subatómicas en el núcleo, como sugirió el mismo Rutherford. En 1932, J. Chadwick bombardeó con partículas α una delgada lámina de Be observando que el material emitía una radiación de alta energía, similar a los rayos γ. La experimentación demostró que se trataba de partículas neutras con masa ligeramente mayor que la de los protones; les llamó neutrones y pudo así resolver el enigma: el núcleo de He tiene 2 protones y 2 neutrones, mientras que el de H tiene 1 protón y 0 neutrones. En la tabla II.1 se puede ver la carga y masa de las principales partículas subatómicas. Tabla II.1. Carga y masa de las principales partículas subatómicas. Carga Partícula Masa(g) (en Coulombs) Electrón Protón Neutrón 9,1095 x 10 -28 1,67252 x 10 -24 1,67495 x 10 -24 - 1,6022 x 10 unitaria -19 -1 -19 +1 + 1,6022 x 10 0 0 2.2.5. Relaciones de masa de los átomos a) Número atómico (Z): Número de protones en el núcleo de cada átomo de un elemento. En un átomo neutro: # de protones = # de electrones. b) Número de masa (A): Número total de protones y neutrones en el núcleo de un átomo de un elemento. Así: A - Z = # de neutrones. En la mayoría de los casos, no todos los átomos de un elemento tienen la misma masa. En el caso del H, p. ej. existen tres isótopos (átomos con igual Z pero con distinto A): 1 Hidrógeno (protio): 1 p+ + 0 n0 1H deuterio: 1 p + + 1 n0 tritio: 1 p + + 2 n0 2 1 3 1 H H En la figura 2.5 pueden verse estos isótopos, así como los del carbono. 238 Se utiliza la representación convencional: AZ X ; 235 92 U ; 92 U . 5 Las distancias interatómicas o subatómicas se expresan en picómetros (1 pm = 1x10-12 m). El radio atómico típico puede medir unos 100 pm, mientras que el radio del núcleo mide 5x10-3 pm. En una escala más familiar, si el átomo fuera una esfera de 1 km de diámetro, el núcleo tendría solamente unos 5 cm de diámetro (¡más o menos como una bola de ping-pong!!). Página 26 de 150 Capítulo 2: ESTRUCTURA ATÓMICA Universidad de Piura Química Básica Química Básica Figura 2.5. Isótopos del hidrógeno y del carbono. Dado que las propiedades químicas dependen sobre todo de los electrones y protones (los neutrones no participan en la reactividad química) todos los isótopos de un elemento tienen iguales propiedades. c) Masas atómicas: La masa, característica fundamental del átomo, está relacionada con electrones, protones y neutrones. Sin embargo, no es fácil “detectar” la masa de un átomo, ya que es muy pequeño 6. La masa atómica se determina, en consecuencia, en términos relativos respecto a otros elementos. Antes que nada, se elige un átomo como referencia: el carbono, y se le asigna una masa: 12 uma 7 (6 protones y 6 neutrones). Luego se le utiliza como patrón referencial para el cálculo de las masas de los demás átomos: H = 1,008 uma; Fe = 55,85 uma. d) Masa molar y número de Avogadro: La uma es sólo una unidad de masa relativa. Siendo el átomo tan pequeño, es conveniente manejar grupos de átomos que contengan un número conocido de ellas, de forma análoga a como lo hacemos con los pares (2 unidades), docenas (12 unidades) o gruesas (12 docenas o 144 unidades). En el SI se define el mol: cantidad de sustancia que contiene tantas unidades elementales (átomos, moléculas, iones, etc.) como átomos hay en 12 g (0,012 kg) de 12C. El valor experimental, conocido como número de Avogadro, es 6,022045x1023 partículas (átomos, moléculas o iones, dependiendo de si se trata de un elemento, un compuesto molecular o uno iónico). Por masa molar 8 entendemos, en consecuencia, la masa (en g o kg) de 1 mol de unidades (átomos, moléculas o iones), que coincide numéricamente con la masa atómica en umas. Así, se puede conocer, p. ej., la masa de un átomo de 12C: 1 mol át. C ≡ 12 g ≡ 6,02x1023 átomos C � ¿masa en g de 1 átomo C? g mol de át. de C =1,993x10-23 g x= át. de C 23 6,02x10 mol de át. de C 1 át. C x 12 2.3. Teoría cuántica y clasificación periódica Las analogías del s. XIX usadas para explicar el comportamiento de átomos y moléculas tuvieron poco éxito, ya que para ellos no funcionan las mismas leyes que para los objetos macroscópicos. 6 Sólo en una partícula de polvo hay… ¡¡1x1016 átomos!!. La balanza más sensible detecta hasta 1x10-5 g (0,01 mg). Si pesáramos esa cantidad de oro, tendríamos nada menos que… ¡¡3,05x1016 átomos!! 7 uma (unidad de masa atómica) = masa exactamente igual a 1/12 de la masa de un átomo de 12C. Si vemos la tabla periódica encontramos que el peso atómico del C es 12,01 uma. ¿Por qué? 8 Con la definición moderna de mol, conceptos como peso atómico, peso molecular, átomo-gramo, molécula-gramo, etc., quedaron obsoletos, aun cuando es frecuente encontrarlos en la bibliografía. Página 27 de 150 Capítulo 2: ESTRUCTURA ATÓMICA Universidad de Piura Química Básica Química Básica A finales del s. XIX el físico Max Planck descubrió que los átomos excitados de los metales emiten energía en cantidades que son múltiplos enteros de ciertas cantidades bien definidas. Hasta entonces se había considerado la energía como continua; sin embargo, él demostró que la energía se libera en “paquetes” bien definidos o “cuantos”. Apareció así la teoría cuántica, que revolucionó los conocimientos de la época. Para entender la teoría cuántica es preciso entender los principios de la mecánica ondulatoria y la radiación electromagnética. 2.3.1. Movimiento ondulatorio Una onda es una perturbación vibracional del medio en el cual se transmite energía. La velocidad de la onda es función del tipo de onda y de la naturaleza del medio en el cual esta se propaga. En la figura 2.6 se pueden ver los dos tipos de onda existentes. En las Figura 2.6. Tipos de movimiento ondulatorio. ondas longitudinales, el medio se desplaza en la dirección de propagación (por ejemplo, el aire se comprime y expande en la misma dirección en que avanza el sonido). En las ondas transversales, el medio se desplaza en ángulo recto a la dirección de propagación (p. ej., las ondas en un estanque avanzan horizontalmente, pero el agua se desplaza verticalmente). Los terremotos generan ondas de los dos tipos, que avanzan a distintas velocidades y con distintas trayectorias. Estas diferencias permiten determinar el epicentro del sismo. Las partículas atómicas y la luz pueden describirse mediante ondas de probabilidad, que en ciertos aspectos se comportan como las ondas de un estanque (transversales). El movimiento de las ondas es periódico; esto es, se repite a sí mismo en períodos regulares. Sus características principales son la longitud de onda (λ, distancia entre puntos sucesivos idénticos) y la frecuencia (ν, número de ondas que pasan por un punto específico en un segundo). La velocidad (v) de la onda viene entonces dada por: v = λν, donde λ se mide en m, cm, nm, etc. y ν se mide en ciclos por segundo o hertzios (Hz, 1 Hz = 1 ciclo/s). 2.3.2. Radiación electromagnética En 1873 James Maxwell describe la luz como radiación electromagnética. Según Maxwell, tienen una componente eléctrica y otra magnética que se desplazan en planos normales entre sí (ver figura 2.7). La velocidad de las ondas electromagnéticas es la misma que la de la luz en el vacío: 3x108 m/s. El espectro electromagnético es un ordenamiento de los diferentes tipos de radiación electromagnética según su longitud de onda y su frecuencia (véase la figura 2.8). La zona del visible, es sólo una pequeña porción del espectro. Las ondas largas (λ máximas) de radio y televisión se emiten desde las radiodifusoras mediante antenas. Las λ más cortas (rayos x) responden al movimiento de los electrones dentro de átomos y moléculas. Las λ mínimas (rayos γ), correspondientes a ν máximas, están asociadas a cambios en el interior del Página 28 de 150 Capítulo 2: ESTRUCTURA ATÓMICA Universidad de Piura Química Básica Química Básica núcleo atómico. Así, pues, a mayor frecuencia (ν) corresponde mayor energía de radiación. La radiación UV (ultravioleta) los rayos x y los rayos γ son radiaciones de alta energía. 2.3.3. Teoría cuántica de Planck En 1900 Planck postula que la energía desprendida por un cuerpo excitado no era continua como se creía, sino que estaba “cuantizada”; es decir, que los cuerpos podían absorber o emitir cantidades discretas (“paquetes”) de energía. Figura 2.7. Radiación electromagnética Si bien su teoría revolucionó la física, recién fue aceptada varios años después, porque explicaba fenómenos hasta entonces inexplicables. Se sabía que la cantidad de energía radiante emitida depende de su λ; sin embargo, no se podía hallar una relación válida para todo el espectro electromagnético. λ Planck llamó cuanto a la mínima cantidad de energía Figura 2.8. Espectro electromagnético. electromagnética que puede emitirse. La relación entre energía y frecuencia se expresa como E = hν, donde h es la constante de Planck: 6,63x10-34 J.s. Aunque Planck no explicó el porqué de la existencia de los cuantos sus postulados eran coherentes con las observaciones, por lo que su teoría fue avalada por todos. 2.3.4. El efecto fotoeléctrico Hacia finales del s. XIX e inicios de s. XX se conocía que cuando ciertos metales se exponen a una radiación luminosa de, al menos, una νmínima (νumbral), emiten un # de electrones proporcional a la intensidad (brillantez) de la luz; sin embargo, la energía de los electrones emitidos no era proporcional a dicha intensidad. Por debajo de la νumbral no se emitían electrones, independientemente de la intensidad de la luz. Para explicar este fenómeno, en 1905 Einstein sugiere que la luz actúa como un rayo de partículas, a las cuales llamó fotones, los cuales inciden sobre la superficie metálica con una energía E = hν, siendo ν la frecuencia de la luz tal como Planck había postulado. Si asumimos que los electrones se mantienen unidos al metal por fuerzas de atracción, para arrancarlos será necesario emplear una luz de frecuencia suficientemente alta. Véase la figura 2.9. Según Planck el rayo de luz, o rayo de fotones debe tener una energía (hν) tal que sea al menos igual a la energía de enlace (Ee). Si la energía fuera de mayor frecuencia no sólo se liberarían electrones, sino que éstos adquirirán una energía cinética (Ec) mayor cuanto mayor sea la frecuencia. Podemos, entonces escribir: hν = Ec + Ee; o bien Ec = hν – Ee Si tuviéramos dos rayos de luz de igual frecuencia, pero de distinta intensidad tendríamos como dos chorros de fotones del mismo tamaño (frecuencia) pero con distinto caudal (más fotones si la luz es más intensa). Esto explica por qué se emiten más electrones con luz más Página 29 de 150 Capítulo 2: ESTRUCTURA ATÓMICA Universidad de Piura Química Básica Química Básica intensa. En consecuencia, a mayor intensidad luminosa habrá mayor número de electrones emitidos, mientras que a mayor frecuencia será mayor la energía cinética de los electrones emitidos. Figura 2.9. Efecto fotoeléctrico y aparato. La luz, proveniente de una fuente de intensidad regulable, atraviesa una ventana de cuarzo e incide sobre el electrodo, A, de donde son arrancados los electrones. Se aplica una diferencia de potencial, V, entre los electrodos, y se mide la intensidad de corriente eléctrica que circula por el circuito. La intensidad eléctrica es una medida del número de fotoelectrones que han sido arrancados de A y han podido llegar a B. Si bien Einstein explicó el efecto fotoeléctrico, introdujo un dilema: la teoría corpuscular de la luz no es congruente con el consabido comportamiento ondulatorio. La única forma de resolver el dilema es suponiendo que la luz posee ambas propiedades, corpuscular y ondulatoria (onda o fotones) dependiendo del experimento. Este postulado se denomina la naturaleza dual de la luz, aunque no es exclusiva de la luz, pues posteriormente se demostró que las partículas subatómicas, como los electrones, se comportan también de esta forma. 2.3.5. Teoría de Böhr del átomo de hidrógeno El trabajo de Einstein permitió resolver otro enigma: los espectros de emisión 9 de átomos excitados. En la figura 2.10 puede verse el espectro característico de cuatro elementos. Cada elemento tiene su propio espectro que es como la “huella digital” del mismo. Figura 2.10. Espectros de emisión. 9 Radiación continua o en forma de líneas coloreadas, parecida a un arco iris, emitidas por una sustancia sometida a altos voltajes (excitada). Los átomos en forma gaseosa emiten energía en forma discontinua (espectros de líneas). Página 30 de 150 Capítulo 2: ESTRUCTURA ATÓMICA Universidad de Piura Química Básica Química Básica El primer átomo que se tomó en estudio fue el del H, por ser el más sencillo. En 1913 Böhr dio una explicación teórica, concluyendo que el átomo está “cuantizado”, esto es, que los electrones se desplazan entre órbitas fijas de niveles de energía precisa, y al transitar entre dichas órbitas liberan o absorben energía. Encontró así un modelo matemático que describía bastante bien el comportamiento del átomo de H. En la figura 2.11 puede verse el modelo atómico de Böhr. 2.3.6. Naturaleza dual del electrón La teoría de Böhr era buena pero intrigante: ¿Por qué el movimiento del electrón se restringe a “órbitas” cuantizadas? Durante más de una década ni el mismo Böhr supo responder esta pregunta. Figura 2.11. Modelo atómico de Böhr. Recién en 1924 Louis de Broglie descifró el enigma. Pensó que, si la luz se puede comportar como partículas, las partículas (como los electrones) podrían comportarse como ondas. Según De Broglie, un electrón asociado a un núcleo se comporta como una onda estacionaria, semejante a las ocasionadas por una cuerda de guitarra (tiene “nodos” que no se mueven en absoluto), de modo que a mayor frecuencia corresponde menor longitud de onda estacionaria y mayor número de nodos. Hizo un análisis matemático de forma que en una órbita entren un número exacto de longitudes de onda, y su conclusión fue satisfactoria: las ondas se comportan como partículas, y estas exhiben propiedades ondulatorias. Ambas propiedades, corpusculares y ondulatorias, las relacionó con la expresión: λ = h/(mv), siendo λ la longitud de onda asociada a la partícula en movimiento, m la masa y v la velocidad de la partícula. La ecuación de De Broglie se puede aplicar a cualquier sistema, pero sólo se apreciarán las propiedades ondulatorias de los cuerpos, cuando éstos sean submicroscópicos. 2.3.7. Mecánica cuántica A pesar del éxito de la teoría de Böhr había algunos desacuerdos que subsanar. P. ej.: a) No se podían explicar los espectros de emisión de átomos más complejos que el de H (He o Li), b) tampoco la aparición de más líneas espectrales en el átomo de H, observables cuando se aplica un campo magnético, c) además, una vez descubierto el comportamiento ondulatorio de De Broglie, ¿cómo podría precisarse la posición de una onda? Surge así el principio de incertidumbre (de Heisemberg): “Es imposible conocer simultáneamente el momento (p = masa * velocidad) y la posición (x) de una partícula, con certeza”. Matemáticamente puede expresarse como: ∆x . ∆p ≥ h/(4π). Significa que si ∆x → 0 (es decir, si se conoce con certeza la posición), ∆p → ∞ (es decir, no se puede conocer con certeza el momento), y viceversa. A partir de allí los científicos buscaron la forma de expresar el comportamiento y la energía de partículas submicroscópicas en general (por ejemplo, una ecuación análoga a las leyes de movimiento de Newton). En 1926 Erwin Schrödinger formuló la ecuación buscada. A través de un tratamiento matemático complejo incorporó la masa (m) y el movimiento ondulatorio a través de una función de onda (ψ) que depende de la posición del sistema en el espacio (como la de un electrón en un átomo). Página 31 de 150 Capítulo 2: ESTRUCTURA ATÓMICA Universidad de Piura Química Básica Química Básica ψ2 representa la probabilidad de encontrar al electrón en cierta región del espacio. La ecuación de onda de Schrödinger inicia una nueva era para la física y la química. Dio nacimiento a la mecánica ondulatoria, prescindiendo de la mecánica clásica. Esta teoría se desarrolló entre 1913 y 1926 (actualmente se denomina “la vieja teoría cuántica”). Aplicando y resolviendo la ecuación de onda para el átomo de H (el más simple) se obtiene: ψ función de onda energía ψ2 probabilidad de encontrar al electrón en un átomo Sin embargo, para los átomos polielectrónicos la aplicación ya no resulta correcta, dando resultados sólo aproximados. Al no haber una posición fija del electrón se habla de densidad electrónica 10, nube de carga, o nube de carga electrónica. La órbita de Böhr pasa a ser un orbital u orbital atómico, que puede pensarse como la función de onda (ψ) de un electrón, mientras que ψ2 representa la distribución de la densidad electrónica en el espacio alrededor del núcleo (figura 2.12). Figura 2.12. Tres formas de representar un orbital 1s del átomo de hidrógeno. 2.3.8. Los números cuánticos Derivan de la solución matemática de la ecuación de onda de Schrödinger para el átomo de H. Para identificar totalmente un electrón se necesitan 4 números cuánticos: principal, del momento angular o azimutal, magnético y del spin. a) Número cuántico principal (n): Toma valores enteros: n = 1, 2, 3, 4, … En el átomo de H representa la energía de un orbital (no es el caso de los átomos polielectrónicos). También representa la distancia de un electrón al núcleo en un orbital particular. [A mayor n mayor distancia al núcleo mayor tamaño del orbital (y es menos estable)]. b) Número cuántico del momento angular o azimutal (l): Representa la forma de los orbitales; toma valores l = 0, 1, 2, 3, …(n-1), que suelen representarse igualmente con letras: l Nombre del orbital 0 s 1 p 2 d 3 f 4 g 5 h Un conjunto de orbitales con igual valor de n representa una “capa” o nivel principal de energía. Uno o más orbitales con los mismos valores de n y l representan una “subcapa” o subnivel de energía. c) Número cuántico magnético (m): Describe la orientación del orbital en el espacio; m toma valores enteros que van desde –l hasta +l pasando por cero. Así, si l = 1, m toma los valores –1, 0 y +1. d) Número cuántico del spin (s): Representa el sentido de giro del electrón. Toma los valores +½ y –½, según sea el sentido de giro. Por tener carga eléctrica y girar, el electrón se comporta como un pequeño imán. 10 Probabilidad de encontrar un e- en una región determinada de un átomo. Página 32 de 150 Capítulo 2: ESTRUCTURA ATÓMICA Universidad de Piura Química Básica Química Básica En la tabla II.2 pueden verse los valores de los números cuánticos y su relación con los orbitales atómicos. Tabla II.2. Números cuánticos y orbitales atómicos. Núm. de Designación de los l N m orbitales orbitales atómicos 1 0 0 1 1s 0 0 1 2s 2 1 -1, 0 +1 3 2px, 2py, 2pz 0 0 1 3s 3 1 -1, 0 +1 3 3px, 3py, 3pz 2 -2, -1, 0 +1, +2 5 3dxy, 3dyz, 3dxz, 3dx2-y2, 3dz2 0 0 1 4s 1 -1, 0 +1 3 4px, 4py, 4pz 4 2 -2, -1, 0 +1, +2 5 4dxy, 4dyz, 4dxz, 4dx2-y2, 4dz2 3 -3, -2, -1, 0 +1, +2, +3 7 2.3.9. Orbitales atómicos a) Orbitales s La forma del orbital no es fácil de determinar. Se examina la densidad electrónica. En el caso del orbital s se tiene una esfera en la cual hay un 90 % de probabilidad de encontrar al electrón. En cada nivel principal hay un orbital s. El tamaño relativo de ellos es aproximadamente proporcional a n2, siendo n el número cuántico principal. Véase la figura 2.13. 1s 2s 3s Figura 2.13. Tamaño relativo de orbitales s para n = 1, 2 y 3 b) Orbitales p Se generan tres orbitales idénticos en tamaño, forma y energía, que difieren entre sí sólo por su orientación espacial. Al igual que los orbitales s, los orbitales p aumentan de tamaño con el número cuántico principal n. Véase la figura 2.14. Figura 2.14. Orbitales tipo p, nivel 2. Página 33 de 150 Capítulo 2: ESTRUCTURA ATÓMICA Universidad de Piura Química Básica Química Básica c) Orbitales d Análogamente a los orbitales p, esta vez son cinco orbitales de idéntica forma, tamaño y energía, que difieren sólo en su orientación espacial. Véase la figura 2.15. Figura 2.15. Orbitales tipo d, nivel 3. Hay además otros orbitales de mayor energía: f, g, h… que no veremos con detalle. d) Energía de los orbitales Se podría interpretar que la energía de los orbitales crece según: 1s < 2s = 2p < 3s = 3p = 3d < 4s = 4p = 4d = 4f < 5s… Esto se cumple, al menos hasta el nivel 2, para un átomo de hidrógeno (que tiene un solo electrón en el nivel 1s). En átomos polielectrónicos es diferente: El subnivel 3d está muy próximo al 4s. El ordenamiento se sigue de acuerdo a la regla del serrucho, en la secuencia que se indica en la figura 2.16. 2.3.10. Configuración electrónica Distribución de los electrones entre los diversos orbitales atómicos. Existen reglas básicas para esta distribución en un átomo en estado elemental (recuerde que Z = número atómico y coincide con el # de electrones en un átomo neutro). Así, para el H, que tiene un solo electrón, su configuración electrónica será: 1H = 1s 1 o bien: o bien 1s1 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f 5s 5p 5d 5f 6s 6p 6d 7s 7p Figura 2.16. Orden de llenado de los niveles de energía (regla del serrucho) en átomos polielectrónicos. 1s1 a) Principio de exclusión de Pauli Dos electrones de un átomo no pueden tener los cuatro números cuánticos iguales. Este principio se utiliza para distribuir los electrones en los átomos con más de un electrón. Otra forma de enunciarlo: sólo existen dos electrones en cada orbital, y deben tener spines opuestos (girar en sentido contrario). Así, en el caso del helio: 2He = 1s Página 34 de 150 2 o bien: 1s2 o bien 1s2 Capítulo 2: ESTRUCTURA ATÓMICA Universidad de Piura Química Básica Química Básica b) Diamagnetismo y paramagnetismo El principio de exclusión de Pauli es un principio fundamental de la mecánica cuántica. Si en el átomo de He los spines fueran paralelos, se obtendría un átomo paramagnético (que puede ser atraído por un imán, ya que sus campos magnéticos se refuerzan). Si los spines son antiparalelos, los efectos magnéticos se cancelan y se obtienen átomos diamagnéticos (que dan origen a sustancias que son repelidas ligeramente por un imán). Experimentalmente se comprueba que el átomo de He es diamagnético, en concordancia con el PEP. Podemos asumir como regla general: cualquier átomo con # impar de electrones paramagnético; cualquier átomo con # par de electrones diamagnético (o paramagnético). Veamos el caso del litio: 3Li = 1s 2 2s1 o bien: 1s2 o bien 2s1 1s2 2s1 Como tiene un electrón desapareado paramagnético. c) Efecto de apantallamiento en átomos polielectrónicos Los electrones de los niveles 2s y 2p se sienten atraídos hacia el núcleo (cargado positivamente) con menos fuerza que los electrones del nivel 1s, por estar más alejados. Se dice que los electrones del nivel 1s (más internos) “apantallan” a los de niveles más externos. Los electrones del nivel 2s pasan, en promedio, más tiempo cerca del núcleo que los del subnivel 2p. Se dice que el orbital 2s es más penetrante y sufre menos apantallamiento que el 2p. Veamos los tres siguientes elementos: berilio, boro y carbono: 4Be: 1s 5B: 1s 2 2 2s2 1s2 2s2 2p1 diamagnético 2s2 1s2 2s2 2px 2py 2pz 2p1 El electrón 2p1 puede estar en px, py o pz paramagnético 6C: 1s 2 2s2 2p2 1s2 2s2 2px 2py 2pz 2 2p d) Regla de Hund La distribución más estable de los subniveles de energía es aquélla que tenga mayor número de espines paralelos. En el caso del carbono la configuración anterior es más estable que cualquiera de las siguientes: 1s2 2s2 2px 2py 2p2 Página 35 de 150 2pz 1s2 2s2 2px 2py 2pz 2p2 Capítulo 2: ESTRUCTURA ATÓMICA Universidad de Piura Química Básica Química Básica Los resultados experimentales confirman que la estructura más estable es la concordante con la regla de Hund, teniéndose como resultado un átomo con un # par de electrones, pero paramagnético. Los siguientes 4 elementos (nitrógeno, oxígeno, flúor y neón) tienen la siguiente configuración: 7N: 1s 2 2s2 2p3 paramagnética 1s 2 2s 2 2px 2py 2pz 2p3 8O: 1s 2 2s2 2p4 paramagnética 1s 2 2s 2 2px 2py 2pz 4 2p 9F: 1s 2 2s2 2p5 paramagnética 1s 2 2s 2 2px 2py 2pz 2p5 10Ne: 1s 2 2s2 2p6 diamagnética 1s2 2s2 2px 2py 2pz 2p6 En la figura 2.17 se presenta un esquema de la historia de la teoría atómica (la línea del tiempo), que es importante tener presente, toda vez que es parte de la historia reciente de la humanidad que ha marcado un hito en su desarrollo. 2.3.11. Reglas generales para la asignación de electrones en los orbitales atómicos En base a los ejemplos anteriores podemos dar unas las siguientes reglas generales para determinar el número máximo de electrones en los subniveles y orbitales para un valor dado de n (número cuántico principal): • Cada capa o nivel principal de energía n contiene n subniveles. P. ej. si n = 2 hay dos subniveles (dos valores de número cuántico azimutal l), l = 0 y l = 1. • Cada subnivel de número cuántico l contiene (2 * l + 1) orbitales; p. ej. si l = 1 hay 3 orbitales p. • Cada orbital admite dos electrones como máximo; en consecuencia, el número máximo de electrones en un subnivel es el doble del número de orbitales. • El número de electrones total en un nivel principal (capa) n es 2*n2. Ejemplo 2.1. ¿Cuál es el máximo número de electrones que es posible encontrar en el cuarto nivel principal de energía de un átomo? Solución: Si n = 4 hay 4 subniveles l = 0, 1, 2 y 3 y como cada subnivel tiene (2 * l + 1) orbitales y en cada orbital entran dos electrones: para l = 0 1 orbital 2 electrones para l = 1 3 orbitales 6 electrones Total de electrones: 32 para l = 2 5 orbitales 10 electrones para l = 3 7 orbitales 14 electrones Verificación: también pudo calcularse con la fórmula 2 * n2 = 2 * (4)2 = 32 electrones. Página 36 de 150 Capítulo 2: ESTRUCTURA ATÓMICA Universidad de Piura Química Básica Química Básica Figura 2.17. La línea del tiempo en la historia de la teoría atómica moderna. Página 37 de 150 Capítulo 2: ESTRUCTURA ATÓMICA Universidad de Piura Química Básica Química Básica Ejemplo 2.2. El átomo de oxígeno tiene número atómico 8. Escriba los números cuánticos de cada uno de sus electrones. Solución: La configuración electrónica: 1s2 2s2 2p4; o bien: Por tanto: Electrón 1 2 3 4 5 6 7 8 Orbital 1s 1s 2s 2s 2px 2py 2pz 2px n 1 1 2 2 2 2 2 2 l 0 0 0 0 1 1 1 1 1s2 m 0 0 0 0 -1 0 +1 -1 2s2 2px s +1/2 -1/2 +1/2 -1/2 +1/2 +1/2 +1/2 -1/2 2py 2pz 2p4 2.3.12. Principio de construcción progresiva (AUFBAU) y tabla periódica El principio de construcción progresiva o AUFBAU se basa en el hecho de que, así como los protones se agregan al núcleo de uno en uno para formar los elementos, los electrones se agregan de forma similar a los orbitales atómicos a fin de dar la configuración de menor energía. De esta manera se podrían “construir” todos los elementos de la tabla periódica. Los electrones se agregan siguiendo todas las reglas mencionadas: la regla del serrucho, el principio de exclusión de Pauli y la regla de Hund. Sin embargo, hay algunas excepciones a este ordenamiento que se presentan en los metales de transición y los elementos de transición interna (en los elementos representativos, aquellos que rellenan orbitales s y p, no se presentan excepciones): Del 21Sc al 29Cu encontramos: 24Cr: [Ar] 4s1 3d5 en vez de [Ar] 4s2 3d4 y 29Cu: [Ar] 4s1 10 3d en vez de [Ar] 4s2 3d9. En ambos casos se adquiere mayor estabilidad con los orbitales d semillenos (en el caso del Cr) o completamente llenos (en el caso del Cu). La configuración electrónica del lantano es [Xe] 6s2 5d1 y no [Xe] 6s2 4f1; después de él siguen 14 elementos: del cerio (58Ce) al lutecio (71Lu), que constituyen los lantánidos (tierras raras). En esta serie, el gadolineo (64Gd) tiene configuración electrónica: [Xe] 6s2 4f7 5d1 y no [Xe] 6s2 4f8 [al igual que en el caso del cromo la estabilidad se favorece con los orbitales f llenos (1 electrón en c/u)]. 11 La figura 2.18 muestra los elementos (grupos y períodos) conocidos (tabla periódica) y su relación con la configuración electrónica. En la tabla periódica los grupos de elementos se encuentran ordenados verticalmente, mientras que los periodos coinciden con el número cuántico principal n y se leen horizontalmente. Cada fila de la tabla periódica representa, en consecuencia, una capa de electrones. Los elementos representativos son aquellos que rellenan orbitales s y p y corresponden a los grupos A (o familias de elementos): metales alcalinos (IA o 1), alcalino térreos (IIA o 2), familia del aluminio (IIIA o 13), familia del carbono (IVA o 14), familia del nitrógeno (VA o 15), familia del oxígeno (VIA o 16), halógenos (VIIA o 17) y gases nobles (VIIIA 12 o 18). Las propiedades similares que muestran cada una de estas familias de elementos obedece precisamente a la similitud de su configuración electrónica. Los metales de transición rellenan orbitales d. Se encuentran ubicados en un período igual a n+1, siendo n el número cuántico principal de los orbitales d: p. ej. los orbitales 3d 11 12 La mayoría de los actínidos no se encuentran en la naturaleza (han sido sintetizados). Actualmente los grupos pueden representarse con números arábigos: 1A, 2A, 3A...; ó 3B, 4B, ... Página 38 de 150 Capítulo 2: ESTRUCTURA ATÓMICA Universidad de Piura Química Básica Química Básica están en el período 4; los 4d en el período 5; etc. Los grupos en estos elementos se designan con la letra B. Se inicia en IIIB o 3 y termina en IIB o 12, encontrándose 3 grupos VIIIB (8, 9 y 10). Esta designación tiene que ver con la valencia, ya que hay una relación entre la valencia principal y el grupo como se describe en 2.3.13. Figura 2.18. Relación entre el ordenamiento periódico (tabla periódica) y la configuración electrónica. Los elementos de transición interna rellenan orbitales f. Se encuentran ubicados en un período igual a n+2, siendo n el número cuántico principal de los orbitales f: p. ej. los orbitales 4f están en el período 6; los 5f en el período 7; … La serie 4f es la de los lantánidos y la 5f la de los actínidos. Estas series de elementos se encuentran ubicados, respectivamente, en los períodos 6 y7, en el grupo IIIB. A partir de las configuraciones electrónicas es posible, en consecuencia, ubicar a los elementos en la tabla periódica. Para tal fin, el número cuántico principal más alto de la configuración electrónica corresponde al periodo del elemento. El grupo se determina a partir del último electrón de la configuración. La ubicación de un elemento en la tabla periódica se completa indicando la familia y el tipo de elemento (representativo, metal de transición o elemento de transición interna; en este último caso se debe especificar si se trata de un lantánido, 4fx o actínido, 5fx). 2.3.13. Electrones de valencia y valencia de un elemento A partir de la configuración electrónica se puede conocer también los electrones de valencia de un átomo; es decir los electrones de la capa más externa del átomo, que son los que participan en las reacciones químicas. Éstos son los que se encuentran en los orbitales de mayor número cuántico principal n. Dado que estos electrones son los que pueden perderse con mayor facilidad ya que están más débilmente unidos al átomo (por el efecto de pantalla), también nos indican cuál es el ion más común que puede formar un átomo. Estos electrones de valencia determinan también la valencia principal de un elemento representativo, o la capacidad de formación de enlaces de un átomo, pues son los que podría compartir, p. ej., en el caso de formar compuestos moleculares. Dado que es conocida la tendencia de los átomos a completar 8 electrones en su nivel más externo, para lo cual ganan o pierden Página 39 de 150 Capítulo 2: ESTRUCTURA ATÓMICA Universidad de Piura Química Básica Química Básica electrones ionizándose, los primeros tres grupos A se caracterizan por perderlos, formando cationes (iones positivos de carga +1, +2 y +3 en los metales alcalinos, alcalino térreos y el grupo del aluminio, respectivamente). Por el contrario, para los elementos de los grupos VA a VIIA les es más fácil ganar electrones, formando aniones (iones negativos con cargas -3, -2 y -1 para las familias o grupos del nitrógeno, oxígeno y halógenos, respectivamente). Los elementos del grupo IVA (familia del carbono) podrían indistintamente ganar o perder electrones (su valencia principal sería, por tanto, ±4). Los gases nobles tienen completa su última capa de electrones, motivo por el cual su valencia es cero; es decir, es muy difícil que se combinen para formar compuestos, de allí su estabilidad e inercia química (poca reactividad) que los hace conocidos también como gases inertes. Para los elementos representativos la valencia principal es positiva y coincide con el número del grupo hasta el grupo IVA, y es negativa y se calcula como 8 – Nº del grupo para los elementos de los grupos VA a VIIA. Ejemplo 2.3. (a) Escriba la configuración electrónica y ubique en la tabla periódica al elemento de número atómico 30. (b) Escriba los números cuánticos del penúltimo electrón de la configuración. (c) Indique cuál es la valencia y el ion más común que puede formar este átomo. Solución: (a) Configuración electrónica: 30X = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 Ubicación en la tabla periódica: Periodo: 4 (> valor de n en la configuración) Grupo: IIB (configuración final d10) Familia: (no hace falta indicarla, no es elemento representativo) Tipo: Metal de transición (b) Penúltimo electrón: 3d9 n = 3; l = 2 (orbital d); m = +1 (ver dibujo); s = -1/2 (el 2º electrón en ese orbital) -2 -1 0 +1 +2 (c) Electrones más alejados del núcleo = electrones de valencia; en este caso, los dos del orbital 4s2 el ion más común lo formará perdiendo estos dos electrones ion más común: X2+. Ejemplo 2.4. Encuentre la el número atómico, la configuración electrónica y ubique en la tabla periódica al átomo cuyo penúltimo electrón tiene los siguientes números cuánticos: n = 4; l = 3; m = +3 y s = +1/2. Solución: Los números cuánticos dados corresponden al orbital 4f7 (l = 3 subnivel f); pero como se trata del penúltimo electrón de la configuración electrónica, el último sería 4f8, correspondiente a una excepción (ver apartado 2.3.12), pues la configuración más estable es 4f7 5d1, en lugar de 4f8. A los subniveles l = 3 les corresponde 7 orbitales con valores de m = -3, -2, -1, 0, +1, +2 y +3, que en este caso están parcialmente llenos; es decir, todos están ocupados por un electrón con sentido de giro positivo: + ½ (convencionalmente son los primeros que ocupan los orbitales). El último electrón ocupa el orbital siguiente: 5d1. Por tanto, la configuración electrónica será: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 4f7 5d1. En consecuencia, el número atómico será: Z = 64, y su ubicación en la tabla periódica: Periodo: 6 (> valor de n en la configuración) Grupo: IIIB (Todos los lantánidos están en este grupo) Familia: (no hace falta indicarla, no es elemento representativo) Tipo: Elemento de transición interna -3 -2 -1 0 4f7 Página 40 de 150 +1 +2 +3 -2 -1 0 +1 +2 5d1 Capítulo 2: ESTRUCTURA ATÓMICA Universidad de Piura Química Básica Química Básica Las múltiples valencias que exhiben algunos elementos (sobre todo aquellos de transición) obedecen a la participación en las reacciones químicas de electrones de los orbitales d y f próximos (energéticamente) a los electrones de valencia. 2.3.14. Tamaño de átomos y iones Conforme se incrementa el número atómico, a lo largo de un período (en el que no varía la cantidad de niveles de energía) el tamaño de los átomos de los elementos representativos disminuye, ya que al incrementarse la carga nuclear los electrones se sienten atraídos con mayor fuerza (figura 2.19). En el caso de los metales de transición y elementos de transición interna se encuentran excepciones a la regla que obedecen a las repulsiones entre átomos de un mismo subnivel con varios orbitales (d y f) y el efecto de pantalla que hacen los electrones de capas internas. Con los radios iónicos sucede algo similar. Cuando un átomo se ioniza es de esperar un cambio de tamaño, y en términos generales cuando pierde electrones (o lo que es mismo, cuando forma cationes o iones positivos) disminuye de tamaño, mientras que Figura 2.19. Variación del radio atómico en función del número atómico. cuando forma aniones (iones negativos, ganando electrones) se incrementa su tamaño ya que la carga efectiva nuclear se hace más grande en el caso de los cationes y disminuye en los aniones. A lo largo de un grupo crecen de arriba hacia abajo porque se incrementa el número de niveles de energía o capas de electrones. Por otro lado, a lo largo de periodo y comparando los iones isoelectrónicos (con igual número de electrones) se nota un incremento de izquierda a derecha ya que los elementos más metálicos que se ubican más a la izquierda tienden perder electrones, mientras que los menos electrónicos (parte derecha de la tabla) tienden a ganarlos. En los elementos de transición también se presentan excepciones a causa de las interacciones atómicas y el efecto de pantalla. En la figura 2.20 se puede ver la tendencia de estas variaciones. El radio iónico es importante por cuanto afecta las propiedades físicas y químicas de un compuesto iónico. Así, la estructura tridimensional de un compuesto iónico depende del tamaño de los iones. Página 41 de 150 Figura 2.20. Variación del radio iónico en función del número Capítulo 2: ESTRUCTURA ATÓMICA Universidad de Piura Química Básica Química Básica EJERCICIOS PROPUESTOS GLOSARIO: Procura definir los siguientes términos: Actínidos Familias de elementos Núcleo atómico Aniones Atomismo Fotón Frecuencia Átomo Función de onda Aufbau Grupos (de TP) Carga efectiva Iones isoelectrónicos Cationes Compuesto Configuración electrónica Cuanto Densidad electrónica Diamagnetismo Efecto de pantalla Efecto fotoeléctrico Electrón Iones polielectrónicos Isótopos Lantánidos Longitud de onda Masa atómica Masa molar Mecánica ondulatoria Metales de transición Movimiento ondulatorio Naturaleza dual (luz) Número atómico Número cuántico azimutal Número cuántico del espín Número cuántico magnético Número cuántico principal Número de Avogadro Número de masa Números cuánticos Onda Onda longitudinal Onda transversal Orbital Paramagnetismo Partícula subatómica Elementos de transición interna Elementos representativos Espectro electromagnético Naturaleza dual (electrón) Neutrón Principio de incertidumbre Protón Radiación Radiación electromagnética Radiactividad Rayos catódicos Rayos x Rayos α Rayos β Rayos − Regla de Hund Regla de Möeller Teoría corpuscular Teoría cuántica Valencia Períodos (de TP) Picómetros Principio de exclusión (Pauli) PROBLEMAS 1. Agrupe las siguientes configuraciones electrónicas en parejas que puedan presentar átomos con propiedades químicas similares: (a) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5; (b) 1s2 2s2 2p6 3s2; (c) 1s2 2s2 2p3; (d) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6; (e) 1s2 2s2; (f) 1s2 2s2 2p6; (g) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p3;(h) 1s2 2s2 2p5 2. (a) Sin auxiliarse de la TP escriba la configuración electrónica de los elementos de número atómico 20, 46, 82 y 99; (b) ubíquelos en la TP; (c) escriba los números cuánticos del penúltimo electrón, de su ion más común; (d) escriba los números cuánticos del penúltimo electrón del ion más común. 3. Escriba la configuración electrónica y diga cuál es el ion más común que formará el átomo cuyo penúltimo electrón tiene los siguientes números cuánticos: (a) n = 2; l = 1; m = 0; s = -1/2; y (b) n = 5; l = 0; m = 0 y s = +1/2. Respuestas: 2) (c) n = 3, l = 1, m = 0 y s = -1/2; n = 4, l = 2, m = -1 y s = -1/2; n = 5, l = 2, m = +1 y s = - 1/2; n = 5, l = 3, m = -1 y s = -1/2. (d) n = 3, l = 1, m = 0 y s = -1/2; n = 4, l = 2, m = -1 y s = - 1/2; n = 5, l = 2, m = +1 y s = -1/2; n = 5, l = 3, m = -1 y s = -1/2. 3) ion más común: (a) no tiene; es gas noble; (b) +2. Página 42 de 150 Capítulo 2: ESTRUCTURA ATÓMICA Química Básica 2021 INGENIERÍA APUNTES DE CLASE – QB0 Capítulo 3: EL LENGUAJE DE LA QUÍMICA I 3.1. Introducción La química tiene un lenguaje particular que se utiliza en todo el mundo para describir la materia y las reacciones químicas. Así, cada elemento tiene un símbolo, cada compuesto una fórmula, y cada cambio o reacción química se puede representar por una ecuación química. Es preciso que aprendamos cuanto antes a expresarnos en el lenguaje químico, cuyos fundamentos se encuentran en la nomenclatura tanto inorgánica como orgánica, la cual se sustenta, a su vez en la teoría atómica y el concepto de valencia. Como vimos en el primer capítulo, los átomos de los elementos que forman un compuesto, y los compuestos cuando reaccionan para formar otras sustancias, se combinan en proporciones definidas. Dichas proporciones son estudiadas, respectivamente, por la estequiometría (del griego stoicheion = primer principio o elemento y metron = medida) de composición y la estequiometría de reacción. En este capítulo y en los siguientes nos referiremos brevemente tanto a la nomenclatura como a la estequiometria. 3.2. Elementos y símbolos En las tablas III.1 se muestra algunos elementos comunes y sus símbolos. Estos últimos están constituidos de una letra mayúscula (yodo = I, p. ej.) o dos letras, la primera mayúscula y la segunda minúscula (cobre = Cu). Tabla III.1. Algunos elementos comunes y sus símbolos. SímElemento SímElemento Símbolo bolo bolo Ag plata (argentum) F flúor Ni Al aluminio Fe hierro (ferrum) O Au oro (aurum) H hidrógeno P B boro He helio Pb Ba bario Hg mercurio Pt Bi bismuto I yodo S Br bromo K potasio (kalium) Sb C carbono Kr kriptón Si Ca calcio Li litio Sn Cd cadmio Mg magnesio Sr Cl cloro Mn manganeso Ti Co cobalto N nitrógeno U Página 43 de 150 Elemento níquel oxígeno fósforo plomo (plumbum) platino azufre antimonio (stibium) silicio estaño (stannum) estroncio titanio uranio Capítulo 3: EL LENGUAJE DE LA QUÍMICA I Universidad de Piura SímElemento bolo Cr cromo Cu cobre (cuprum) Química Básica Química Básica SímElemento bolo Na sodio Ne neón Símbolo W Zn Elemento wolframio o tungsteno zinc Los nombres y símbolos de los elementos obedecen a distintos causas: nombres antiguos o en otros idiomas (plomo, Pb del latín plumbum, o plata, Ag de argentum), nombres de planetas (mercurio, Hg), de ciudades (Californio, Cf) o de sus descubridores (Rutherfordio, Rf, en honor a Rutherford). Modernamente se asignan hasta tres letras a aquellos elementos recientemente descubiertos (generalmente sintéticos). Este nombre está asociado generalmente a su número atómico: (Uue = ununennio, elemento de número atómico 119). Cuando se oficializa el descubrimiento se le asigna el símbolo tradicional de una o dos letras. En la actualidad se han identificado y reconocido 118 elementos, los tres últimos moscovio (Mc), teneso (Ts) y oganesón (Og), reconocidos por la IUPAC en noviembre de 2016. En la tabla III.2 se muestra la abundancia de elementos en la corteza terrrestre, océanos y atmósfera. Nótese que sólo 10 de los 88 elementos naturales conocidos constituyen el 99,2 %. Tabla III.2. Abundancia de los elementos en la corteza terrestre, océanos y atmósfera. Porcentaje Símbol Porcentaje Elemento Símbolo Elemento en masa o en masa oxígeno O 49,5 cloro Cl 0,19 silicio Si 25,7 fósforo P 0,12 aluminio Al 7,5 manganeso Mn 0,09 hierro Fe 4,7 carbono C 0,08 calcio Ca 3,4 azufre S 0,06 99,2 % sodio Na 2,6 bario Ba 0,04 0,7 % potasio K 2,4 cromo Cr 0,033 magnesio Mg 1,9 nitrógeno N 0,030 hidrógeno H 0,87 flúor F 0,027 titanio Ti 0,58 zirconio Zr 0,023 Todos los < 0,1 demás 3.3. Fórmulas y compuestos. Átomos y moléculas. La fórmula química (de una sustancia) es la representación de la composición química en función de los elementos y la relación en la que los átomos de estos elementos se encuentran presentes. Para átomos simples la fórmula química es el símbolo del elemento (moléculas monoatómicas) o el símbolo con el subíndice apropiado (moléculas poliatómicas del mismo elemento); p. ej. Na, B, C, O2, Cl2, P4, S8, etc. Algunos elementos existen en más de una forma, formando sustancias distintas, p. ej. O2 y O3 (oxígeno y ozono). En algunos casos un mismo elemento existe en un mismo estado físico, pero en diferentes formas cristalinas, dando lugar al fenómeno de alotropía (las sustancias se llaman alótropos o sustancias alotrópicas), p. ej. el carbono sólido puede existir en dos formas alotrópicas: C (grafito) y C (diamante). Los compuestos tienen 2 o más elementos combinados químicamente en proporciones fijas, dando lugar a moléculas. Página 44 de 150 Capítulo 3: EL LENGUAJE DE LA QUÍMICA I Universidad de Piura J O O Química Básica Química Básica Las moléculas son las unidades fundamentales de los compuestos moleculares. En los compuestos iónicos (por ejemplo cloruro de sodio = sal común = NaCl) no existen moléculas sino unidades fórmula. Esta diferencia se analiza en el estudio del enlace químico. En la tabla III.3 se incluyen algunos compuestos con sus respectivas fórmulas. Tabla III.3. Nombres y fórmulas de algunos compuestos moleculares comunes. Nombre Fórmula Nombre Nombre Fórmula Agua Peróxido de hidrógeno Cloruro de hidrógeno Ácido sulfúrico Ácido nítrico Ácido acético H2O H2O2 HCl H2SO4 HNO3 CH3COOH Dióxido de azufre Trióxido de azufre Monóxido de carbono Dióxido de carbono Metano Etano SO2 SO3 CO CO2 CH4 C2H6 Fórmula Butano Pentano Benceno Metanol (alcohol metílico) Etanol (alcohol etílico) Acetona Amoníaco NH3 Propano C3H8 Dietiléter (éter) C4H10 C5H12 C6H6 CH3OH CH3CH2OH CH3COCH3 CH3CH2-OCH2CH3 En la naturaleza encontramos compuestos orgánicos, los cuales tienen enlaces C-C, C-H o ambos, o compuestos inorgánicos. Algunos grupos de átomos se comportan como entidades simples. P. ej. el grupo nitro (NO2), que lo encontramos por partida triple en el compuesto TNT (trinitrotolueno) = C7H5(NO2)3 (dinamita). Las diferencias entre elementos y compuestos se entienden mejor con el concepto de átomos y moléculas. La ley de las proporciones definidas (o ley de composición constante) se explica mediante la teoría atómica, y puede formularse de la siguiente forma: Diferentes muestras puras de un mismo compuesto siempre contienen los mismos elementos en la misma proporción en masa; esto corresponde a átomos de estos elementos combinados en una relación numérica fija. 3.4. Valencia y estados de oxidación. Cuando los átomos se combinan para formar compuestos, lo hacen recombinando sus electrones de valencia. Los átomos consiguen más estabilidad en la molécula de un compuesto cuando completan 8 electrones en su último nivel. Este hecho se conoce como regla del octeto, de la cual quedan exonerados el hidrógeno y el helio que tienen disponible sólo el nivel 1s en el cual entran sólo dos electrones (ellos cumplen la regla del dueto). Por valencia entendemos, por tanto, la capacidad que tiene un átomo de un elemento para formar enlaces químicos y combinarse con los átomos de otros elementos para formar compuestos. La valencia es un número, que nos indica la cantidad de electrones que un átomo puede ganar, perder o compartir con otro átomo o átomos. Diversos autores asignan signo a la valencia. En términos generales los elementos representativos tienen una valencia positiva máxima que coincide con el número del grupo, y una valencia negativa que se calcula como (8 – nº del grupo). Por tanto, los átomos no necesariamente tienen una valencia única. Los metales de transición, al combinarse con otros átomos, involucran también los electrones de sus orbitales d, motivo por el cual presentan varias valencias. Las tierras raras (elementos de transición interna) pertenecen al grupo IIIB y tienen una estructura electrónica ns2 (n-1)d1 (n-2)fx por lo que sus electrones de valencia son 3 (los dos del orbital s y el del orbital d). De allí que estos elementos sean muy parecidos entre sí y se encuentren juntos en la naturaleza, formando compuestos análogos. Página 45 de 150 Capítulo 3: EL LENGUAJE DE LA QUÍMICA I Universidad de Piura Química Básica Química Básica Un concepto ligado al de valencia es el número de oxidación: carga real o formal asignada a un átomo cuando está combinado. Metano (CH4) y cloro metano CH3Cl) nos permiten apreciar la diferencia. 3.5. Valencia y nomenclatura inorgánica. A fin de estudiar la nomenclatura de los compuestos inorgánicos, es preciso que aprendamos (mejor si las memorizamos) las valencias de los elementos más importantes desde el punto de vista de nuestros estudios de ingeniería (tablas III.4a y b). Tabla III.4. a) Valencias de los metales. VALENCIA 1 Litio Sodio Potasio Rubidio Cesio Francio Plata Li Na K Rb Cs Fr Ag VALENCIAS 1, 2 Cobre Mercurio Cu Hg VALENCIAS 2, 4 Platino Plomo Estaño Pt Pb Sn VALENCIA 2 Berilio Magnesio Calcio Estroncio Zinc Cadmio Bario Radio VALENCIAS 1, 3 Oro Talio VALENCIAS 2, 3, 6 Cromo VALENCIA 3 Be Mg Ca Sr Zn Cd Ba Ra Aluminio Al VALENCIAS 2, 3 Níquel Cobalto Hierro VALENCIAS 2, 3, 4, 6, 7 Manganeso Au Tl Cr Ni Co Fe Mn Fuente: http://users.servicios.retecal.es/tpuente/cye/formulacion/formulacion.htm Tabla III.4. b) Valencias de los no metales. VALENCIA -1 Flúor F VALENCIAS +/-2, 4, 6 Azufre S Selenio Se Teluro Te VALENCIAS +/-2, 4 Carbono C VALENCIAS +/- 1, 3, 5, 7 Cloro Cl Bromo Br Yodo I VALENCIAS 2, +/- 3, 4, 5 Nitrógeno N VALENCIA 4 Silicio VALENCIA -2 Oxígeno O VALENCIAS +/- 3, 5 Fósforo P Arsénico As Antimonio Sb VALENCIA 3 Boro B Si Fuente: http://users.servicios.retecal.es/tpuente/cye/formulacion/formulacion.htm El hidrógeno (H) tiene valencia ± 1. 3.5.1. Reglas básicas de la nomenclatura inorgánica La IUPAC 1 es la institución científica que establece, entre otras cosas, las normas de la nomenclatura química, como las que se mencionan a continuación. a) Formulación • El componente electropositivo (catión) de la fórmula debe preceder al electronegativo, aunque en las lenguas latinas se sigue el orden contrario al nombrarlos. Ejemplos: KBr = bromuro de potasio; CaO = óxido de calcio; NaNO3 nitrato de sodio; 1 Siglas en inglés de la Unión Internacional de Química Pura y Aplicada (International Union of Pure and Applied Chemistry), la máxima autoridad mundial en las decisiones sobre nomenclatura química, terminología, métodos estandarizados para la medida, masas atómicas y muchos otros datos evaluados de fundamental importancia para las ciencias químicas. Página 46 de 150 Capítulo 3: EL LENGUAJE DE LA QUÍMICA I Universidad de Piura Química Básica Química Básica KH = hidruro de potasio. Existen algunas excepciones en los compuestos binarios entre no metales. • Como las moléculas son neutras (carga total nula), el número de oxidación aportado por la parte electronegativa debe ser igual, en valor absoluto, al aportado por la parte electropositiva. Para conseguirlo, el procedimiento más utilizado es intercambiar las valencias o los números de oxidación, y como norma general, aunque con excepciones, simplificar los subíndices resultantes cuando sea posible. Ejemplos: Ca (2+); Cl (1-) → CaCl2; Pb (4+); O (2-) → Pb2O4 → PbO2; I (7+); O (2-) → I2O7 b) Nomenclatura sistemática Se utilizan prefijos numerales griegos hasta doce, y de trece en adelante números árabes: mono, di, tri, tetra, penta, hexa, hepta, octa, enea, deca, endeca, dodeca, 13, 14, etc. Están permitidos también hemi para la relación 1:2 y sesqui para 2:3. Los grupos de átomos se indican mediante prefijos numéricos multiplicativos (bis, tris, tetraquis, etc.) sobre todo si el nombre del grupo incluye otros prefijos numerales. Ejemplos: FeCl3 = tricloruro de hierro (o tricloruro de monohierro), CaBr2 = dibromuro de calcio, Cl2O5 = pentaóxido de dicloro, Pb(OH)4 = tetrahidróxido de plomo, Br2O7 = heptaóxido de dibromo c) Nomenclatura Stock Se coloca la valencia o número de oxidación en números romanos, entre paréntesis, a continuación del nombre del elemento. Cuando sea necesario se utiliza el número árabe cero. Si la valencia es única no es necesario indicarla. Ejemplos: Fe(OH)2 = Hidróxido de hierro (II) Fe(OH)3 = Hidróxido de hierro (III) d) Nomenclatura tradicional Es el sistema más antiguo y consiste en designar el estado de mayor valencia por la terminación ico y el de menor valencia mediante la terminación oso; cuando existe un solo número de valencia puede emplearse la terminación ico. La I.U.P.A.C. ha desaconsejado su utilización, pues es confusa cuando el elemento tiene más de dos valencias, no es aplicable a los compuestos de coordinación y exige recordar todas las valencias. Por tradición sigue utilizándose, pero es conveniente abandonarla. Ejemplos: FeCl3 = cloruro férrico, CuO = óxido cúprico, Pb(OH)2 = hidróxido plumboso, HgH2 = hidruro mercúrico, SnSO4 = sulfato estannoso. La tabla III.5 incluye los prefijos y sufijos usados en esta nomenclatura según el número de valencias del elemento. Página 47 de 150 Capítulo 3: EL LENGUAJE DE LA QUÍMICA I Universidad de Piura Química Básica Química Básica Tabla III.5. Prefijos y sufijos usados en la nomenclatura tradicional. 3 valencias 2 valencias 1 valencia 4 valencias Hipo_ _oso _oso _ico Per_ _ico Valencia menor Valencia mayor Fuente: http://users.servicios.retecal.es/tpuente/cye/formulacion/formulacion.htm 3.5.2. Óxidos Son compuestos binarios formados por la combinación de un elemento y oxígeno. Hay dos clases de óxidos que son los óxidos básicos y los óxidos ácidos (anhídridos). a) Óxidos básicos Son compuestos binarios formados por la combinación de un metal y el oxígeno. Su fórmula general es: M2OX; donde M es un metal y x la valencia del metal (el 2 corresponde a la valencia del oxígeno). Las valencias de los elementos se intercambian entre ellos y se ponen como subíndices (si la valencia es par se simplifica). Valencia Fórmula N. sistemática 1 Na2O Ca2O2 = CaO Fe2O2 = FeO Fe2O3 Pb2O4 = PbO2 Monóxido de disodio Monóxido de calcio Monóxido de hierro Trióxido de dihierro Dióxido de plomo 2 3 4 N. Stock (la más frecuente) Óxido de sodio Óxido de calcio Óxido de hierro (II) Óxido de hierro (III) Óxido de plomo (IV) N. tradicional Óxido sódico Óxido cálcico Óxido ferroso Óxido férrico Óxido plúmbico Fuente: http://users.servicios.retecal.es/tpuente/cye/formulacion/formulacion.htm b) Óxidos ácidos (anhídridos) Son compuestos binarios formados por la combinación de un no metal y oxígeno. Su fórmula general es: N2OX; donde N es un no metal y la x la valencia del no metal (el 2 corresponde a la valencia del oxígeno). Las valencias de los elementos se intercambian entre ellos y se ponen como subíndices (si la valencia es par se simplifica). Valencia 1 2 3 4 5 6 7 Fórmula N. sistemática (la más frecuente) F2O Monóxido de diflúor Cl2O SO I2 O3 SeO2 Br2O5 SO3 I2 O7 Monóxido de dicloro Monóxido de azufre Trióxido de diyodo Dióxido de selenio Pentaóxido de dibromo Trióxido de azufre Heptaóxido de diyodo N. Stock N. tradicional Anhídrido hipofluoroso (excepción a la norma general de prefijos y sufijos) Óxido de cloro (I) Anhídrido hipocloroso) Óxido de azufre (II) Anhídrido hiposulfuroso Óxido de Iodo (III) Anhídrido yodoso Óxido de selenio (IV) Anhídrido selenioso Óxido de bromo (V) Anhídrido brómico Óxido de azufre (VI) Anhídrido sulfúrico Óxido de yodo (VII) Anhídrido peryódico Óxido de flúor Fuente: http://users.servicios.retecal.es/tpuente/cye/formulacion/formulacion.htm La nomenclatura tradicional de los óxidos de nitrógeno es un tanto especial: Valencia 2 4 3 5 Fórmula NO NO2 N. sistemática * N. Stock * N2O3 N2O5 N. tradicional Óxido nitroso Óxido nítrico Anhídrido nitroso Anhídrido nítrico *Escribe los nombres que faltan en la tabla. También existen el N2O y el N2O4. Fuente: http://users.servicios.retecal.es/tpuente/cye/formulacion/formulacion.htm Página 48 de 150 Capítulo 3: EL LENGUAJE DE LA QUÍMICA I Universidad de Piura Química Básica Química Básica 3.5.3. Hidruros Son compuestos binarios formados por un metal e hidrógeno. Su fórmula general es: MHX; donde M es un metal y x la valencia del metal. El hidrógeno siempre tiene valencia -1. Valencia 1 2 3 4 Fórmula NaH FeH2 FeH3 SnH4 N. sistemática Monohidruro de sodio Dihidruro de hierro Trihidruro de hierro Tetrahidruro de estaño N. Stock (la más frecuente) Hidruro de sodio Hidruro de hierro (II) Hidruro de hierro (III) Hidruro estaño (IV) N. tradicional Hidruro sódico Hidruro ferroso Hidruro férrico Hidruro estánnico Fuente: http://users.servicios.retecal.es/tpuente/cye/formulacion/formulacion.htm 3.5.4. Hidruros de no metales Hay no metales como el nitrógeno, fósforo, arsénico, antimonio, carbono, silicio y boro que forman compuestos con el hidrógeno y que reciben nombres especiales admitidos por la IUPAC ya que son los más utilizados por los químicos y aparecen preferentemente en la bibliografía. Nitrógeno, fósforo, arsénico, antimonio y el boro funcionan con la valencia -3 mientras que el carbono y el silicio lo hacen con valencia -4. Se llaman también hidruros volátiles y su diferencia con los ácidos hidrácidos es que no tienen propiedades ácidas. NH3 N2H4 PH3 P2H4 AsH3 As2H4 BH3 B2H6 SbH3 Si2H6 BiH3 N. tradicional (la más usada) Amoniaco Hidracina Fosfina Difosfina Arsina Diarsina Borano Diborano Estibina Disilano Bismutina Trihidruro de nitrógeno Tetrahidruro de dinitrógeno Trihidruro de fósforo Tetrahidruro de difósforo Trihidruro de arsénico Tetrahidruro de diarsénico Trihidruro de boro Hexahidruro de diboro Trihidruro de antimonio Hexahidruro de disilicio Trihidruro de bismuto CH4 SiH4 Metano Silano Tetrahidruro de carbono Tetrahidruro de silicio Valencia Fórmula 3 3 3 3 3 3 3 3 3 3 3 4 4 N. sistemática Fuente: http://users.servicios.retecal.es/tpuente/cye/formulacion/formulacion.htm 3.5.5. Ácidos hidrácidos Son compuestos binarios formados por un no metal e hidrógeno. Los no metales que forman estos ácidos son los siguientes: • Flúor, cloro, bromo, yodo (todos con valencia 1) • Azufre, selenio, teluro (todos con valencia 2). Su fórmula general es HxN, donde N es el no metal y la x la valencia del no metal. (El hidrógeno funciona con valencia 1). Valencia 1 1 1 1 Página 49 de 150 Fórmula* HF HCl HBr HI N. tradicional * (cuando está en disolución) Ácido fluorhídrico Ácido clorhídrico N. tradicional * (cuando está en estado puro) Fluoruro de hidrógeno Cloruro de hidrógeno Capítulo 3: EL LENGUAJE DE LA QUÍMICA I Universidad de Piura Química Básica Química Básica Valencia Fórmula* N. tradicional * (cuando está en disolución) Ácido sulfhídrico 2 H2S 2 2 Ácido telurhídrico * Escribe los datos que faltan en la tabla N. tradicional * (cuando está en estado puro) Sulfuro de hidrógeno Seleniuro de hidrógeno Fuente: http://users.servicios.retecal.es/tpuente/cye/formulacion/formulacion.htm 3.5.6. Ácidos oxácidos Son compuestos ternarios formados por un no metal, oxígeno e hidrógeno. Se obtienen a partir del óxido ácido o anhídrido correspondiente sumándole una molécula de agua (H2O). Su fórmula general es: H2O + N2Ox = HaNbOc; donde H es el hidrógeno, N el no metal y O el oxígeno. Valencia 1 2 3 4 5 6 7 Fórmula F2O + H2O = H2F2O2 = HFO SO + H2O = H2SO2 Cl2O3 + H2O = H2Cl2O4 = HClO2 S2O + H2O = H2SO3 Cl2O5 + H2O = H2Cl2O6 = HClO3 SO3 + H2O = H2SO4 Cl2O7 + H2O = H2Cl2O8 = HClO4 N. tradicional Ácido hipofluoroso Ácido hiposulfuroso Ácido cloroso Ácido sulfuroso Ácido clórico Ácido sulfúrico Ácido perclórico Fuente: http://users.servicios.retecal.es/tpuente/cye/formulacion/formulacion.htm El nitrógeno sólo forma ácidos oxácidos con la valencias 3 y 5. Valencia 3 5 Fórmula N. tradicional Ácido nitroso Ácido nítrico * Escribe los datos que faltan en la tabla Fuente: http://users.servicios.retecal.es/tpuente/cye/formulacion/formulacion.htm El fósforo, arsénico y antimonio forman ácidos especiales: • Si a los óxidos correspondientes se les suma una molécula de agua tenemos los ácidos META: Valencia 3 5 Fórmula P2O3 + H2O = HPO2 P2O5 +H2O = HPO3 N. tradicional Ácido metafosforoso Ácido metafosfórico Fuente: http://users.servicios.retecal.es/tpuente/cye/formulacion/formulacion.htm • Si a los óxidos correspondientes se les suma dos moléculas de agua tenemos los ácidos PIRO: Valencia 3 5 Fórmula P2O3 + 2H2O = H4P2O5 P2O5 +2H2O = H4P2O7 N. tradicional Ácido pirofosforoso Ácido pirofosforico Fuente: http://users.servicios.retecal.es/tpuente/cye/formulacion/formulacion.htm • El fósforo, arsénico y antimonio forman los ácidos ORTO cuando se les suman 3 moléculas de agua a los óxidos correspondientes: Valencia Fórmula 3 P2O3 + 3H2O = H6P2O6 = H3PO3 5 P2O5 +3H2O = H6P2O8 = H3PO4 N. tradicional Ácido ortofosforoso (A. Fosforoso) Ácido ortofosfórico (A. Fosfórico) Fuente: http://users.servicios.retecal.es/tpuente/cye/formulacion/formulacion.htm Página 50 de 150 Capítulo 3: EL LENGUAJE DE LA QUÍMICA I Universidad de Piura Química Básica Química Básica Hay algunos metales que también forman ácidos, como el cromo y el manganeso: Valencia 6 6 Valencia 6 7 Fórmula CrO3 + H2O = H2CrO4 * Cr2O6 +H2O = H2Cr2O7 N. tradicional Ácido crómico Ácido dicrómico Fórmula MnO3 + H2O = H2MnO4 Mn2O7 + H2O = H2Mn2O8 = HMnO4 N. tradicional Ácido mangánico Ácido permangánico Fuente: http://users.servicios.retecal.es/tpuente/cye/formulacion/formulacion.htm 3.5.7. Sales de ácidos hidrácidos Se obtienen sustituyendo los hidrógenos del ácido hidrácido correspondiente por un metal. Se nombran con el nombre del no metal terminado en –uro seguido del nombre del metal. Si el metal tiene más de una valencia se indica al final, en números romanos y entre paréntesis. El número de hidrógenos que se le quitan al ácido se le pone como subíndice al metal. Ácido hidrácido HF HCl HBr HI H2S H2Se H2Te Fórmula CaF2 FeCl3 N. stock (la más común) Fluoruro de calcio Cloruro de hierro (III) Bromuro de cadmio Yoduro de cromo (II) N. tradicional Fluoruro cálcico Cloruro férrico Pt2S4 = PtS2 Al2Se3 Telururo aúrico * Escribe los datos que faltan en la tabla. Fuente: http://users.servicios.retecal.es/tpuente/cye/formulacion/formulacion.htm 3.5.8. Sales de ácidos oxácidos Son compuestos ternarios formados por un metal, un no metal y el oxígeno. Se obtienen a partir de los ácidos oxácidos sustituyendo los hidrógenos de éstos por un metal. Estudiaremos dos tipos de sales de ácidos oxácidos, las neutras y las ácidas. a) Sales neutras Se obtienen sustituyendo todos los hidrógenos de un ácido oxácido por un metal. La valencia del metal se le pone como subíndice al resto del ácido sin los hidrógenos. El número de hidrógenos que se le quiten al ácido se le ponen como subíndice al metal. Se nombran sustituyendo los sufijos que utilizábamos en el ácido (-oso e –ico) por los sufijos -ito y -ato respectivamente. Prefijos y sufijos utilizados en los Prefijos y sufijos utilizados en las ácidos sales HIPO-OSO HIPO-ITO -OSO -ITO -ICO -ATO PER -ICO PER-ATO Regla nemotécnica: Cuando el OSO toca el pITO, perICO toca el silbATO. Ácido de partida HClO HClO2 HClO3 HClO4 H2SO2 H2SO3 H2SO4 Página 51 de 150 Nombre del ácido Ácido hipocloroso Ácido cloroso Ácido clórico Ácido perclórico Ácido hiposulfuroso Sal Ca(ClO)2 Ca(ClO2)2 Sn(ClO3)4 Li(ClO4) Ca2(SO2)2 = Ca(SO2) Pb2(SO3)4 = Pb(SO3)2 Al2(SO4)3 Nombre de la sal Hipoclorito de calcio Clorito de calcio Clorato de estaño (IV) Perclorato de litio Hiposulfito de calcio Sulfito de plomo (IV) Sulfato de aluminio Capítulo 3: EL LENGUAJE DE LA QUÍMICA I Universidad de Piura Química Básica Química Básica Ácido de partida H4P2O7 H3AsO3 Nombre del ácido Ácido pirofosfórico Ácido ortoarsenioso Sal Nombre de la sal Pirofosfato de hierro (III) Ortoarsenito de potasio Fe4(P2O7)3 K3(AsO3) * Escribe los datos que faltan en la tabla Fuente: http://users.servicios.retecal.es/tpuente/cye/formulacion/formulacion.htm b) Sales ácidas Son compuestos que se obtienen sustituyendo parte de los hidrógenos de un ácido oxácido por un metal. El número de hidrógenos que se le quitan al ácido se le pone como subíndice al metal y la valencia del metal se le pone como subíndice al resto del ácido. Se nombran con la palabra hidrógeno precedida de los prefijos di- (H2), tri- (H3) seguido del nombre de la sal correspondiente. Forman sales ácidas los no metales siguientes: S, Se, Te, y los ácido piro y orto del P, As y Sb. Ácido de partida H2SO2 H2SO3 H2SO4 H4As2O5 Nombre del ácido Ácido hiposulfuroso Ácido sulfuroso Ácido sulfúrico Ácido piroarsenioso H4Sb2O5 Ácido piroantimonioso Sal Ca(HSO2)2 Pb(HSO3)4 Cr(HSO4)3 Sr(H3As2O5)2 Mg2(H2Sb2O5)2 = Mg(H2Sb2O5) Nombre de la sal Hidrógeno hiposulfito de calcio Hidrógeno sulfito de plomo (IV) Hidrógeno sulfato de cromo (III) Trihidrógeno piroarsenito de estroncio Dihidrógeno piroantimonito de magnesio Trihidrógeno pirofosfito de calcio Dihidrógeno ortofosfito de potasio Hidrógeno ortofosfito de magnesio Hidrógeno carbonato de sodio = BICARBONATO SÓDICO * Escribe los datos que faltan en la tabla Fuente: http://users.servicios.retecal.es/tpuente/cye/formulacion/formulacion.htm 3.5.9. Peróxidos 2- Se caracterizan por llevar el grupo PEROXO (- O – O -) también representado O2 . Los podemos considerar como óxidos con más oxígeno del que corresponde por la valencia de este elemento. Valencia 1 1 2 2 Fórmula H2O2 Na2O2 Ca2O4 = CaO2 Ba2O4 = BaO2 Nomenclatura Peróxido de hidrógeno = Agua oxigenada Peróxido de sodio Peróxido de calcio Peróxido de bario Peróxido de potasio Fuente: http://users.servicios.retecal.es/tpuente/cye/formulacion/formulacion.htm 3.5.10. Compuestos iónicos como seudobinarios Muchos compuestos iónicos ternarios pueden formularse fácilmente de la forma sencilla como lo hacen aquellos binarios; es decir, intercambiando las valencias, que en el caso de los iones coincide con las cargas de los iones. Para ello hace falta aprender a reconocer los iones más comunes, tanto positivos (cationes) como negativos (aniones). En la tabla III.6 se incluyen algunos cationes y aniones de uso común que deberíamos conocer (memorizar). Así, por ejemplo, la fórmula del sulfato de aluminio puede escribirse fácilmente conociendo las fórmulas de los iones: Aluminio Al3+ Sulfato SO 24− Página 52 de 150 Intercambiando cargas, la carga 3 del Al pasa como subíndice del sulfato y la carga 2 del sulfato pasa al Al: Al2 (SO4)3 Capítulo 3: EL LENGUAJE DE LA QUÍMICA I Universidad de Piura Química Básica Química Básica Tabla III.6. Fórmulas de algunos cationes y aniones comunes. Catión Fórmula Anión Fórmula Aluminio Al3+ Bromuro Br- Amonio NH +4 Carbonato CO 32− Bario Ba2+ Carbonato ácido o bicarbonato HCO 3− Cadmio Cd2+ Cianuro CN- Calcio Ca2+ Clorato ClO 3− Cesio Cs+ Cloruro Cl- Cinc Zn2+ Cromato CrO 24− Cobalto (II) o cobaltoso Co2+ Dicromato Cr2 O 72− Cobre (I) o cuproso Cu+ Fosfato PO 34− Cobre (II) o cúprico Cu2+ Fosfato ácido HPO 24− Cromo (III) o crómico Cr3+ Fosfato diácido H2PO 4− Estaño (II) o estañoso Estroncio Hidrógeno Sn2+ Sr2+ H+ Fluoruro Hidróxido Hidruro FOHH- Hierro (II) o ferroso Fe2+ Nitrato NO 3− Hierro (III) o férrico Fe3+ Nitrito NO 2− Litio Magnesio Li+ Mg2+ Nitruro Óxido N3O2- Manganeso (II) o manganoso Mn2+ Permanganato MnO −4 Mercurio (I) o mercurioso Hg22+ Peróxido O 22− Mercurio (II) o mercúrico Hg2+ Sulfato SO 24− Plata Ag+ Sulfato ácido o bisulfato HSO −4 Plomo (II) o plumboso Pb2+ Sulfito SO 32− Potasio Sodio K+ Na+ Sulfuro Tiocianato Yoduro S2SCNI- 3.6. Reacciones químicas y ecuaciones químicas Las reacciones químicas son los procesos naturales o industriales en los que unas sustancias (elementos o compuestos) reaccionan para formar otras distintas. Tales procesos se representan o modelan mediante sus respectivas ecuaciones químicas. Dichas reacciones deben ser cuidadosamente analizadas, ya que el lenguaje de la química nos permite concentrar en ellas gran cantidad de información valiosa. Cuando se combinan dos o más sustancias no lo hacen de cualquier modo, sino cumpliendo algunas leyes ya vistas: la ley de la conservación de la masa y la ley de las proporciones definidas. En ellas se basan los cálculos estequiométricos que veremos más adelante y que nos permiten predecir la cantidad de reactivos necesarios para obtener una determinada cantidad de productos. Debido a la gran cantidad de reacciones químicas existentes resulta muy difícil clasificarlas. Sin embargo, las agruparemos con una clasificación primaria que englobe la mayor parte de ellas. Página 53 de 150 Capítulo 3: EL LENGUAJE DE LA QUÍMICA I Universidad de Piura Química Básica Química Básica 3.6.1. Información contenida en una ecuación química Una ecuación química, al igual que una ecuación algebraica, representa una o equivalencia. En el caso de la ecuación química se trata de una equivalencia en masa: la ley de la conservación de la masa nos dice que la masa de los productos es exactamente igual a la masa de los reactivos, ya que la masa no se crea ni se destruye, sino que sólo se transforma. En este principio se sustenta el balanceo de ecuaciones químicas que veremos más adelante. Una ecuación química nos indica los reactivos y productos y sus respectivos estados de agregación: sólido (s), líquido (l), gas (g) y acuoso (aq) o en solución. Nos indica también las proporciones relativas en que estos se combinan a través de los coeficientes estequiométricos que representan el número de moles de cada sustancia. Reactivos y productos aparecen separados por un signo: flecha hacia la derecha (→), si se trata de una reacción irreversible (que se produce en un solo sentido) o flechas a ambos sentidos () si se trata de una reacción reversible, que alcanza el equilibrio 2. Adicionalmente la ecuación química aporta otros datos de interés, como las condiciones de reacción: temperatura, presión, calentamiento, presencia de catalizadores, etc., así como la precipitación () de sustancias sólidas y/o desprendimiento () de gases. Finalmente, la llamada ecuación termoquímica nos da los valores de energía involucrados en cada proceso (calor de reacción). Así, la ecuación: 2SO2(g) + O2(g) V2O5 400 ºC 2SO3(g) nos indica que dos moles de dióxido de azufre gaseoso reaccionan con 1 mol de oxígeno gaseoso para dar como producto 2 moles de trióxido de azufre gaseoso mediante un proceso que ocurre a una temperatura de 400 ºC y en presencia del catalizador pentóxido de vanadio. Del mismo modo, la ecuación: CaCO3(s) ∆ 800 ºC CaO(s) + CO2(g) nos indica que 1 mol de carbonato de calcio sólido se descompone mediante calentamiento (∆) a 800 ºC en óxido de calcio o cal viva (sólida) con desprendimiento de gas dióxido de carbono. ∆H = -92,6 kJ/mol corresponde a la La ecuación: 3N2(g) + 2H2(g) 2NH3(g) síntesis del amoníaco y nos indica, entre otras cosas, que en la formación de 1 mol de amoníaco gaseoso a partir de sus elementos gaseosos se liberan 92 kJ de calor (es, por tanto, una reacción exotérmica) en un proceso reversible; es decir, que alcanza el equilibrio. Cuando leemos un libro de química debemos, por tanto, analizar cuidadosamente las ecuaciones químicas a fin de poder obtener de ellas toda la información que nos proporcionan. 3.6.2. Tipos de reacciones químicas Veremos una clasificación breve que comprende, sin embargo, la mayor parte de reacciones conocidas, tanto orgánicas como inorgánicas. Una reacción química podría clasificarse bajo más de uno de los tipos que a continuación mencionaremos. a) Reacciones de combinación Representan la obtención de un compuesto a partir de sus elementos (en cuyo caso se llama propiamente síntesis), o de un compuesto y un elemento, o de dos compuestos. Como ejemplos veamos: • Síntesis del agua será: H2(g) + O2(g) H2O(g) • Síntesis del cloruro de sodio o sal común: 2Na(s) + Cl2(g) 2NaCl(s) 2 El concepto de equilibrio químico lo estudiarán en Química General II. Página 54 de 150 Capítulo 3: EL LENGUAJE DE LA QUÍMICA I Universidad de Piura Química Básica Química Básica • Obtención de pentacloruro de fósforo: PCl3(l) + Cl2(g) PCl5(s) • Formación del hidróxido de calcio: CaO(s) + H2O(l) Ca(OH)2 b) Reacciones de descomposición Son aquellas en las cuales un compuesto se descompone para producir (1) dos elementos, (2) uno o más elementos y uno o más compuesto, o (3) dos o más compuestos. Veamos los siguientes ejemplos: • Electrólisis del agua: H2O(g) H2(g) + O2(g) • Descomposición del clorato de potasio: 2KClO3(s) 2KCl(s) + 3O2(g) • Descomposición térmica del carbonato de calcio o piedra caliza, ya vista antes: CaCO3(s) CaO(s) + CO2(g) c) Reacciones de desplazamiento Son aquellas en las cuales un elemento desplaza a otro. Así tenemos que un metal más activo puede desplazar a uno menos activo de sus sales, cuando estas están disueltas en agua (en solución acuosa). Por ejemplo, el zinc, más activo, desplaza al cobre, menos activo, del sulfato: Zn(s) + CuSO4(aq) Cu(s) + ZnSO4(aq). Los metales activos también pueden desplazar al hidrógeno de los ácidos no oxidantes, liberándolo. Ejemplo: Zn(s) + H2SO4(aq) ZnSO4(aq) + H2(g) . Los no metales más activos desplazan a los no metales menos activos de sus sales. Por ejemplo, siendo el cloro más activo que el bromo, lo desplaza de sus sales iónicas (fijarse en la representación de la sal iónica): Cl2(g) + 2[Na+(aq) + Br-(aq)] 2[Na+(aq) + Cl-(aq)] + Br2(l). d) Reacciones de doble desplazamiento o metátesis En muchas reacciones en solución acuosa las sustancias iónicas constituidas por un catión y un anión “cambian de pareja” dando lugar a nuevas sustancias, sin cambios en los números de oxidación. Dichas sustancias se denominan de doble sustitución o metátesis. Entre ellas se encuentran las reacciones: • Ácido-base o neutralización: HCl(aq) + NaOH(aq) NaCl(aq) + H2O(l). • De precipitación, o formación de una sustancia sólida a partir de dos soluciones líquidas: Pb(NO3)2(aq) + K2CrO4(aq) PbCrO4(s) + 2KNO3(aq). e) Reacciones con formación de gases Son aquellas reacciones en solución acuosa en las cuales el producto de reacción es un gas soluble o ligeramente soluble en agua, a pesar de que los reactivos no sean gaseosos. Los gases solubles que más comúnmente se ven involucrados en estas reacciones son el cloruro de hidrógeno, HCl(g) y el amoniaco, NH3(g). Todos los demás gases son insolubles en agua; por tanto, se desprenden de la solución de reacción. Por ejemplo, al añadir unas gotas de ácido clorhídrico sobre piedra caliza (carbonato de calcio) se observa un burbujeo. Podemos escribir: 2HCl(aq) + CaCO3(s) CaCl2(aq) + H2CO3(aq); pero como el ácido carbónico (H2CO3) es un ácido débil inestable que se descompone en CO2(g) y agua(l): 2HCl(aq) + CaCO3(s) CaCl2(aq) + CO2(g) + H2O(l). f) Reacciones redox Son aquellas que se producen con transferencia de electrones (con cambio en los números de oxidación). No son tan evidentes como las anteriores. Las veremos más adelante. Las reacciones de síntesis y las de combustión son ejemplos de este tipo de reacciones. Página 55 de 150 Capítulo 3: EL LENGUAJE DE LA QUÍMICA I Universidad de Piura Química Básica Química Básica 3.7. Balanceo de ecuaciones químicas El balanceo de ecuaciones consiste en aplicar la ley de la conservación de la masa, de modo que en ambos miembros de la ecuación quede el mismo número de átomos de cada especie, de modo que la masa de cada elemento es la misma. Existen tres métodos para balancear una ecuación química. Veremos (1) el método de simple inspección y (2) el método de coeficientes indeterminados. Los (3) métodos de igualación o balanceo de reacciones redox se verán en el curso de Química General 2. 3.7.1. Balanceo por simple inspección En este método sólo necesitamos fijarnos en primer lugar en aquellas sustancias que sólo aparecen una vez en ambos miembros; estas son las primeras que se balancean, dejando para el final aquellos elementos que aparecen en más de dos sustancias. 3.7.2. Balanceo por coeficientes indeterminados Es un método algebraico que consiste en formular ecuaciones que representan la igualdad de número de átomos en ambos miembros, asignando una variable a cada coeficiente estequiométrico desconocido. La solución de dichas ecuaciones nos da los coeficientes estequiométricos buscados. Ejemplo 3.1. Ajuste la ecuación química que representa la reacción entre el aluminio y el ácido clorhídrico para obtener cloruro de aluminio e hidrógeno. Solución: La ecuación sin ajustar es: Al + HCl AlCl3 + H2 Usando la simple inspección: al haber 3 Cl en el 2º miembro, colocamos un 3 como coeficiente del HCl: Al + 3HCl AlCl3 + H2 Ahora ajustamos el H: Al + 3HCl AlCl3 + 3/2H2 Conservando coeficientes enteros (todo por 2): 2Al + 6HCl 2AlCl3 + 3H2 Y la ecuación queda ajustada: 2Al, 6H y 6Cl en ambos miembros. Usando el método de los coeficientes indeterminados: aAl + bHCl cAlCl3 + dH2 Procedemos a ajustar algebraicamente planteando una ecuación por cada elemento: Tenemos 3 ecuaciones y 4 incógnitas. Para resolver, Para el Al: a=c (1) asignamos arbitrariamente a = 1, con lo cual de (1): c = 1; Para el H: b = 2d (2) de (3): b =3; y de (2): d = 3/2. Para el Cl: b = 3c (3) Llegamos, pues a la misma solución: 1Al + 3HCl AlCl3 + 3/2H2 ≡ 2Al + 6HCl 2AlCl3 + 3H2 3.8. Reacciones que incluyen sustancias gaseosas Como ya se ha visto en los ejemplos anteriores, muchas reacciones químicas involucran gases, los cuales tienen sus propias leyes que correlacionan la masa o los moles y sus variables de estado: presión, volumen y temperatura. Llamamos gas ideal a aquél que sigue el modelo de la teoría cinético molecular de los gases, modelo teórico simplificado que vale para todos los gases, aún cuando son pocos los que realmente siguen este modelo. Por ello en Química General 1 se estudiarán las leyes de los gases con los gases reales, éstos últimos son los que no obedecen esta ley general bien sea por su naturaleza como por sus condiciones (P, V y T). La ley general de los gases ideales se representa matemáticamente como PV = nRT. En esta expresión R es la llamada constante universal de los gases, que puede expresarse en varias unidades, así, R vale 0,082057 atm·L/mol·K o bien 8,314 J/mol·K. Página 56 de 150 Capítulo 3: EL LENGUAJE DE LA QUÍMICA I Universidad de Piura Química Básica Química Básica Dependiendo del valor de R utilizado, las demás variables tienen las siguientes unidades, respectivamente: P es la presión en atmósferas o en Pascales (N/m2), V es el volumen en litros o en metros cúbicos; n es el número de moles (igual en ambos casos) y T es la temperatura absoluta, en Kelvin en ambos casos. La ley general de los gases ideales resume todas las leyes de los gases ideales que a continuación se resumen: • Ley de Boyle (1662): a una temperatura dada, el producto de la presión por el volumen de una masa definida de gas es constante; o bien: P·V = k (a T = cte.). Para dos estados de un mismo gas, uno inicial: P1, V1 y T1, y otro final: P2, V2 y T2; donde T1 = T2 (temperatura constante) P1·V1 = P2·V2. • Ley de Charles y Gay-Lussac (1783): a presión constante, el volumen ocupado por una masa definida de gas es directamente proporcional a su temperatura absoluta: V = = k·T (a P = cte.). Para dos estados de un mismo gas, uno inicial: P1, V1 y T1, y otro final: P2, V2 y T2; donde P1 = P2 (presión constante) (V1/T1) = (V2/T2). • Ley de Avogadro (1811): a la misma temperatura y presión, volúmenes iguales de gases contienen el mismo número de moléculas; o bien: V = k·n (a P y T = ctes.). Para dos estados de un mismo gas, uno inicial: P1, V1 y T1, y otro final: P2, V2 y T2; donde P1 = P2 (presión constante) y T1 = T2 (temperatura constante) (V1/n1) = (V2/n2), donde n representa el número de moles. Cuando se trabaja con gases es importante conocer las condiciones estándar: P = 1 atm y T = 273,15 K (0 ºC). Un mol de un gas ideal ocupa 22,4 L en condiciones estándar (CE), llamadas también condiciones normales de temperatura y presión (CNTP). Ejemplo 3.2. Un globo meteorológico lleno con helio tiene un volumen de 7240 p3. Determine la masa de helio necesaria para llenar este globo a la presión de 745 torr a 21 ºC. Solución: Conversión de volumen: p3 a L 7240 p3 *(12 pulg/p)3 *(2,54 cm/pulg)3 *(10-3 L/cm3) = 2,05x 105 L. Conversión de presión de torr a atm: como 1 atm = 760 torr 745 torr = Según la ley de los gases ideales: P·V = n·R·T = para el helio m = 745 torr = 0,9803 atm. torr 760 atm m ·R·T donde PF es el peso fórmula = 4 g/mol PF P·V·(PF)He (0,9803 atm)·(2,05 x10 5 L)·(4 g/mol) = 3,33 x 104 g o bien 33,33 kg = R·T (0,082 atm·L/mol· K)·(21 + 273,15) K de He. Ejemplo 3.3. En la reacción combustión de una cierta cantidad de propano se producen 20 kg de vapor de agua. En el supuesto que el vapor de agua se comporte como gas ideal, (a) ¿qué volumen, en metros cúbicos, ocupará en CNTP? (b) ¿Y en condiciones ambientales? Solución: (a) CNTP: 1 atm y 273,15 K (0 ºC); y como P·V = n·R·T = ( 20 kg·103 peso fórmula del H2O: 18 g mol V= g )·(0,082 m m R·T ·R·T V = · ; donde PF es el PF PF P atm·L kg mol·K (18 g/mol)·(1 atm) )·(273,15 K) ·10 −3 ( m3 L ) = 24,89 m3. (b) Condiciones ambientales: 1 atm y 298 K (≈ 25 ºC) V= (20 kg·10 3 g/kg)·(0,082 atm·L/mol·K)·(298,15 K) −3 ·10 (m 3 / L ) = 27,16 m3. (18 g/mol)·(1 atm) Página 57 de 150 Capítulo 3: EL LENGUAJE DE LA QUÍMICA I Universidad de Piura Química Básica Química Básica 3.9. Formas de representar las moléculas La formulación que hemos estudiado nos da la fórmula global o de unidad fórmula, la cual representa la composición de la sustancia, pero no nos da ninguna información acerca del ordenamiento ni la distribución espacial de la misma. Para ello tenemos las fórmulas estructurales y los modelos espaciales. Así, por ejemplo, para el metano, podemos ver (figura 3.1) las diferentes representaciones. Fórmula global o de unidad fórmula Fórmula estructural Modelo espacial CH4 Figura 3.1. Diferentes formas de representar las moléculas. La fórmula global sólo nos indica que hay 4 átomos de hidrógeno por cada átomo de carbono. La fórmula estructural ya nos dice que el átomo central es el átomo de carbono al cual se encuentran unidos los átomos de hidrógeno, pero no nos dice nada acerca de la distribución espacial. El modelo espacial (en este caso modelo de bolas y varillas) nos deja claro que se trata de una molécula tetraédrica, con el átomo de carbono ocupa el centro del tetraedro y los átomos de hidrógeno se ubican en los vértices del mismo. Para los modelos espaciales también encontramos la representación de llenado espacial. Algunos ejemplos se ven en la figura 3.2. Figura 3.2. Modelos de llenado espacial. EJERCICIOS PROPUESTOS GLOSARIO: Procura definir los siguientes términos: Ácidos especiales Ácidos hidrácidos Alotropía Anhidridos Aniones Página 58 de 150 Fórmula estructural Fórmula global Gas ideal Gas real Hidruros Peróxidos Precipitación Reacción de combinación Reacción de descomposición Reacción de desplazamiento Capítulo 3: EL LENGUAJE DE LA QUÍMICA I Universidad de Piura Química Básica Química Básica Balanceo de ecuaciones químicas Hidruros volátiles Calor de reacción Catalizador Cationes CNTP Coeficiente estequiométrico Compuesto binario Compuesto ternario Compuestos seudobinarios Condiciones estándar Constante universal de los gases Desprendimiento gaseoso Ecuación química Electrones de valencia Elementos representativos Estado de oxidación Estequiometria Fórmula IUPAC Ley de Avogadro Ley de Boyle Ley de Charles Ley de Charles y Gay-Lussac Ley general de los gases ideales Metátesis Modelo de bolas y varillas Modelo de llenado espacial Modelo espacial Nomenclatura sistemática Nomenclatura Stock Nomenclatura tradicional Número de oxidación Óxidos Óxidos ácidos Óxidos básicos Reacción de doble desplazamiento Reacción irreversible Reacción química Reacción reversible Reacciones redox Regla del octeto Sales Sales ácidas Sales haloideas Sales neutras Sales oxisales Símbolo Síntesis Temperatura absoluta Unidad fórmula Valencia PROBLEMAS 1. Escriba la fórmula del compuesto iónico formado entre cada uno de los siguientes pares de 23iones y escriba su nombre correcto: (a) Na+ y S2-; (b) Al3+ y SO4 ; (c) K+ y PO4 ; (d) Mg2+ y NO3 ; 2(e) Fe3+ y SO4 . 2. Complete la siguiente tabla: Fórmula Nomenclatura sistemática Nomenclatura Stock Nomenclatura tradicional Fe2S3 Hidruro de litio Óxido de plomo (IV) Ácido hipofluoroso Ca(H2PO4)2 3. Escriba las ecuaciones químicas que representen, e indique qué tipo de reacciones son: (a) la combustión del carbón que quemamos en una parrillada; (b) La reacción que ocurre en el soplete de soldadura oxiacetilénica; (c) la obtención de yeso de construcción a partir de yeso de mina; (d) la electrólisis del agua; (e) el crackig o craqueo catalítico; (f) la corrosión del hierro. 4. Una burbuja de aire esférica de 2,0 cm de diámetro que se forma en el fondo del mar, donde la temperatura es de 14 ºC, la presión es de 3,25 atm, asciende hasta la superficie donde la temperatura es de 28 ºC. (a) Determine el volumen en cm3 de la burbuja en la superficie; (b) ¿Qué masa de aire contiene la burbuja? Asuma que el aire tiene un peso fórmula promedio de 29 g/mol. 5. (a) Deduzca el peso fórmula promedio del aire sabiendo que está constituido por el 21 % de oxígeno y el 79 % de nitrógeno en volumen. (b) ¿Cuánto aire (en kilogramos) entra en el salón de clases en las condiciones ambientales? Suponga que las dimensiones del aula son: l (largo) x a (ancho) x h (altura) = 15,0 m x 7,0 m x 3,5 m. 6. Balancee por coeficientes indeterminados la reacción de combustión de la gasolina. Asuma que la gasolina es principalmente heptano líquido. Página 59 de 150 Capítulo 3: EL LENGUAJE DE LA QUÍMICA I INGENIERÍA Química Básica 2021 APUNTES DE CLASE – QB0 Capítulo 4: EL LENGUAJE DE LA QUÍMICA II 4.1. Introducción Una vez aprendido el lenguaje elemental de la química que nos permite representar elementos, compuestos y reacciones químicas a través de símbolos, fórmulas y ecuaciones, respectivamente, entenderemos mejor la información que nos proporcionan las ecuaciones químicas. El paso siguiente consiste en utilizar esta valiosa información para evaluar cuantitativamente un proceso. Precisamente la estequiometría, que veremos en este capítulo, es otro aspecto importante del lenguaje cuantitativo de la química, pues nos permitirá responder a las preguntas: ¿qué cantidad de reactivos son necesarios para obtener una determinada cantidad de producto? o bien ¿qué cantidad de producto puedo obtener a partir de los reactivos con los cuales cuento? Ambas preguntas tienen un innegable interés industrial, no sólo porque en ese análisis se sustenta la evaluación técnica y económica de un proceso. No perdamos de vista que en la ingeniería nos interesa optimizar soluciones; es decir, debemos escoger entre varias alternativas aquella mejor en términos técnicos y económicos. La estequiometría (que en el fondo es un balance de materiales) junto con otros conocimientos técnicos que iremos adquiriendo, está a la base de la predicción y el diseño de un proceso o una planta industrial. 4.2. El concepto de mol y el peso fórmula En el trabajo diario de laboratorio, en las aplicaciones domésticas y, con mucha mayor razón en la industria, se manejan cantidades de sustancias que contienen un elevado número de átomos, moléculas o iones (partículas en general). Por otro lado, hemos visto (ley de las proporciones definidas) que en una reacción química estas partículas se combinan en cantidades fijas, proporcionales a esas unidades discretas (átomos, moléculas o iones). Por ejemplo, cuando se combinan H2 y O2 para formar H2O, lo hacen a través de la siguiente reacción: 2H2 + O2 2H2O, que nos indica que dos moléculas de hidrógeno se combinan con una de oxígeno para formar dos moléculas de agua. En consecuencia, necesitamos una unidad de medida de cantidad de sustancia que contenga un número determinado de partículas, ya que la masa en gramos no es lo más adecuado. Necesitamos algo como la docena (12 unidades), el ciento (100 unidades), la gruesa (12 docenas o 144 unidades). En el caso de la química se utiliza el mol: Página 61 de 150 Capítulo 4: EL LENGUAJE DE LA QUÍMICA II Universidad de Piura Química Básica Química Básica 1 mol = 6,02x1023 partículas (átomos, moléculas o iones). Número de Avogadro: N = 6,02x1023 Mol = cantidad de sustancia que contiene tantas partículas (átomos, moléculas o iones) como átomos hay en exactamente 0,012 kg de átomos de carbono-12 puro. Si bien en la práctica pesamos las sustancias (generalmente usamos una balanza), el mol nos indica cuántas partículas hay presentes en una determinada masa de sustancia. Ocurre algo análogo a lo que pasa con los huevos, que podemos comprarlos por docenas o por kilogramos; dependiendo del tamaño, una docena de huevos puede pesar más o menos, pero en una docena de huevos, sean del tamaño que sean, siempre habrá 12 unidades. Del mismo modo, un mol de sustancia, independientemente de cuanto pese, siempre contiene un número de Avogadro (N = 6,02x1023) de partículas: La masa de un mol de átomos de un elemento puro (masa molar o peso fórmula) en gramos coincide con su peso atómico en uma (unidades de masa atómica). Por tanto, 1 unidad de masa atómica (uma) se define como la doceava parte de la masa de un átomo de C. El peso fórmula de un elemento coincide con el peso atómico (PA) y se expresa en g/mol. Así, podemos establecer las siguientes relaciones estequiométricas (RE): 12,011 g C 1 mol de átomos de C 196,967 g Au (peso atómico o peso fórmula) y 1 mol de átomos de Au 2,015 g H2 6,02x1023 átomos de C (peso atómico o peso fórmula) y 1 mol de moléculas de H2 256,528 g S8 1 mol de moléculas de S8 (peso fórmula) y (peso fórmula) y 6,02x10 23 . 1 mol de átomos de C 6,02x1023 átomos de Au . 1 mol de átomos de Au moléculas de H2 2*6,02x1023 átomos de H 1 mol de H2 6,02x1023 moléculas de S8 1 mol de S8 o o . 1 mol de H2 8*6,02x1023 átomos de S 1 mol de S8 Se cumple: m n= y PF # partículas = n*N, siendo N = 6,02x1023. . Ejemplo 4.1. La cabeza de un martillo de hierro puro pesa 1,125 kg. Calcule el número de moles y el número de átomos de Fe presentes. Si el PA del Fe es 55,85 g/mol, ¿cuánto pesa un átomo de Fe? Solución: De las RE: nFe = Fe * 6,02x1023 = PFFe N = átomos de Fe mol Fe g 55,85 mol át. 6,02x1023 mol m PF 1,125 kg* 103 = 55,85 g Fe mol Fe g kg = 20,14 moles Fe; # átomos Fe = n*N = 20,14 moles = 1,21x1025 átomos de Fe; y m1 át. Fe = masa de 1 mol de átomos # de átomos en 1 mol = = 9,28x10-23 g/átomo Fe. El peso fórmula (PF) de una sustancia es la suma de los pesos atómicos (PA) de los elementos que participan en ella. Nos da la masa de una UF en uma. La cantidad de sustancia que contiene la masa en gramos (masa molar) numéricamente igual a su PF en uma contiene 6,02x1023 unidades fórmula, o un mol de la sustancia. En este caso la masa molar es numéricamente igual al PF y se expresa en g/mol. Página 62 de 150 Capítulo 4: EL LENGUAJE DE LA QUÍMICA II Universidad de Piura Química Básica Química Básica Para compuestos moleculares, como el agua y el trinitrotolueno [TNT = C7H5(NO2)3]: 18 g H2 O mol H2 O 16 g O (peso fórmula) y o 18 g H2 O 227 g TNT mol TNT 2gH mol H2 O 6,02x1023 moléculas de H2 O 1 mol de H2 O ; también: 2*6,02x1023 átomos de H 1 mol de H2 O o 6,02x1023 átomos de O 1 mol de H2 O o o… (peso fórmula) y 6,02x1023 moléculas de TNT 1 mol de TNT ; también: 7*6,02x1023 átomos de C o 1 mol de TNT 5*6,02x1023 átomos de H 1 mol de TNT o… En el caso de compuestos iónicos el procedimiento es el mismo con la salvedad de que las partículas presentes ya no son moléculas sino UF y iones. Así, para el sulfato de aluminio, Al2(SO4)3, escribiremos: 3*6,02x1023 UF de (SO4 )21 mol de Al2 (SO4 )3 341,8 g Al2 (SO4 )3 mol Al2 (SO4 )3 o (peso fórmula) y 288 g (SO4 )2341 g Al2 (SO4 )3 o 6,02x1023 UF de Al2 (SO4 )3 1 mol de Al2 (SO4 )3 34 g Al3+ 1 mol de Al2 (SO4 )3 o 192 g O 341 g Al2 (SO4 )3 ; también: 2*6,02x1023 UF de Al3+ 1 mol de Al2 (SO4 )3 o o… Ejemplo 4.2. En 1,0 kg de agua calcule: (a) ¿Cuántas moléculas de agua hay? (b) ¿Cuántos átomos de hidrógeno hay? (c) ¿Cuántas moléculas de oxígeno hay? (d) Calcule la masa de hidrógeno y oxígeno presentes. Solución (con verde las RE): (a) nH2O = 1,0 kg H2O * 103 g kg (b) # át. H = 1,0 kg H2O * 10 * 1 mol H2 O 6,02x1023 moléc. de H2 O 18 g H2 O 1 mol H2 O 3 g kg * 2gH 18 g H2 O * = 3,3x1025 moles H2O. 1 mol de H2 O 2*6,02x1023 átomos de H = 6,7x1025 átomos de H. 18 g H2 O 1 mol de H2 O 1 mol H2 O (1/2)*6,02x1023 moléculas de O2 3 g (c) # moléc. O2 = 1,0 kg H2O * 10 de O2. (d) mH2 = 1000 g H2O * * kg * 18 g H2 O * 1 mol de H2 O = 111,1 g H2 y mO2 = 1000 g H2O * 16 g O 18 g H2 O = 1,7x1025 moléculas = 888,9 g O2 Recordar: para pasar de masa a moles: n = m/(PF) y para pasar de moles a cantidad de sustancia o unidades fórmula: # de UF = n*N. Ejemplo 4.3. Calcule el número de átomos de azufre presentes en 150 g de H2SO4 puro. ¿Cuál es la masa correspondiente a los iones sulfato, SO42-? Solución: # átS = 150 g de H2SO4 * 1 mol H2 SO4 98 g H2 SO4 * 6,02x1023 átomos de S mol H2 SO4 = 9,21*1023 át. de S; y 2- mSO2- = 150 g de H2SO4 * 4 96 g SO4 98 g H2 SO4 = 147 g de SO42-. 4.3. Composición porcentual y fórmulas de compuestos Conocida la fórmula de un compuesto, se puede conocer su composición porcentual en masa (o ponderal) estableciendo las relaciones de masa apropiadas. Ejemplo 4.4. Calcule la composición porcentual del ácido nítrico: HNO3. Solución: (PF)HNO3 = (PA)H + (PA)N + 3*(PA)O = 1 + 14 + 3*16 = 1 + 14 + 48 = 63 g/mol %H = 1 (PA )H mH * 100 = 1,59 % H * 100 = * 100 = 63 (PF)HNO3 mHNO3 %N = 14 (PA )N mN * 100 = 22,2 % N * 100 = * 100 = 63 (PF)HNO3 mHNO3 %O = 3 * 16 48 3 * (PA )N mo * 100 = * 100 = 76,2 % O * 100 = * 100 = 63 (PF)HNO3 63 mHNO3 Composición total = %H + %N + %O = 1,59 + 22,2 + 76,2 = 99,99 % ≈ 100 % (siempre suma 100 %). Página 63 de 150 Capítulo 4: EL LENGUAJE DE LA QUÍMICA II Universidad de Piura Química Básica Química Básica 4.4. Derivación de fórmulas a partir de la composición elemental y el peso fórmula Cuando estamos frente a una sustancia desconocida (cada año se descubren sustancias nuevas) debemos hacer una análisis cualitativo que nos indique qué elementos la componen, y otro cuantitativo que nos indique en qué proporción están presentes dichos elementos. Conocida la composición porcentual de una sustancia, es posible determinar su fórmula empírica o fórmula más sencilla que podemos escribir, la relación más sencilla de números enteros de átomos presentes. A partir de allí se hace necesario el conocimiento de la masa molar (o peso molecular) para determinar la fórmula molecular o unidad fórmula, esto es, la relación exacta de átomos en la molécula real. Ejemplo 4.5. Los compuestos que contienen S y O son serios contaminantes del aire; representan la principal causa de la lluvia ácida. El análisis de una muestra de un compuesto puro revela que contiene 50,1 % en masa de S y 49,9 % de O. ¿Cuál es la fórmula empírica del compuesto? La relación en moles es la misma relación de átomos, motivo por el cual la fórmula 50,1 g S En 100 g hay: 50,1 g S = 1,57 moles S empírica sería: S1,57O3,12; pero como los 32 g/mol subíndices no pueden ser fraccionarios, los 49,9 g O convertimos en enteros dividiendo ambos 49,9 g O = 3,12 moles O por el menor de ellos: 1,57 en este caso. 16 g/mol Solución: Base de cálculo: 100 g del compuesto. Por tanto, la fórmula queda S 1,57 O 3,12 = S1O1,99 ≈ SO2 = fórmula empírica. 1,57 1,57 Ejemplo 4.6. Una muestra de 20,882 g de un compuesto iónico se encuentra que contiene 6,072 g de Na, 8,474 g de S y 6,336 g de O. Encuentre su fórmula empírica. Solución: En este caso ya tenemos las masas relativas, con lo cual es incluso más simple que en el caso anterior: Moles Na = 6,072 g Na = 0,264 23,0 g/mol 8,474 g S Moles S = = 0,264 32,1 g/mol Moles O = 6,336 g O = 0,396 16,0 g/mol Fórmula: Na0,264S0,264O0,396; pero debemos convertir los subíndices en enteros: Na 0,264 S 0,264 O 0,396 = Na1S1O1,5. Ahora 0,264 0,264 0,264 multiplicamos los subíndices por 2 y nos queda la fórmula Existen muchos compuestos, como los hidrocarburos y sus derivados, constituidos de C, H y O, cuya composición porcentual se puede encontrar experimentalmente mediante reacciones de combustión. Estos compuestos dan como resultado de la combustión dióxido de carbono, CO2, y vapor de agua, H2O. Teóricamente todo el C y el H presentes se convierten, respectivamente en CO2 y H2O. El cálculo de la cantidad de C e H presentes en una muestra se hace a través de los factores gravimétricos (fg) que nos dicen la cantidad de un elemento presente en una muestra determinada. P. ej. para calcular la cantidad de C presente en 5 g de CO2 procedemos de la siguiente forma: mC = mmuestra (PA ) C (PA ) C 12 g/mol es el factor gravimétrico (fg) =5g = 1,36 g de C, donde (PF)CO 2 (PF) CO2 44 g/mol que nos da el contenido de C en el CO2. Página 64 de 150 Capítulo 4: EL LENGUAJE DE LA QUÍMICA II Universidad de Piura Química Básica Química Básica La fórmula molecular o fórmula de la unidad fórmula se calcula a partir de la fórmula empírica y el peso fórmula del compuesto mediante la siguiente expresión: peso fórmula de la unidad fórmula = n * (peso fórmula de la fórmula empírica), donde n es un número entero. Ejemplo 4.7. Una muestra de 0,1014 g de glucosa purificada se quema en un tren de combustión C-H para producir 0,1485 g de CO2 y 0,0609 g de H2O. Un análisis elemental indicó que la glucosa está compuesta sólo por C, H y O. (a) Determine la composición porcentual de estos elementos en la glucosa. (b) Otros experimentos muestran que el (PF)glucosa = 180 uma. Determine las fórmulas empírica y molecular de la glucosa. Solución: (a) La masa de cada elemento la calculamos con los factores gravimétricos antes descritos: mC = mCO2 (PA ) C 12 g/mol = 0,1485 g = 0,0405 g C (PM) CO2 44 g/mol mH = mH2O 2 * (PA )H 2 * 1 g/mol = 0,0609 g = 0,0068 g H (PM)H2O 18 g/mol La mO se calcula por diferencia: mO = mm - mC - mH = 0,1014 - 0,0405 0,0038 = 0,0571 g O. y la composición porcentual por los métodos ya conocidos: %C = mC 0,0405 * 100 = * 100 = 39,94 % C mm 0,1014 m 0,0068 %H = H * 100 = * 100 = 6,71 % H mm 0,1014 El %O se calcula por diferencia: %O = 100 - %C %H = 100 - 39,94 - 6,71 = 53,35 %. (b) La fórmula empírica la calculamos tomando una base de cálculo de 100 g de glucosa, en los cuales: 39,94 g C 6,71 g H 39,94 g C = 3,33 moles C 12 g/mol 6,71 g H = 6,71 moles H 1 g/mol 53,35 g O 53,35 g O = 3,33 moles O 16 g/mol La fórmula empírica sería: C3,33H6,71O3,33; pero como los subíndices deben ser enteros, dividimos por el menor: C 3,33 H 6,71 O 3,33 = C1H 2,02 O1 ≈ CH2O. 3,33 3,33 3,33 La fórmula de La unidad fórmula se calcula con la expresión: n = (PF)UF/(PF)FE = 180/(12+2*1+16) = 180/30 = 6 UF = (FE)*n [CH2O]6 = C6H12O6 = fórmula de la unidad fórmula. Más adelante veremos con detalle la ley de las proporciones múltiples, sin embargo vale la pena que por lo menos la mencionemos ahora ya que hay muchos elementos que combinados dan varios compuestos que se ajustan a esta ley. Un ejemplo es la combinación de H y O para dar agua, H2O y agua oxigenada (peróxido de hidrógeno), H2O2. Un enunciado de esta ley sería: Cuando dos elementos A y B se combinan para formar más de un compuesto, la relación de masas del elemento B que se combinan con una masa dada del elemento A en cada uno de los compuestos, puede expresarse por números enteros pequeños. En el ejemplo visto del agua y agua oxigenada, 2 g de H se combinan con 16 g de O en el H2O y con 32 g de O en el H2O2, la relación entre las masas de O que se combinan con 2 g de H en ambos compuestos es (16/32) = (1/2). 4.5. Información cuantitativa a partir de ecuaciones químicas Entre la valiosa información que podemos extraer de una ecuación química están precisamente las relaciones cuantitativas, expresadas a través de los coeficientes estequiométricos. Estos representan la cantidad de partículas (átomos, moléculas o iones) que se combinan u obtienen y, por extensión, los moles (1 mol = 6,02x1023 partículas tal como vimos antes). Página 65 de 150 Capítulo 4: EL LENGUAJE DE LA QUÍMICA II Universidad de Piura Química Básica Química Básica Conocida la relación entre moles y masa: n = m/(PF), podemos establecer hasta tres tipos de relaciones cuantitativas: ponderal (en masa), molar (moles) y cantidad de sustancia (número de partículas), tal como puede verse en el siguiente ejemplo de la combustión 1 del propano: + 5O2(g) 3CO2(g) + 4H2O(g) C3H8(g) 1 molécula 5 moléculas 3 moléculas 4 moléculas 1 mol 5 moles 3 moles 4 moles N moléculas 5*N moléculas 3*N moléculas 4*N moléculas 1 mol*44 g/mol 5 moles*32 g/mol3 moles*44 g/mol4 moles*18 g/mol 44g 160 g 132 g 72 g 204 g = 204 g A partir de estas relaciones (donde N = Número de Avogadro = 6,02x1023) ya podemos afrontar los más diversos cálculos estequiométricos. Nótese que la masa (¡no los moles!) se conserva; es decir es la misma en ambos miembros de la ecuación: 204 g en este caso. Veamos algunos ejemplos. Ejemplo 4.8. ¿Qué masa de C3H8 produce 3,01x1023 moléculas de H2O cuando se quema en exceso de O2? (Use N = Número de Avogadro = 6,02x1023) Solución: Usando las RE antes descritas: C3H8(g) + 5O2(g) 3CO2(g) + 4H2O(g) N moléculas 5*N moléculas 3*N moléculas 4*N moléculas 44g 160 g 132 g 72 g mC3 H8 = 3,01x1023 moléculas de H2O * 44 g C3 H8 4*6,02x1023 moléculas H2 O = 5,5 g C3H8. Ejemplo 4.9. A partir de la composición volumétrica del aire (21 % de oxígeno y 79 % de nitrógeno, aproximadamente) determine su composición ponderal y su peso fórmula promedio. Asuma que el aire se comporta como un gas ideal. Solución: Considerando al aire como gas ideal, obedece a la ley general PV = nRT. Considerando una situación particular, por ejemplo, condiciones ambientales: T = cte. = 25 ºC o 298 K y P = cte. = 1 atm V = nRT/P o bien V = kn, o lo que es lo mismo: V ∝ n (el volumen es proporcional al número de moles, ley de Avogadro). Esto nos lleva a deducir que la composición volumétrica coincide con la composición molar. Siendo así podemos tomar como base de cálculo 1 mol de aire para encontrar la composición porcentual en masa (ponderal): 0,79 moles de N2 mN2 = nN2*(PF)N2 = (0,79 moles)*(28 g/mol) = 22,12 g N2 En 1 mol de aire hay: 0,21 moles de O2 mO2 = nO2*(PF)O2 = (0,21 moles)*(32 g/mol) = 6,72 g O2 Por tanto, si 1 mol de aire pesa 22,12 + 6,72 = 28,84 g (PF)aire = 28,84 g/mol y su composición porcentual (m/m) será: %N2 = (mN2*100)/mtotal = (22,12*100)/28,84 = 76,70 % y %O2 = (mO2*100)/mtotal = (6,72*100)/28,84 = 23,30 % Este resultado se utilizará en los cálculos estequiométricos de las reacciones de combustión. 1 Las reacciones de combustión completas de los hidrocarburos, en las que los productos son los antes citados (CO 2 y H2O), se llevan a cabo en la práctica con un exceso de oxígeno o exceso de aire. Caso contrario se tendría una combustión incompleta en la cual se produce, además, algo de monóxido de carbono (gas muy tóxico) e incluso hollín (pequeñas partículas de carbón, también llamado "negro de humo"). Página 66 de 150 Capítulo 4: EL LENGUAJE DE LA QUÍMICA II Universidad de Piura Química Básica Química Básica Ejemplo 4.10. Si un balón de gas doméstico (propano) contiene 20 kg de propano, (a) calcule la masa (en g) de aire (teórico) necesario para quemarlo totalmente, así como (b) el volumen de agua (en L) producido, en el supuesto que todo el vapor de agua lo pudiéramos condensar en un recipiente. (c) ¿Cuántos moles de CO2 se producen? ¿A cuántas moléculas equivale? Solución: 20 000 g (a) Tomamos las relaciones en masa: 20 kg = 20 000 g o = 455 moles de C3H8. g 44 mol C3H8(g) + 5O2(g) 3CO2(g) + 4H2O(g) 44g 160 g 132 g 72 g 20 000 g ¿mO2?, ¿maire?¿nCO2? ¿#moléc. CO2) ¿vH2O(l)? 160 Masa de oxígeno necesario (en kg): mO2 = 20 kg C3H8 * = 73 kg de O2. Por tanto, conocida la 44 mO composición ponderal del aire (ejemplo anterior): maire = (%O2)2 73 kg aire 100 (b) Agua formada (en kg): mH2O = 20 kg C3H8 * volumen de agua: VH2O = m ρ = 33 kg 1 kg L 72 = 23,3 = 312 kg de aire. 100 = 33 kg de H2O; y como H2O = 1 g/mL o 1 kg/L 44 = 33 L de agua. (c) Dióxido de carbono producido: C3H8(g) + 5O2(g) 3CO2(g) + 4H2O(g) 1 mol 5 moles 3 moles 4 moles 455 moles ¿nCO2? ¿# moléc. CO2? N moléculas 5*N moléculas 3*N moléculas 4*N moléculas 3 moles CO2 nCO2 = 455 moles C3H8 * = 1365 moles de CO2; por tanto, # moléc. CO2 = nCO2*N = 1 mol C3 H8 23 mléculas CO2 =1365 moles CO2 * 6,02x10 mol CO2 = 8,22x1026 moléculas de CO2. 4.6. Algunas otras interpretaciones de las fórmulas químicas Conocidos y dominados los conceptos hasta aquí estudiados de mol, fórmulas, etc. podríamos aplicarlos a una infinidad de problemas variados, como veremos en los ejemplos siguientes. Sólo como dato adicional recordaremos lo que es un hidrato o sal hidratada: molécula que tiene asociada (en su estructura, no como agua libre o humedad) una o más moléculas de agua. Así, distinguimos entre el sulfato de cobre anhidro: CuSO4 y el sulfato de cobre pentahidratado: CuSO4.5H2O. Tengamos a mano una tabla periódica para verificar los pesos moleculares (masas molares) utilizadas en los ejemplos que siguen. Tengamos presente que aunque los conceptos fundamentales que se aplican son los mismos, estos problemas pueden resolverse de más de una forma distinta. La forma que se utiliza es la que se sugiere como más sencilla. Ejemplo 4.11. ¿Cuánto cromo contiene una muestra de 50,0 g de dicromato de amonio: (NH4)2Cr2O7? Solución: mCr = mda * fg, da → Cr = 50,0 g * 2*PACr PFda = 50,0 g * 2*52 2*18+2*52+7*16 = 20,6 g Cr. Ejemplo 4.12. ¿Qué masa de clorato potásico, KClO3, contiene 100 g de oxígeno? Solución: mKClO3 = mO * fg, KClO3 → O = 100 g * Página 67 de 150 PFKClO 3 3*PAO = 100 g * 39,1+35,45+3*16 3*16 = 255 g KClO3. Capítulo 4: EL LENGUAJE DE LA QUÍMICA II Universidad de Piura Química Básica Química Básica Ejemplo 4.13. ¿Qué masa de dióxido de azufre, SO2, contendrá la misma masa de oxígeno que la contenida en 100 g de pentóxido de arsénico, As2O5? Solución: mSO2 = mAs2O5 * fg, As2O5→O * fg, O→SO2 = mAs2O5 * 5 * PAO * PFAs O5 2 ** 5 * 64 2 * 230 PFSO 2 2 * PAO = mAs2O5 * 5 ∗ PFSO 2 2 ∗ PFAs O5 = 100 g 2 = 69,6 g SO2. Ejemplo 4.14. ¿Qué masa de cloruro cálcico, CaCl2, contendrá la misma cantidad de iones cloruro contenidos en 25 g de cloruro de sodio, NaCl? Solución: mCaCl2 = mNaCl * fg, NaCl→Cl- * fg, Cl-→CaCl2 = PFClPFNaCl * PFCaCl 2 2 * PFCl- = mNaCl * PFCaCl 2 2 * PFNaCl = 25 g * 111 2 * 58,5 = 24 g CaCl2. Ejemplo 4.15. Una reacción requiere sulfato cálcico anhidro puro, CaSO4. Sólo disponemos de un sulfato de calcio hidratado no identificado: CaSO4.xH2O. (a) Calentamos 67,5 g del hidrato desconocido hasta que se ha eliminado toda el agua. La masa resultante de CaSO4 puro es 53,4 g. ¿Cuál es la fórmula del hidrato y cuál es su peso fórmula? (b) Supongamos que deseamos tener suficiente cantidad de este hidrato para suplir 95,5 g de CaSO4. ¿Cuántos gramos deberían pesarse? Solución: (a) En 67,5 g de hidrato hay: 53,4 g = 0,394 moles CaSO4 136 g/mol La relación molar podríamos escribirla como: 0,394CaSO4.0,794H2O. 14,3 g Dividiendo por el coeficiente más (67,7 - 53,4) = 14,3 g H2O = 0,794 moles H2O pequeño (pasar todo a enteros): 18 g/mol 53,4 g CaSO4 0,394 0,794 CaSO 4· H 2 O = 1 CaSO4 · 2,02 H2O ≈ CaSO4·2H2O (es un dihidrato); peso fórmula = 0,394 0,394 136 + 2*18 = 172 g/mol. (b) mCaSO4·2H2O = mCaSO4 * fg, CaSO4→CaSO4·2H2O = mCaSO4 * PFCaSO ·2H O 4 2 PFCaSO = 95,5 g * 4 * 172 136 = 121 g de CaSO4·2H2O. 4.7. Pureza de las muestras Los reactivos utilizados en laboratorio no son 100 % puros, contienen pequeñas porciones de impurezas, que hay que tomar en cuenta para hacer cálculos, sobre todo cuando éstos exigen una precisión elevada. P. ej. el hidróxido de sodio (NaOH) puede tener un 98,2 % de pureza (en masa). Esto nos lleva a escribir las siguientes relaciones (factores unidad), que podrían ser útiles en nuestros cálculos: 98,2 g NaOH 1,8 g impurezas 1,8 g impurezas . ; ; 98,2 g NaOH 100 g muestra 100 g muestra Las impurezas no son necesariamente malas. Recordemos que la introducción de un 0,02 % en peso de yodo en la sal de mesa ordinaria para constituir la llamada sal yodada ha contribuido a eliminar el bocio en prácticamente todo el mundo. El agua mineral no sólo sabe mejor que el agua pura sino que contiene una variedad de minerales necesarios en la dieta humana. En la figura 4.1 se muestra una etiqueta de NaOH donde pueden verse las principales impurezas y sus constituyentes. Página 68 de 150 Capítulo 4: EL LENGUAJE DE LA QUÍMICA II Universidad de Piura Química Básica Química Básica ACTUAL ANALYSIS, LOT G22931 Meets A.C.S. Specifications Assay (NaOH) (by acidimetry) ............................ 98,2 0,2 Sodium Carbonate (Na2CO3) ............................... Chloride (Cl) ......................................................... < 0,0005 Ammonium Hydroxide Precipitate ..................... < 0,01 Heavy metals (as Ag) .......................................... < 0,0005 Cooper (Cu) .......................................................... 0,0003 Potassium (K) (by FES) ....................................... 0,002 Trace impurities (in ppm) Nitrogen Compounds (as N) ............................... < 2 Phosphate (PO43-) ................................................. < 1 Sulphate (SO42-) .................................................... < 5 Iron (Fe) ................................................................ < 2 Mercury (Hg) (by AAS) ........................................ < 0,003 Nickel (Ni) ............................................................. < 2 % % % % % % Figura 4.1. Etiqueta de NaOH No siempre el reactivo más puro es el que se utiliza en un análisis químico. Más bien será importante saber qué impurezas contiene y en qué cantidad. Existen, por tanto, diferentes calidades de reactivos o sustancias químicas, no todas aptas para un análisis químico. Entre ellas podemos mencionar los reactivos de calidad industrial o grado técnico, que podrían tener o no elevada pureza; se utilizan mayoritariamente en la industria, donde no interesa demasiado las impurezas que contenga. Los reactivos químicamente puros (q. p.) tienen la pureza apropiada para aplicaciones generales. Los reactivos de calidad reactivo ACS 2 o para análisis (p.a.), como el de la figura 4.1 son los de más alta calidad para uso en laboratorio. Para ellos es obligatorio contar con el análisis químico que especifique las impurezas y las cuantifique. Evidentemente existe una relación entre calidad y precio. Por ejemplo, la sal común, cloruro de sodio, que compramos para la cocina de la casa (calidad industrial) cuesta S/ 0,30/kg, el reactivo p.a. cuesta unos S/ 60,00/kg (US$ 16,67/kg) y si es Suprapur® cuesta S/ 1815/kg (US$ 504,17/kg). En el caso del etanol, si es de calidad técnica cuesta S/ 5,60/L, mientras que el reactivo p.a. cuesta S/ 55,90/L. En cualquier caso, resulta importante considerar la pureza de los reactivos en los cálculos estequiométricos, pues se debe introducir los ajustes respectivos. Así, si yo necesitara 100 de un reactivo puro, pero sólo dispongo de uno de pureza 98,5 % queda claro que no puedo tomar 100 g del reactivo impuro, sino algo más a fin de compensar la presencia de impurezas. Tendré que tomar: 100/0,985 = 101,52 g. 4.8. El concepto de reactivo limitante Las reacciones químicas se llevan a cabo por combinación de los reactivos en proporciones adecuadas o proporciones estequiométricas. Pero ¿qué sucede si los reactivos están en proporciones "no adecuadas" o proporciones no estequiométricas? No nos costará mucho deducir que habrá un reactivo que se consume o agota primero, mientras que el otro (o los otros) quedará(n) en exceso (sobrará(n)). El reactivo que se agota primero se llama reactivo limitante y es el que determina el rendimiento de la reacción (obviamente no podrá obtenerse más productos que aquellos derivados de la cantidad de reactivo limitante presente). Los otros reciben el nombre de reactivos excedentes. 2 Reactivo que reúne los requisitos de la American Chemical Society. Página 69 de 150 Capítulo 4: EL LENGUAJE DE LA QUÍMICA II Universidad de Piura Química Básica Química Básica Si bien el concepto de reactivo limitante es fácil de entender, no siempre es fácil determinar cuál es el reactivo limitante. Atendiendo a las proporciones en que se combinan las sustancias cuando forman un compuesto, queda claro que no es la masa o cantidad expresada en gramos quien determina el reactivo limitante (RL), sino la cantidad relativa expresada en moles. Veamos algunos ejemplos. Ejemplo 4.16. ¿Qué masa de CO2 se formaría al quemar 50,0 g de C3H8 con 100 g de O2? Suponga que la reacción se completa sin requerir, necesariamente, exceso de aire. Solución: C3H8(g) 44 g 50,0 g 50,0 g + 5O2(g) 160 g 100 g x 3CO2(g) 132 g + 4H2O(g) 72 g No podemos decir a priori que el RL sea el propano, sólo porque haya menor cantidad. Es preciso evaluarlo. Para ello suponemos que uno de los reactivos es el reactivo limitante y calculamos la cantidad necesaria del otro reactivo. Si esta cantidad calculada del otro reactivo supera la cantidad real, nuestra hipótesis es incorrecta y el reactivo limitante es la otra sustancia. Caso contrario, si la cantidad calculada es menor que la cantidad real nuestro supuesto es correcto. En este caso suponemos que el reactivo limitante es el propano y calculamos la masa de O2 160 necesaria para reaccionar con la cantidad total de propano, usando las RE: x = mO2 = 50,0 g * = 44 =182 g O2 > 100 g realmente presentes. En consecuencia, no tengo suficiente O2 para reaccionar con todo el propano: el oxígeno es el reactivo limitante, contrariamente a lo que había supuesto. Conocido el reactivo limitante, los cálculos se harán tomándolo a él como referencia. Así, para el 132 cálculo de la masa de CO2 formado: x = mCO2 = 100 g * = 82,5 g CO2. 160 Si no hubiéramos determinado correctamente el reactivo limitante, es decir, si hubiésemos tomado 132 al propano como reactivo limitante, la cantidad de CO2 (errónea) sería: x = mCO2 = 50,0 g * = 44 = 150 g CO2. En conclusión, la mala elección del RL nos induce a error en los cálculos. Otra forma de determinar el reactivo limitante es calcular el producto con ambos reactivos. El RL será aquél que proporcione la menor cantidad de producto. Ejemplo 4.17. ¿Cuál es la máxima masa de Ni(OH)2 que podría prepararse mezclando dos soluciones que contienen 25,9 g de NiCl2 y 10,0 g de NaOH, respectivamente? La ecuación es la siguiente: NiCl2(aq) + NaOH(aq) Ni(OH)2(s)↓ + NaCl(aq) Solución: Primero ajustamos la ecuación (si es necesario) y escribimos las relaciones estequiométricas que nos permitan resolver el problema: NiCl2(aq) 1 mol 129,7 g 25,9 g mNiCl2 + 2NaOH(aq) Ni(OH)2(s)↓ 2 moles 1 mol 80 g 92,7 g 10,0 g 10,0 g mNi(OH)2 + 2NaCl(aq) 2 moles 117 g Suponemos que el NaOH es el reactivo limitante mNiCl2 = 10,0 g * (129,7/80) = 16,21 g < 25,9 g supuesto correcto: el NaOH es el reactivo limitante. Siendo así, la masa de Ni(OH)2 la obtendremos a partir de las RE: mNi(OH)2 = 10,0 g * (92,7/80) = 11,6 g Ni(OH)2. Página 70 de 150 Capítulo 4: EL LENGUAJE DE LA QUÍMICA II Universidad de Piura Química Básica Química Básica 4.9. Porcentaje de rendimiento a partir de reacciones químicas El rendimiento teórico de una reacción se calcula considerando que la reacción se lleva a cabo completamente, aun cuando sabemos que en realidad hay pocas reacciones con esa eficiencia, pues por varias causas (pureza de reactivos, cinética de reacciones, reversibilidad de las reacciones, presencia de reacciones secundarias, etc.) el rendimiento real (la cantidad de producto obtenido realmente) es inferior al rendimiento teórico. Ambos rendimientos, teórico y real, representan pues, cantidades (p. ej. gramos) de producto(s) obtenido(s). El porcentaje de rendimiento o rendimiento porcentual se obtiene como una relación entre en rendimiento real y teórico, por lo que siempre es inferior al 100 %: Rendimiento real de producto Porcentaje de rendimiento (%) = *100 Rendimiento teórico de producto Ejemplo 4.18. Una muestra de 15,6 g de benceno, C6H6, se mezcla con exceso de ácido nítrico, HNO3. Aislamos 18,0 g de nitrobenceno, C6H5NO2. ¿Cuál es el porcentaje de rendimiento del C6H5NO2 en esta reacción? La ecuación completa de la obtención de este compuesto es: C6H6(l) + HNO3(aq) C6H5NO2(l) + H2O(l) Solución: Primer paso: verificamos que la ecuación esté ajustada y escribimos las RE: C6H6(l) + HNO3(aq) C6H5NO2(l) + H2O(l) 1 mol 1 mol 1 mol 1 mol 78,1 g 63,0 g 123,1 g 18,0 g 15,9 g xg yg 18,0 g El rendimiento teórico será: x = 15,9 g * (123,1/78,1) = 25,1 g C6H5NO2 El rendimiento real nos lo dan como dato: 18,0 g C6H5NO2 En consecuencia, el rendimiento porcentual es: Rend. % = Rend. real 18,0 x100 = x 100 = 71,7 % Rend. teórico 25,1 4.10. Reacciones secuenciales Muchas veces para obtener el producto deseado no basta una reacción única sino varias, unas a continuación de otras. Estas son llamadas reacciones secuenciales, en las cuales, como es lógico, la cantidad de producto de la reacción anterior se toma como reactivo para la reacción siguiente. En los dos ejemplos siguientes veremos cómo se tratan estas reacciones de manera sencilla. En la práctica las reacciones pueden ser mucho más complejas. P. ej. la síntesis de la helenalina, un potente fármaco contra el cáncer, es un proceso de cuarenta etapas, que tiene un notable rendimiento promedio del 90 % para cada etapa, dando un rendimiento global promedio de 1,5 %. Ejemplo 4.19. A altas temperaturas el C reacciona con agua para producir una mezcla combustible de monóxido de carbono (CO) e hidrógeno (H2): C(s) + H2O(l) CO(g) + H2(g). Luego se separa el monóxido de carbono del H2 y se usa para separar el níquel del cobalto formando un compuesto volátil, el tetracarbonilníquel [Ni(CO)4]: Ni(s) + 4CO(g) Ni(CO)4(s). ¿Qué masa de Ni(CO)4 podría obtenerse del CO producido por la reacción de 75 g de C? Suponga 100 % de eficiencia y de recuperación en ambas etapas. Solución: Primera forma: etapa por etapa. Primera etapa: C(s) + H2O(l) CO(g) + 1 mol 1 mol 1 mol 12 g 18 g 28 g 75 g x Página 71 de 150 H2(g) 1 mol 2g Resolviendo: x = mCO = 75 g * 28 12 = = 175 g CO Capítulo 4: EL LENGUAJE DE LA QUÍMICA II Universidad de Piura Química Básica Química Básica Segunda etapa: Ni(s) + 4CO(g) Ni(CO)4(s) 1 mol 4 moles 1 mol 58,7 g 112 g 170,7 g 175 g y Resolviendo: y = mNi(CO)4 = 175 g * 170,7 112 = = 267 g Ni(CO)4. Segunda forma: uso de factores unidad. Usaremos los factores unidad de conversión para: g C moles C moles CO moles Ni(CO)4 g Ni(CO)4 mNi(CO)4 = 75 g C * 1 mol C 1 mol CO 1 mol Ni(CO)4 170,7 g Ni(CO)4 * * * = 266,7 g Ni(CO)4 1 mol C 4 moles CO 1 mol Ni(CO)4 12 g C Ejemplo 4.20. El ácido fosfórico, H3PO4, es un compuesto muy importante en la producción de fertilizantes sintéticos. La principal materia prima para su producción es la roca fosfórica (uno de los yacimientos más importantes del mundo por su calidad y cantidad está en Piura, en el desierto de Sechura, en Bayóvar). También puede sintetizarse mediante el siguiente proceso, que ocurre en dos etapas: P4(s) + 5O2(g) P4O10(s) P4O10(s) + 6H2O(l) 4H3PO4(aq) Hacemos reaccionar 272 g de fósforo con exceso de oxígeno, formándose decaóxido de tetrafósforo, P4O10, con un rendimiento del 89,5 %. En la reacción de la segunda etapa se obtiene un rendimiento de H3PO4 del 96,8 %. ¿Qué masa de H3PO4 se obtiene? Solución: En la primera etapa: 89,5 % P4(s) + 5O2(g) �⎯⎯⎯� P4O10(s) 1 mol 5 moles 1 mol 124 g 160 284 g 272 g x 284 x = mP4O10 = 272 g * = 623 g P4O10; pero como el rendimiento es de 89,5 %: x’ = rendimiento real 124 = rendimiento teórico * % Rendimiento 100 = 623 g * 89,5 100 = 558 g P4O10. En la segunda etapa: P4O10(s) 1 mol 284 g 558 g y = mH3PO4 = 558 g * 392 284 + 96,8 % 6H2O(l) �⎯⎯⎯� 4H3PO4(aq) 6 moles 4 moles 108 g 392 g y = 770 g H3PO4; pero como el rendimiento es de 96,8 %: y’ = rendimiento real = rendimiento teórico * % Rendimiento 100 = 770 g * 96,8 100 = 746 g H3PO4. En la figura 4.2 se resumen algunas de las relaciones usadas en las transformaciones estequiométricas que hasta el momento hemos estudiado. Página 72 de 150 Capítulo 4: EL LENGUAJE DE LA QUÍMICA II Universidad de Piura Química Básica Química Básica A PURO Volumen de A MEZCLA CONTENIENDO A masaA %A = ρA = volumen partes de A A 100 partes de mezcla Masa de mezcla Masa de A masamezcla ρmezcla = masaA PFA = moles volumenmezcla Volumen de mezcla A Moles de A N= (UF) A molesA UF de A Figura 4.2. Algunas relaciones importantes estudiadas en este capítulo. EJERCICIOS PROPUESTOS GLOSARIO: Procura definir los siguientes términos: Agua libre Calidad industrial Cantidad de sustancia Coeficientes estequiométricos Combustión Combustión completa Composición molar Composición ponderal Estequiometría Excedentes Factores gravimétricos Fórmula empírica Formula molecular Grado técnico Hidrato Humedad Ley de las proporciones múltiples Masa molar Mol Número de Avogadro Para análisis Peso atómico Peso fórmula Peso molecular Pureza (de reactivos) Químicamente puro Reacciones secuenciales Reactivo ACS Reactivo limitante Rendimiento porcentual Rendimiento real Rendimiento teórico Sal hidratada Unidad de masa atómica Unidad fórmula PROBLEMAS 1. Complete la siguiente tabla (use una tabla de pesos atómicos). Elemento Peso atómico (g/mol) Fórmula (a) (b) (c) (d) (e) Calcio Hidrógeno Aluminio Oxígeno Azufre Ca (f) Cloro Cl2 Página 73 de 150 Peso fórmula (g/mol) Número de átomos o moléculas/mol 2,02 6,02x1023 átomos 2x6,02x1023 átomos 6,02x1023 moléculas Capítulo 4: EL LENGUAJE DE LA QUÍMICA II Universidad de Piura Química Básica Química Básica 2. ¿Cuántos moles de sustancia están contenidos en cada una de las siguientes muestras: (a) 16,8 g de NH3; (b) 3,25 kg de bromuro amónico; (c) 5,6 g de PCl5; (d) 126,5 g de Sn. 3. Una muestra de metal contiene 2,516x1023 átomos y tiene una masa de 82,29 g. ¿Cuántos moles de átomos de metal están presentes en la muestra? ¿Cuál es el metal? 4. ¿Cuál es la masa de 10,0 millones de moléculas de metano, CH4? 5. ¿Cuántos átomos de C, H y O hay en cada una de las siguientes muestras? (a) 1,24 moles de glucosa, C6H12O6; (b) 3,31x1019 moléculas de glucosa; (c) 0,275 g de glucosa. 6. Calcule la composición porcentual de cada uno de los siguientes compuestos: (a) nicotina, C10H14N2; (b) codeína, C18H21NO3; (c) vainillina, C8H8O3. 7. El cobre se obtiene de menas que contienen los siguientes minerales: azurita, Cu3(CO3)2(OH)2; calcocita, Cu2S; calcopirita, CuFeS2; covelita, CuS; cuprita, Cu2O, y malaquita, Cu2CO3(OH)2. ¿Qué mineral tiene el mayor contenido de cobre sobre la base del porcentaje en masa? 8. La hormona epinefrina se libera en el cuerpo humano durante el estrés y aumenta la relación metabólica del cuerpo. Como muchos compuesto bioquímicos, la epinefrina está compuesta por C, H, O y N. Su composición porcentual es: 46,85 % C; 5,71 % H; 43,24 % O y 4,20 % N. ¿Cuál es la fórmula empírica de la epinefrina? Si el peso fórmula de la epinefrina es 333 g/mol ¿Cuál es su fórmula molecular? 9. Una muestra de 1,000 g de alcohol se quemó en oxígeno para producir 1,913 g de CO2 y 1,174 g de agua. El alcohol contenía sólo C, H y O. ¿Cuál es la fórmula más simple del alcohol? 10. El betabloqueante timolol se espera que reduzca la necesidad quirúrgica de by-pass en el corazón. Su composición en masa es 49,4 % C; 7,64 % H; 17,7 % N; 15,2 % O y 10,1 % S. La masa de 0,0100 moles de timolol es 3,16 g. (a) ¿Cuál es la fórmula más simple del timolol? (b) ¿Cuál es la fórmula molecular del timolol? 11. Cuando un mol de sulfato de cobre pentahidratado, CuSO4.5H2O, se calienta a 110 ºC pierde cuatro moles de agua para formar CuSO4.H2O. Cuando se calienta a temperaturas superiores a 150 ºC se pierde el otro mol de agua. (a) ¿Cuántos gramos de CuSO4.H2O se obtendrían calentando 556 g de CuSO4.5H2O a 110 ºC? (b) ¿Cuántos gramos de CuSO4 anhidro podrían obtenerse calentando 556 g de CuSO4.5H2O a 150 ºC? 12. (a) ¿Qué peso de MgCO3 está contenido en 671 lb de una mena que tiene 27,7 % en peso de carbonato de magnesio? (b) ¿Qué peso de impurezas está contenido en la muestra? (c) ¿Qué peso de magnesio está contenido en la muestra? Suponga que no hay Mg en las impurezas. 13. (a) Una muestra contiene 50 % en masa de NaCl y 50 % de KCl. ¿Cuál es el porcentaje en masa de cloro en esta muestra? (b) Una segunda muestra de NaCl y KCl contiene 50 % en masa de Cl. ¿Cuál es el porcentaje en masa de NaCl en la muestra? 14. Durante la actividad volcánica, el S8 se convierte en S, que luego se convierte en H2S. A su vez el H2S reacciona con el Fe, formando FeS2. En agua que contenga O2, el FeS2 reacciona para formar ácido de mina, H2SO4. Hallar la máxima masa, en gramos, de H2SO4 que puede formarse de 0,717 moles de S8. 15. Calcule el volumen de 1 mol de mercurio, un metal líquido. Obtenga la densidad del Hg de un texto o manual. Página 74 de 150 Capítulo 4: EL LENGUAJE DE LA QUÍMICA II Universidad de Piura Química Básica Química Básica 16. Balancee las siguientes ecuaciones: (a) Ba(OH)2 + P4O10 Ba3(PO4)2 + H2O; (b) (NH4)2 Cr2O7 N2 + H2O + Cr2O3; (c) CrCl3 + NH3 + H2O Cr(OH)3 + NH4Cl (d) PbO + NH3 Pb + N2 + H2O 17. (a) La cal (CaO) se disuelve en el ácido muriático (HCl 1:3 o una parte de ácido concentrado por tres partes de agua) para formar cloruro cálcico (CaCl2) y agua. Escriba la ecuación balanceada. (b) ¿Cuántos moles de HCl se necesitarán para disolver 8,8 moles de CaO? (c) ¿Cuántos moles de agua se formarán en el apartado (b)? 18. (a) Los materiales de construcción de aluminio tienen una cubierta protectora transparente y dura de óxido de aluminio, Al2O3, formada por reacción con oxígeno del aire. El ácido sulfúrico, H2SO4, de la lluvia ácida disuelve esta cubierta y forma sulfato de aluminio, Al2(SO4)3 y agua. Escriba la ecuación balanceada. (b) ¿Cuántos moles de H2SO4 se necesitan para reaccionar con 4,0 moles de Al2O3? (c) ¿Cuántos moles de Al2(SO4)3 se formaron en el apartado (b)? 19. El "superfosfato", un fertilizante soluble en agua, es una mezcla 1:2 en moles de Ca(H2PO4)2 y CaSO4. Se forma por la reacción: Ca3(PO4)2 + 2H2SO4 Ca(H2PO4)2 + 2CaSO4. Tratamos 450 g de Ca3(PO4)2 con 300 g de H2SO4. ¿Cuántos gramos de superfosfato podrán formarse? 20. Una mezcla de reacción contiene 55,0 g de PCl3 y 35,0 g de PbF2. (a) ¿Qué masa de PbCl2 puede obtenerse según la siguiente reacción: 3PbF2 + 2PCl3 2PF3 + 3PbCl2? (b) ¿Qué reactivo y cuánto quedará sin cambio? 21. ¿Cuánto Na2SO4 del 74,1 % de pureza podría producirse a partir de 245 g de NaCl del 93,9 % de pureza? La reacción es: 2NaCl + H2SO4 Na2SO4 + 2HCl. 22. El carburo cálcico se hace en un horno eléctrico por la reacción: CaO + 3C CaC2 + CO. El producto bruto es habitualmente 85 % de CaC2 y 15 % de CaO sin reaccionar. (a) ¿De cuánto CaO deberíamos partir para producir 450 kg de producto bruto? (b) ¿Cuánto CaC2 contendrá este producto bruto? 23. La principal mena de zinc es el sulfuro, ZnS. La mena se concentra por flotación y luego se calienta en aire, que convierte el ZnS en ZnO: 2ZnS + 3O2 2ZnO + 2SO2. El ZnO se trata entonces con H2SO4 diluido: ZnO + H2SO4 ZnSO4 + H2O, para producir una solución acuosa que contiene el Zn como ZnSO4. Se pasa una corriente eléctrica a través de la solución para producir el metal: 2ZnSO4 + 2H2O 2Zn + 2H2SO4 + O2. ¿Qué masa de Zn se obtendrá de una mena que contiene 225 kg de ZnS? Suponga que el proceso de flotación es eficaz en un 90,6 %, la etapa de la electrólisis en un 98,2 % y las otras etapas en un 100 %. 24. Se hace reaccionar 119 g de una muestra impura de Cu con exceso de HNO3 y se obtienen 28,8 g de H2O con un rendimiento del 80,0 % según la reacción: 3Cu(s) + 8HNO3(aq) 2NO(g)↑ + + 3Cu(NO3)2(aq) + 4H2O(l). Calcule (a) la pureza de la muestra de Cu utilizada y (b) el volumen que ocuparía el NO formado en condiciones ambientales. 25. La glucosa de la uva (C6H12O6) fermenta por la acción de una levadura y se transforma en alcohol (etanol, C2H6O) y en dióxido de carbono, transformando el mosto en vino. (a) Escriba la ecuación que representa este proceso. (b) Si la reacción que se produce tiene un rendimiento del 95 %, ¿cuál es la masa de alcohol que se obtiene a partir de 1,5 L de mosto que contiene un equivalente a 200 g/L de glucosa? (c) Calcule la masa de CO2 que se produce y el volumen que ocupa en condiciones ambientales. Página 75 de 150 Capítulo 4: EL LENGUAJE DE LA QUÍMICA II Universidad de Piura 26. Química Básica Química Básica El bicarbonato de sodio se descompone mediante el calor produciendo carbonato de sodio (sólido), dióxido de carbono (gas) y agua (gas). (a) Escriba la ecuación que representa el proceso. Esta es una reacción de producción industrial de carbonato de sodio. Una factoría procesa 25 TM diarias de un material que contiene el 74,8 % de pureza en bicarbonato de sodio: (b) ¿qué masa de carbonato de sodio se obtiene en un mes de operación?; (c) ¿qué volumen de gases en CNTP se desprende?; (d) ¿qué masa de residuos deja diariamente la operación? (e) El carbonato de sodio formado se emplea para preparar una disolución de densidad 1,35 g/cm3 y 74,50 % en peso. ¿Qué volumen de solución se puede producir diariamente? Respuestas: 2) (a) 0,986; (b) 33,2; (c) 0,027; (d) 1,066 moles. 3) PA = 197 (oro). 4) 2,66*10-16 g. 5) (a) 4,48*1024 át C y O; 8,96*1024 át. H; (b) 1,99*1020 át. C y O; 3,97*1020 át H; (c) 5,51*1021 át. C y O; 1,10*1022 át. H. 6) (a) 74,02 % C; 8,71 % H y 17,27 % N; (b) 72,24 % C; 7,02 % H; 4,68 % N y 16,05 % O; (c) 63,2 % C; 5,26 % H y 31,6 % O. 7) Cuprita: 88,8 % Cu. 8) C13H19O9N. 9) C2H6O. 10) (a) y (b) FE = FM: C13H24N4O3S. 11) (a) 396 g CuSO4.H2O; (b) 355 g CuSO4. 12) (a) 186 lb; (b) 485 lb; (c) 53,6 lb. 13) (a) 54 % Cl; (b) 18 % NaCl. 14) 561 g H2SO4. 15) 14,7 mL. 17) (a) 18 moles HCl; (b) 8,8 moles H2O; 18) (b) 12 moles H2SO4; (c) 4 moles Al2(SO4)3; 19) 735 g de superfosfato; 20) (a) 39,7 g PbCl2; (b) 41,9 g PCl3; 21) 377,2 g Na2SO4; 22) (a) 4,02 x 105 g o 402 kg de CaO; (b) 3,83x105 g o 383 kg CaC2; 23) 134 kg de Zn. 24) (a) 80,0 %; (b) 19,5 L. 25) (b) 145 g etanol; (c) 77,3 L de CO2. 26) (b) 354 TM Na2CO3; (c) 6,68x106 moles de gases; TM (d) 6,3 de residuos; (e).11,7 m3 de solución diariamente. día Página 76 de 150 Capítulo 4: EL LENGUAJE DE LA QUÍMICA II INGENIERÍA Química Básica 2021 APUNTES DE CLASE – QB0 Capítulo 5: SOLUCIONES 5.1. Introducción Tanto en la naturaleza como en la industria son especialmente importantes las reacciones que ocurren en solución; es decir aquellas en las que participan sustancias disueltas. Entre ellas se encuentran las reacciones bioquímicas que ocurren en el organismo de los seres vivos, así como las reacciones ácido-base y/o de neutralización que se utilizan, por ejemplo, para depurar o tratar aguas de desecho industrial. En el Capítulo 1 se hizo referencia a las soluciones en términos generales como una de las formas en las cuales es usual encontrar a la materia. En este capítulo veremos una clasificación más detallada de las soluciones y prestaremos especial atención a aquellas que tienen mayor interés industrial, como son las soluciones acuosas; es decir, aquellas que contienen agua como solvente. 5.2. Tipos de soluciones Ya se ha definido una solución como mezcla homogénea; por tanto, puede contener dos o más sustancias (especies químicas o componentes), tomando el nombre de binaria, ternaria, cuaternaria, etc. según contenga dos, tres, cuatro, etc. componentes respectivamente. Esta constituye una primera clasificación de las soluciones de acuerdo al número de componentes. Si bien es cierto en la naturaleza encontramos soluciones muy complejas (el petróleo crudo es un ejemplo de una solución de n-componentes) cuyo estudio es también complejo, este se suele simplificar limitándolo a soluciones binarias. Así, por ejemplo, a pesar que en el aire encontramos, además de oxígeno y nitrógeno como componentes mayoritarios, otros gases como vapor de agua, dióxido de carbono, todos los gases nobles, etc., para efectos prácticos de cálculos en ingeniería (como ya hemos hecho en capítulos anteriores) consideramos que la composición del aire es del 21 % de oxígeno y de 79 % de nitrógeno en volumen. Esta simplificación no tiene mayor incidencia en los cálculos desarrollados y se compensa con la facilidad del tratamiento matemático. Lo mismo podemos decir de una bebida gaseosa (o gasificada), cuyo estudio podría descomponerse en soluciones binarias agua-azúcar, agua-dióxido de carbono, etc. Una solución binaria está formada por solvente y soluto. Tradicionalmente se ha llamado solvente a la sustancia que está en mayor proporción y soluto a aquella que está en menor proporción. Un criterio más ingenieril, que es el que usaremos, es llamar soluto al componente económicamente más valioso. Así, en una solución agua-alcohol etílico (etanol), el soluto siempre será el alcohol, aun cuando su presencia sea mayoritaria. Página 77 de 150 Capítulo 5: SOLUCIONES Universidad de Piura Química Básica Química Básica Otra forma de clasificar a las soluciones es según su estado de agregación, pues las encontramos en estado sólido, líquido y gaseoso. En general, la solución adopta el estado de agregación del solvente. En la tabla V.1 puede verse esta clasificación y algunos ejemplos, aunque cabe mencionar que algunos autores tienen reservas respecto a las soluciones sólido-gas y sólidosólido, llamadas propiamente aleaciones. Tabla V.1. Tipos de soluciones según su estado de agregación. Solución Solvente Gaseosa Gas Líquida Líquido Sólida Sólido Soluto Gas Líquido Sólido Gas Líquido Sólido Gas Líquido Sólido Ejemplo Aire (79 % N2 y 21 % O2 v/v). -.- (si están presentes gotas es un coloide). -.- (si están presentes partículas es un coloide). Bebidas carbonatadas (CO2 en agua) Vinagre (ácido acético en agua), bebidas alcohólicas (etanol en agua). Azúcar en agua, agua de mar. Hidrógeno en paladio (aleación). Tolueno en caucho (cemento de caucho). Aleaciones metálicas: acero, bronce, oro de 18 quilates. En este capítulo estudiaremos sólo las soluciones binarias acuosas, es decir aquellas de dos componentes cuyo solvente es el agua, pues son las que más frecuentemente encontraremos en la naturaleza y en la industria. 5.3. Formación de soluciones 5.3.1. Solubilidad en agua Cuando se forma una solución se alcanza un estado energético más estable que aquellos de sus componentes individuales. Cuando esto no ocurre simplemente la solución no se forma, teniéndose sólo una mezcla. El hecho de que se forme o no solución dependerá de la naturaleza (afinidad) de solvente y soluto. Por solubilidad entendemos la capacidad de dos sustancias de formar soluciones binarias o de disolverse entre sí. En el caso de las soluciones acuosas binarias debemos destacar el rol de solvente universal asignado al agua, ya que es capaz de disolver distintos tipos de sustancias. Esta gran capacidad del agua para formar soluciones obedece a su especial estructura (angular) y tipo de enlace (covalente polar) que le permiten disolver con suma facilidad incluso solutos iónicos, cuyo enlace es extremadamente fuerte. Así vemos que el cloruro de sodio o sal común se disuelve muy fácilmente en agua, aun cuando para fundirlo haría falta calentar por encima de los 800 ºC. En la figura 5.1 puede verse la estructura angular y la naturaleza polar (distribución de cargas) que explica la afinidad del agua por los compuestos iónicos, como el cloruro de sodio. Figura 5.1. Naturaleza polar del agua y proceso de solvatación del cloruro de sodio. Página 78 de 150 Capítulo 5: SOLUCIONES Universidad de Piura Química Básica Química Básica Como puede verse en dicha figura la naturaleza polar del agua resulta fundamental para disolver el cloruro de sodio y otros compuestos iónicos a través del proceso de solvatación, que consiste en extraer los iones del cristal iónico y rodearlos a fin de que no vuelvan a recombinarse. 5.3.2. Tipos de solutos Distinguiremos los solutos electrolíticos o iónicos, que dan lugar a soluciones conductoras de la corriente eléctrica ya que disocian en iones (partículas con carga eléctrica). Pertenecen a este tipo de solutos los ácidos fuertes, bases fuertes solubles y la mayoría de las sales solubles. Un electrolito fuerte es aquél que cuando está disuelto en agua (aq o ac) se disocia totalmente en iones, como el hidróxido de sodio: NaOH(aq) Na+(aq) + OH-(aq) o el cloruro de sodio: NaCl(aq) Na+(aq) + Cl-(aq); mientras que uno débil se disocia en iones sólo de manera parcial, como el ácido acético: CH3COOH(aq) CH3COO-(aq) + H+(aq) [o bien: HAC(aq) Ac-(aq) + H+(aq)]. Por otro lado, están los solutos no electrolíticos o moleculares, como el azúcar (sacarosa: C12H22O11) que cuando se disuelven en agua forman soluciones no conductoras (no se disocian, permanecen disueltos en estado molecular). ¿Cómo sabemos si un soluto es electrolítico, o fuerte? Apelando a nuestra experiencia o a reglas de solubilidad. A continuación, se proporciona una relación de los ácidos y bases, fuertes y débiles, más comunes, con sus respectivos aniones, que conviene memorizar. Ácidos fuertes más comunes y sus aniones HCl ácido clorhídrico HCl H+ + ClHBr ácido bromhídrico HBr H+ + BrHI ácido yodhídrico HI H+ + IHNO3 H+ + NO3 HNO3 ácido nítrico + HClO4 ácido perclórico HClO4 H + ClO4 HClO3 H+ + ClO3 HClO3 ácido clórico H2SO4 H+ + HSO4 H2SO4 ácido sulfúrico Cl- = anión cloruro Br- = anión bromuro I- = anión yoduro NO3 = anión nitrato ClO4 = anión perclorato ClO3 = anión clorato HSO4 = anión bisulfato o hidrogenosulfato 2SO4 = anión sulfato 2- H2SO4 2H+ + SO4 Bases fuertes solubles Son los hidróxidos de los metales alcalinos y de algunos alcalino-térreos: LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH, Ca(OH)2, Sr(OH)2 y Ba(OH)2. Otros metales forman hidróxidos escasamente solubles llamados hidróxidos insolubles; p. ej.: Cu(OH)2, Zn(OH)2, Fe(OH)2 y Fe(OH)3 Ácidos débiles más comunes y sus aniones HF ácido fluorhídrico HF H+ + FF- = anión fluoruro + ácido acético CH3COOH H + CH3COO- CH3COO- = anión acetato CH3COOH HCN ácido cianhídrico HCN H+ + CNCN- = anión cianuro ácido nitroso HNO2 H+ + NO2 NO2 = anión nitrito HNO2 H2CO3 ácido carbónico H2CO3 H+ + HCO3 HCO3 = anión bicarbonato 22CO3 = anión carbonato HCO3 H+ + CO3 ácido fosfórico H3PO4 H+ + H2PO4 H2PO4 = anión dihidrógenofosfato H3PO4 22H2 PO4 H+ + HPO4 HPO4 = anión bifosfato 2- (COOH)2 3- HPO4 H+ + PO4 ácido oxálico (COOH)2 H+ + H(COO)2 2- H(COO)2- H+ + (COO)2 Página 79 de 150 3- PO4 = anión fosfato H(COO)2 = anión hidrogenooxalato 2- (COO)2 = anión oxalato Capítulo 5: SOLUCIONES Universidad de Piura Química Básica Química Básica El ácido carbónico (H2CO3) y el ácido cianhídrico (HCN) son dos ácidos débiles comunes que contienen carbono, pero son inorgánicos. A menudo los ácidos inorgánicos se llaman ácidos minerales. Bases débiles más comunes Las bases débiles comunes son solubles en agua, pero se ionizan parcialmente. P. ej., el amoníaco: NH3(aq) + H2O(l) NH+4 (aq) + OH-(aq) (reversible). 5.3.3. Reglas de solubilidad para sales La solubilidad es un fenómeno complejo. No es fácil generalizar unas reglas de solubilidad; sin embargo, las siguientes reglas serán de utilidad en nuestro curso, aun cuando no cubren a la totalidad de las sales: • Los ácidos inorgánicos comunes son solubles, al igual que los ácidos orgánicos de bajo peso molecular. • Todos los compuestos comunes de los iones metálicos del grupo 1A (metales alcalinos) y el ion amonio, NH4+, son solubles. • Los nitratos (NO3 ), acetatos (CH3COO-), cloratos (ClO3 ) y percloratos (ClO4 ) comunes son solubles. • Los cloruros (Cl-) comunes son solubles en agua, excepto: AgCl, Hg2Cl2 y PbCl2. • Los bromuros (Br-) y yoduros (I-) comunes muestran el mismo comportamiento de solubilidad que los cloruros, pero hay excepciones. 2• Los sulfatos (SO4 ) comunes son solubles en agua excepto PbSO4, BaSO4 y HgSO4. CaSO4 y Ag2SO4 son moderadamente solubles. • Los hidróxidos (OH-) metálicos comunes son insolubles en agua excepto los del grupo 1A y los más pesados del grupo 2A (ver apartado anterior). 233• Los carbonatos (CO3 ), fosfatos (PO4 ) y arseniatos (AsO4 ) comunes, son insolubles en agua excepto los de los metales del grupo 1A y amonio (NH4+). El MgCO3 es moderadamente soluble. • Los sulfuros (S2-) comunes son insolubles en agua excepto los de los metales del grupo 1A, 2A y amonio (NH+4 ). 5.4. Reacciones en solución acuosa Las principales reacciones que ocurren en solución acuosa son las de precipitación, ácido base, desplazamiento y de óxido reducción o redox. Todas ellas pueden representarse de tres formas, según usemos: (1) ecuaciones de fórmulas moleculares o unidades fórmula, (2) ecuaciones iónicas totales y (3) ecuaciones iónicas netas. Para poder representarlas correctamente es preciso que sepamos reconocer los electrolitos, según sean fuertes o débiles, así como sus respectivos aniones y cationes. Por ejemplo, cuando añadimos un trozo de cobre metálico a una solución incolora de nitrato de plata (AgNO3), el Cu (metal activo) desplaza a los iones plata de la disolución, que cambia de color por la presencia de nitrato de cobre (II) azul. Por tanto, podremos escribir: (1) Ecuación de unidad fórmula, global o molecular: se escribe la fórmula completa para todos los compuestos: 2AgNO3(aq) + Cu(s) 2Ag(s) + Cu(NO3)2(aq). (2) Ecuación iónica total: se escriben las especies iónicas predominantes en solución acuosa. Se suele usar corchetes para agrupar las especies iónicas de origen común (aunque no son indispensables): 2[Ag+(aq) + NO3 (aq)] + Cu(s) 2Ag(s) + [Cu2+(aq)+ + 2NO3 (aq)]. Los iones que no cambian o no participan en la reacción (como el NO3- en este caso) se denominan iones espectadores. (3) Ecuaciones iónicas netas: consideran sólo las especies que participan en la reacción, excluyendo los iones espectadores: 2Ag+(aq) + Cu(s) 2Ag(s) + Cu2+(aq). Página 80 de 150 Capítulo 5: SOLUCIONES Universidad de Piura Química Básica Química Básica Las ecuaciones iónicas netas son muy puntuales y no sirven mucho cuando se trata de realizar cálculos estequiométricos, en los que es más conveniente la ecuación global. 5.4.1. Reacciones de precipitación En ellas se forma un sólido insoluble o precipitado, que sedimenta en la solución o precipita, a partir de dos soluciones líquidas. En la figura 5.2 puede verse la precipitación del yoduro de plomo (PbI2) sólido, a partir de soluciones acuosas de yoduro de potasio (KI) y nitrato plumboso [Pb(NO3)2]. Otro ejemplo es la formación de nuestros dientes mediante lentas reacciones de precipitación de fosfato cálcico [Ca3(PO4)2]. La producción de cromato de plomo (II) (pigmento amarillo medio, utilizado en la fabricación de pinturas) obtenido por precipitación mezclando soluciones de nitrato de plomo (II) y cromato de potasio (K2CrO4), es un ejemplo de la aplicación a escala industrial de las reacciones de precipitación. Las ecuaciones global, iónica y iónica neta son, respectivamente: Pb(NO3)2(aq) + K2CrO4(aq) PbCrO4(s)↓ + 2KNO3(aq) Pb2+(aq) + 2NO3-(aq) + 2K+(aq) + Cr 2O4 (aq) PbCrO4(s)↓ + 2K+(aq) + 2NO3 (aq) 2Pb2+(aq) + CrO4 (aq) PbCrO4(s)↓ Figura 5.2. Rx de precipitación. Ejemplo 5.1. ¿Se formará un precipitado cuando se mezclen disoluciones de CaCl2 y K3PO4 con concentraciones razonables? Escriba las ecuaciones de reacción apropiadas para las reacciones que ocurran. Solución: Ambos compuestos son solubles, con lo cual es de esperar la presencia de los iones en solución: Ca2+, Cl-, K+ y PO43-. Se podría precipitar KCl y Ca3(PO4)2. De ellos, dado que el KCl es soluble, precipitaría el Ca3(PO4)2 que es insoluble (ver reglas de solubilidad). Las ecuaciones serían: 3CaCl2(aq) + 2K3PO4(aq) Ca3(PO4)2(s)↓ + 6KCl(aq) (ec. global) 32+ 3Ca (aq) + 6Cl-(aq) + 6K+(aq) + 2PO4 (aq) Ca3(PO4)2(s)↓ + 6K+(aq) + 6Cl-(aq) (ec. iónica) 33Ca2+(aq) + 2PO4 (aq) Ca3(PO4)2(s)↓ (ec. iónica neta) 5.4.2. Reacciones ácido-base Son muy importantes ya que en la naturaleza ocurren muchas reacciones de este tipo. La reacción de un ácido con una base (hidróxido metálico) produce una sal y agua. Se llaman también reacciones de neutralización ya que las propiedades características de ácidos y bases quedan neutralizadas con esta reacción. En casi todas las reacciones ácido-base o de neutralización hay una combinación de los hidrogeniones (iones H+) de la solución ácida con los hidroxilos (OH-) de la solución básica para formar agua. La ecuación iónica neta es: H+(aq) + OH-(aq) H2O(l). En la figura 5.3 se muestran algunos ácidos y bases de uso común en un laboratorio, aunque son también productos comerciales. El vinagre es un ácido débil. Cuando el amoníaco o una amina reaccionan con un ácido, se forma una sal, pero no agua. Página 81 de 150 Capítulo 5: SOLUCIONES Universidad de Piura Química Básica Química Básica Veamos la reacción entre un ácido fuerte como el clorhídrico (HCl) y una base fuerte como el hidróxido de sodio (NaOH), que dan lugar a la sal soluble cloruro de sodio (NaCl) y agua (obsérvese que la sal formada contiene el catión de la base y el anión del ácido): HCl(aq) + NaOH(aq) NaCl(aq) + H2O(l) H+(aq) + Cl-(aq) + Na+(aq) + OH-(aq) Na+(aq) + Cl-(aq) + H2O(l) H+(aq) + OH-(aq) H2O(l) Figura 5.3. Algunos ácidos y bases de uso doméstico e industrial común. Ácidos débiles con bases fuertes solubles también producen sal y agua, pero las ecuaciones iónicas se representan de otra forma dado que los ácidos débiles están parcialmente disociados. P. ej. para el caso del ácido acético (CH3COOH o HAc, ácido débil) con el hidróxido de sodio (NaOH, base fuerte). Dado que el ácido sólo está disociado parcialmente, en las ecuaciones escribiremos su fórmula molecular antes que la iónica. Los productos de la reacción son el acetato de sodio (NaAc, sal fuerte) y agua: HAc(aq) + NaOH(aq) NaAc(aq) + H2O(l) HAc(aq) + Na+(aq) + OH-(aq) Na+(aq) + Ac-(aq) + H2O(l) HAc(aq) + OH-(aq) Ac-(aq) + H2O(l) En términos generales, para un ácido monoprótico débil (HA) y una base fuerte, la ecuación iónica neta es: HA(aq) + OH-(aq) A-(aq) + H2O(l). Ejemplo 5.2. Escriba las ecuaciones ajustadas global, iónica y iónica neta para una reacción ácidobase que produzca la sal cloruro de bario (BaCl2). Solución: Como la sal contiene el catión de la base y el anión del ácido, el catión Ba2+ puede proceder del Ba(OH)2, y el ácido debe contener Cl-, por lo que puede ser el HCl. Veamos las ecuaciones que representan esta reacción: 2HCl(aq) + Ba(OH)2(aq) BaCl2(aq) + 2H2O(l) 2H+(aq) + 2Cl-(aq) + Ba2+(aq) + 2OH-(aq) Ba2+(aq) + 2Cl-(aq) + 2H2O(l) 2H+(aq) + 2OH-(aq) 2H2O(l) o bien: H+(aq) + OH-(aq) H2O(l) Ejemplo 5.3. Cuando se añade HCl(aq) al CaCO3(s) se desprende un gas (CO2), aunque se produce ácido carbónico como producto intermedio, que se descompone en CO2. Escriba la ecuación ajustada global, iónica y iónica neta para esta reacción. 2HCl(aq) + CaCO3(s) H2CO3(aq) + CaCl2(aq) 2H+(aq) + 2Cl-(aq) + CaCO3(s) H2CO3(aq) + Ca2+(aq) + 2 Cl-(aq) 2H+(aq) + CaCO3(s) H2CO3(aq) + Ca2+(aq) La reacción de descomposición del ácido carbónico es: H2CO3(aq) CO2(g) + H2O(l), por lo que la ecuación global quedaría: 2HCl(aq) + CaCO3(s) CO2(g)↑ + H2O(l) + CaCl2(aq) El efecto neto es que especies iónicas se convierten en moléculas no ionizadas de un gas. Solución: Página 82 de 150 Capítulo 5: SOLUCIONES Universidad de Piura Química Básica Química Básica 5.4.3. Reacciones REDOX Las reacciones redox o reacciones de oxidación-reducción se producen mediante transferencia (ganancia o pérdida) de electrones, y son más frecuentes de lo que a simple vista podría parecer. No es fácil darse cuenta, a simple vista, si una reacción es redox. Para ello es preciso seguir la ruta de los electrones transferidos mediante los números de oxidación o índices de oxidación. a) Números de oxidación (o índices de oxidación) Veamos cómo se determinan estos números de oxidación (n.o.) o índices de oxidación (i.o.) para algunas especies químicas: En un compuesto iónico binario simple, el i.o. coincide con el número de electrones ganados o perdidos por el átomo cuando se forma el compuesto. En un ion monoatómico el i.o. es igual a la carga del ion. En un ion poliatómico la suma de los i.o. de los átomos debe reproducir la carga del ion. En los compuestos moleculares los i.o. no tienen el mismo sentido que en los iónicos, pero son útiles para balancear ecuaciones y escribir fórmulas; veamos algunas reglas: * el i.o. del oxígeno es -2, excepto en el caso de los peróxidos donde es - 1. * el i.o. del hidrógeno es +1, excepto en los hidruros donde vale -1. * el i.o. de un elemento en estado libre (H2, O2, O3, S8, etc.) es cero. * la suma de los i.o. de los átomos de una molécula neutra es cero. El concepto de número de oxidación está muy ligado al de valencia de los átomos. De hecho, el número de oxidación de un átomo en un compuesto es la valencia con que dicho átomo actúa en el mencionado compuesto. Ejemplo 5.4. Determine el i.o. de cada uno de los átomos en (a) N2O4; (b) NH3; (c) NO3-; (d) N2. Solución: N2O4: (i.o.)O = -2 (no es peróxido); y Σ (i.o.) = 0 → 2*(i.o.)N + 4*(i.o.)O = 0 → (i.o.)N = -4*(-2)/2 = +4 (a) NH3: (i.o.)H = +1 (no es hidruro); y Σ (i.o.) = 0 → (i.o.)N + 3*(i.o.)H = 0 → (i.o.)N = -3*(+1) = -3 (b) NO3-: (i.o.)O = -2 (no es peróxido); y Σ (i.o.) = -1 → (i.o.)N + 3*(i.o.)O = -1 → (i.o.)N = -1 – 3 * (2) = +5 (c) N2: por tratarse de un elemento libre, el (i.o.)N = 0. b) Introducción a las reacciones de oxidación-reducción Originalmente el término oxidación se refería a la combinación de una sustancia con oxígeno, y el término reducción describía la separación del oxígeno de un compuesto. Así, cuando el Fe forma herrumbre: 4Fe(s) + 3O2(g) → 2Fe2O3(s), decimos que el Fe se oxida. Su i.o. aumenta (pasa de cero a +3). En el caso de la obtención de metales a partir de óxidos, p. ej. en el caso del wolframio: WO3(s) + H2(g) → W(s) + H2O, decimos que el metal se reduce; su i.o. disminuye (pasa de +6 a cero). Actualmente estos términos se aplican de manera más general. La sustancia que se oxida incrementa su i.o. porque pierde electrones, mientras que la sustancia que se reduce los gana. Oxidación y reducción ocurren simultáneamente. En una reacción redox una sustancia se oxida (se llama agente reductor) y otra de reduce (se llama agente oxidante). En el ejemplo de la formación de herrumbre el oxígeno de reduce (pasa de i.o. = 0 a -2), mientras que en la reducción del wolframio se oxida el hidrógeno (i.o. = 0 a +1). Página 83 de 150 Capítulo 5: SOLUCIONES Universidad de Piura Química Básica Química Básica La oxidación es el incremento algebraico del i.o. y corresponde a la pérdida o aparente pérdida de electrones. La reducción es la disminución algebraica del i.o. y corresponde a la ganancia o aparente ganancia de electrones. Las reacciones redox son muy importantes. Se presentan en los procesos bioquímicos y en el fenómeno de corrosión, así como en los fenómenos electroquímicos (pilas y baterías). Son útiles en el estudio de la biología, bioquímica, ciencias ambientales y de materiales. Todas las reacciones de combustión son también reacciones redox. En la figura 5.4 se muestra el esquema de una pila, ingenioso dispositivo en el cual los electrones obtenidos en la semirreacción de oxidación (en la superficie del Zn, dentro de la solución de Zn2+) pasan a través del galvanómetro (se puede hacerlos Figura 5.4. Esquema de una pila. “trabajar” encendiendo un foco) y se dirigen hacia el electrodo de Cu, sobre cuya superficie se reducen los iones Cu2+ que están en solución. El resultado neto del proceso es que el electrodo de Zn se “corroe” (se disuelve, se oxida), mientras que el de cobre incrementa su volumen (“se ·deposita”, se reduce). Las reacciones redox pueden escribirse también como ecuaciones globales, iónicas y iónicas netas. P. ej. la reacción: 2FeBr3(aq) + 3Cl2(g) 2FeCl3(aq) + 3Br2(l) podemos analizarla así: (+3)(-1) 2FeBr3(aq) (0) + (+3) (-1) (0) 3Cl2(g) 2Fe Cl3(aq) + 3Br2(l) El bromo se oxida (aumenta su i.o. de -1 a 0), es el agente reductor El cloro se reduce (disminuye su i.o. de 0 a -1), es el agente oxidante Ecuación iónica: Ecuación iónica neta: 2Fe3+(aq) + 6Br-(aq) + 3Cl2(g) 2Fe3+(aq) + 6Cl-(aq) + 3Br2(l) 6Br-(aq) + 3Cl2(g) 6Cl-(aq) + 3Br2(l), o bien 2Br-(aq) + Cl2(g) 2Cl-(aq) + Br2(l) Las reacciones de dismutación o desproporción son aquellas en las cuales una misma especie química se oxida y se reduce: Cl2(g) + H2O(l) HCl(aq) + HClO(aq); aquí el cloro se reduce para formar HCl y se oxida para formar HClO (analiza los i.o.). Ejemplo 5.5. En la reacción: 4KClO3(s) KCl(s) + 3KClO4(s), (a) escriba los i.o. de cada elemento; (b) identifique los agentes oxidante y reductor; (c) escriba las ecuaciones iónica y iónica neta. Solución: (a) (+1) (+5) (-2) (+1) (-1) (+1) (+7) (-2) 4 K Cl O3(s) K Cl(s) + 3 K Cl O4(s) (b) El Cl se oxida (pasa de i.o. = +5 a +7) agente reductor El Cl se reduce (pasa de i.o. = +5 a -1) agente oxidante (c) Ecuación iónica: No existe (las tres especies son sólidas) Ecuación iónica neta: idem. Página 84 de 150 Capítulo 5: SOLUCIONES Universidad de Piura Química Básica Química Básica 5.4.4. Reacciones de desplazamiento Es un caso particular de reacciones redox donde un metal más activo reemplaza (desplaza) a otro metal menos activo. Un metal es más activo cuando forma cationes más fácilmente. En la tabla V.2 se ven algunos elementos ordenados en orden de actividad. Los metales que se encuentran más arriba en la tabla pueden desplazar espontáneamente a aquellos que se encuentran más abajo, pero no al revés (aunque en condiciones especiales sí es factible). Desplazan hidrógeno del agua fría Desplazan hidrógeno del vapor de agua Desplazan hidrógeno de ácidos no oxidantes Tabla V.2. Serie de actividades de algunos elementos. Forma Forma Elemento reducida oxidada común común Li Li Li+ K K K+ Ca Ca Ca2+ Na Na Na+ Mg Mg Mg2+ Al Al Al3+ Mn Mn Mn2+ Zn Zn Zn2+ 3+ Cr Cr Cr , Cr6+ Fe Fe Fe2+, Fe3+ Cd Cd Cd2+ Co Co Co2+ Ni Ni Ni2+ Sn Sn Sn2+,Sn4+ Pb Pb Pb2+, Pb4+ H (no metal) H2 H+ Sb (metaloide) Sb Sb3+ Cu Cu Cu+, Cu2+ Hg Hg Hg22+, Hg2+ Ag Ag Ag+ Pt Pt Pt2+, Pt4+ Los metales activos desplazan a los menos activos o al hidrógeno de sus compuestos en solución acuosa para producir la forma oxidada del metal más activo y la forma reducida (metal libre) del otro metal o hidrógeno. Se pueden presentar los siguientes casos de desplazamiento: (1) Metal más activo + sal de metal menos activo metal menos activo + sal de metal más activo (2) Metal activo + ácido no oxidante hidrógeno + sal del ácido (3) No metal activo + sal de no metal menos activo no metal menos activo + sal de no metal más activo. Los metales muy activos pueden desplazar al hidrógeno del agua. Las reacciones correspondientes liberan gran cantidad de calor (¡cuidado!). Se forman hidróxidos. Cada halógeno desplazará a los halógenos menos activos (más pesados) de sus sales binarias. El orden de actividad creciente es: I2 < Br2 < Cl2 < F2. Página 85 de 150 Capítulo 5: SOLUCIONES Universidad de Piura Química Básica Química Básica Ejemplo 5.6. ¿Cuál(es) de los siguientes metales pueden desplazar al hidrógeno del agua a temperatura ordinaria? Escriba las reacciones apropiadas a las reacciones que podrían ocurrir: Sn, Ca, Hg. Solución: De acuerdo a la tabla V.2 sólo el Ca puede desplazar al hidrógeno del agua: Ca(s) + 2H2O(l) Ca(OH)2(aq) + H2(g) (ec. global) Ca(s) + 2H2O(l) Ca2+(aq) + 2OH-(aq) + H2(g) (ecs. iónica y iónica neta) En este caso coinciden las ecuaciones iónica y iónica neta. 5.5. Cuantificación de las reacciones en solución 5.5.1. Concentración de disoluciones El uso de soluciones en reacciones químicas se justifica porque así se garantiza un perfecto mezclado o un contacto mucho más eficiente entre las moléculas de los reactivos, cosa que no ocurriría con el mismo grado de eficiencia si el contacto fuera entre los reactivos puros, más aún cuando éstos son sólidos. Cabe resaltar que en las reacciones en solución acuosa es más frecuente medir volúmenes antes que masas, de allí que deberemos familiarizarnos no sólo con las formas de medir concentración sino también con el manejo de la densidad de las soluciones, que es el parámetro que relaciona su masa y su volumen. De hecho, la parte de la química analítica que usa reacciones en solución se llama por ese motivo volumetría. Es importante, en consecuencia, cuando hablamos de la estequiometría de las reacciones en solución, el poder cuantificar la concentración de una solución, es decir, la cantidad de soluto presente en un determinado volumen de solución, o la cantidad de soluto presente en un determinado volumen de solvente. Hay varias formas de medir esta concentración. Por el momento sólo veremos dos de ellas: porcentaje en masa y molaridad. a) Porcentaje en masa % masa de soluto = masa de soluto masa de solución x100 P. ej. una solución al 10% de cloruro de sodio tiene 10 g de NaCl por cada 100 g de solución. Como la densidad de esta solución es aproximadamente igual a la del agua (1 g/mL), podríamos decir que hay aproximadamente 10 g de NaCl en 100 mL de solución, y la solución puede prepararse mezclando 10 g de NaCl con 90 g de agua. Caso contrario (en soluciones más concentradas) el cálculo contempla el uso de la densidad de la solución para determinar la masa de la misma. Ejemplo 5.7. Calcule la masa de una solución al 6,00 % de NiSO4 que contiene 40,0 g de NiSO4. Solución: masa de soluto De la definición de a concentración porcentual en masa: % masa de soluto = x100 → masa de solución masa de soluto 40,0 g 100 6,00 100 masa de solución = (% masa de soluto) = = 667 g solución. Ejemplo 5.8. ¿Qué volumen de una solución que es del 15,0 % en nitrato de hierro (III) contiene 30,0 g de Fe(NO3)3? La densidad de la solución es de 1,16 g/mL a 25 ºC. Solución: Análogamente al problema anterior, determinaremos la masa de solución que contiene masa de soluto 30,0 g 30 g de soluto: masa de solución = (% masa de soluto) = 15,0 = 200 g solución. 100 Página 86 de 150 100 Capítulo 5: SOLUCIONES Universidad de Piura Y como ρsolución = Química Básica Química Básica m solución m 200 g = 172 mL de solución. Vsolución = solución = Vsolución ρ solución 1,16 g/mL b) Molaridad Molaridad (moles/L) = moles de soluto moles de solución x100 Es una de las unidades de uso más común en laboratorio. Para preparar 1,0 L de una solución 1 M (se lee "uno molar" o simplemente "molar") de cloruro de sodio (NaCl): (1) primero pesamos (con una balanza) en un vidrio de reloj o un vaso de precipitados la cantidad de soluto equivalente a un mol; es decir: msoluto = nsoluto*(PF)soluto = (1 mol)*(23,0 g/mol + 35,5 g/mol) = 58,5 g. (2) Añadimos agua suficiente para disolver el soluto (sin exceder el volumen final de 1,0 L, digamos unos 300 mL) y trasvasamos a un matraz aforado o fiola con ayuda de un embudo. (3) Enjuagamos el vaso de precipitados varias veces con volúmenes pequeños de agua (unos 40 mL por vez) que se vierten en el matraz aforado cuidando de no superar el volumen final de 1,0 L. (4) Llevamos a volumen; es decir, con agua destilada nos aproximamos lo más que podamos a la marca de 1,0 L, sin pasarnos; y (5) finalmente enrasamos hasta la marca de 1,0 L. Tener en cuenta que cuando añadimos 1 mol de soluto (58,5 g de NaCl) a 1,0 L de solvente (agua), no obtenemos una solución 1 M. Calcule la concentración que se obtiene en este caso, y compare. A menudo expresamos los volúmenes de soluciones en mL en vez de L. También se suele medir el soluto en mmoles (milimoles) en lugar de moles. Como 1 L = 1000 mL milimoles de soluto y 1 mol = 1000 mmoles, podemos escribir la molaridad como: . mL de solución Ejemplo 5.9. Calcule la masa de hidróxido de bario, Ba(OH)2, necesaria para preparar 2,50 L de una solución 0,0600 molar de Ba(OH)2. Solución: Como M = m soluto n soluto m yn= M= msoluto = M*(PF)soluto*Vsolución Vsolución (PF) soluto * Vsolución (PF) = (0,0600 mol/L) * [137,3 + 2 * (16 + 1)] (g/mol) * 2,50 L = 25,7 g Ba(OH)2. Las soluciones comerciales de ácidos y bases deben ser diluidas antes de usarlas en la mayoría de las aplicaciones. Para ello es necesario saber la concentración comercial de dichas soluciones, que puede calcularse a partir de los datos consignados en la etiqueta de la botella. Ejemplo 5.10. Una muestra de ácido sulfúrico comercial tiene 96,4 % (en peso) de pureza y su densidad relativa es de 1,84. Calcule la molaridad de esta solución. Solución: Base de cálculo: 100 g de solución En 100 g de solución hay 96,4 g de H2SO4 nH2SO4 = [mH2SO4/(PF)H2SO4] = 96,4 g/(2*1+32+4*16) g/mol = 96,4/98 = 0,98 moles de H2SO4. Veamos ahora el volumen de solución: m solución n soluto 100 g = = 54,3 mL H2SO4. En consecuencia, la molaridad será: M = = ρ solución 1,84 g/mL Vsolución = 0,98 moles H 2 SO 4 = 18,0 M 1L 54,3 mL * 1000 mL 5.5.2. Dilución de soluciones Por dilución entendemos la disminución de la concentración de una solución mediante la adición de solvente. En consecuencia, cuando diluimos una solución, el número de Página 87 de 150 Capítulo 5: SOLUCIONES Universidad de Piura Química Básica Química Básica moles de soluto presentes no cambia, pero sí cambia la concentración (disminuye) ya que el volumen de la solución aumenta. Supongamos que tenemos un volumen determinado, Vc, de una solución concentrada de concentración Mc. Dado que la molaridad la definimos como M = n el número V de moles presentes en esta solución es: nc = Mc*Vc. Si diluimos la solución añadiendo más solvente, el nuevo volumen de la solución diluida será Vd y su molaridad será Md. En esta solución diluida, el número de moles presentes será: nd = Md*Vd. Pero como el número de moles de soluto es el mismo en ambas soluciones ya que lo único que se ha añadido es solvente nc = nd y, en consecuencia: Mc*Vc = Md*Vd, expresión que utilizamos siempre que trabajamos con soluciones diluidas. En general, cuando tratamos problemas de dilución se cumple que: Mc * Vc = Md * Vd, donde Mc y Md son las concentraciones (molaridades) de las soluciones concentrada (inicial) y diluida (final), respectivamente, y Vc y Vd son los volúmenes de las soluciones concentrada (inicial) y diluida (final), respectivamente. La dilución de soluciones concentradas, sobre todo de ácidos y bases fuertes, generalmente liberan una importante cantidad de calor, suficiente como para vaporizar algunas moléculas de agua. Por este motivo, cuando diluimos un ácido o base concentrados no se recomienda añadir el agua a la solución concentrada, sino añadir lentamente el ácido concentrado al agua (aunque para efectos de cálculo se supone que al diluir se agrega agua al ácido). De esta forma el calor liberado es absorbido por una mayor masa de agua, disminuyendo el riesgo de evaporaciones bruscas de agua y, en consecuencia, de salpicaduras. Ejemplo 5.11. (a) Calcule el volumen de ácido sulfúrico comercial (18,0 M) necesario para preparar 600 mL de una solución 0,950 M de H2SO4. (b) Indique cómo prepararía dicha solución. Solución: (a) Nuestros datos son: solución concentrada: Vc = x mL; Mc = 18,0 M; solución diluida: Vd = 600 mL: Md = 0,950 M. Aplicando la ecuación antes vista: VC = Md * Vd 0,950 * 600 = = 31,7 mL H2SO4 Mc 18,0 comercial. (b) Preparación: atendiendo a la precaución antes indicada: (1) en un matraz aforado (fiola) de 600 mL colocamos unos 400 o 500 mL de agua; (2) medimos 31,7 mL de H2SO4 concentrado con una probeta o con una pipeta; (3) añadimos lentamente el ácido sobre el agua; (4) llevamos a volumen y, finalmente, (5) enrasamos con agua destilada (o deionizada) hasta completar los 600 mL de solución. 5.6. Uso de soluciones en reacciones químicas El estudio cuantitativo de las soluciones y las relaciones estequiométricas de reacción que hemos aprendido nos permiten conocer la cantidad de soluto presente en una solución una vez conocida su concentración. También nos permiten encontrar el volumen de solución necesario para reaccionar con una cierta cantidad de reactivo, y en fin, nos permite también calcular los volúmenes de soluciones implicada en una reacción en solución acuosa. Ejemplo 5.12. Encuentre el volumen de solución de NaOH 0,210 M necesaria para reaccionar con 40,0 mL de solución de H2SO4 0,505 M según la reacción: H2SO4 + 2NaOH Na2SO4 + 2H2O. Solución: De acuerdo a la estequiometría de la reacción, se necesitan 2 moles de NaOH por cada mol de H2SO4. Esto es: nNaOH = 2*nH2SO4. Como n = M*V MNaOH*VNaOH = 2*MH2SO4*VH2SO4. En consecuencia: Página 88 de 150 Capítulo 5: SOLUCIONES Universidad de Piura VNaOH = Química Básica Química Básica 2 * MH2SO 4 * VH2SO 4 2 * 0,505 (mol / L ) * 40,0 mL = = 192 mL NaOH. MNaOH 0,210 (mol / L ) Ejemplo 5.13. (a) Tome como referencia el ejemplo 5.1 y calcule la cantidad de fosfato de calcio que precipita cuando se hace reaccionar 2,0 L de una solución 0,10 M de cloruro cálcico con 1,0 L de solución 0,25 M de fosfato potásico. (b) Determine la concentración de los iones potasio que quedan en solución. Solución: (a) De acuerdo al ejemplo 5.1 la ecuación global y las RE molares son: 3CaCl2(aq) + 2K3PO4(aq) Ca3(PO4)2(s)↓ + 6KCl(aq) 3 moles 2 moles 1 mol 6 moles Calculamos el número de moles de cada reactivo: n CaCl2 = MCaCl2 * VCaCl2 = (0,10 M) * (2,0 L) = 0,20 moles; y nK 3PO 4 = MK 3PO 4 * VK 3PO 4 = (0,25 M) * (1,0 L) = 0,25 moles. Como la relación entre reactivos no es la estequiométrica, es preciso encontrar el reactivo limitante: suponemos que el CaCl2 es el RL; si reacciona todo el CaCl2 (0,20 moles), requerirá 0,20 * (2/3) = 0,13 moles de K3PO4 < 0,25 moles que realmente tengo suposición correcta: el CaCl2 es el reactivo limitante. En consecuencia, la cantidad de producto precipitado se obtiene de las relaciones estequiométricas: 3CaCl2(aq) + 2K3PO4(aq) Ca3(PO4)2(s)↓ + 6KCl(aq) 3 moles 2 moles 1 mol 6 moles 0,20 moles x moles x= (0,20 moles) * (1mol) = 3 moles 0,067 moles de Ca3(PO4)2(s). La masa será: mCa3(PO4)2 = nCa3(PO4)2*(PF)Ca3(PO4)2 = (0,0667 moles)*[3*40+2*(31+4*16)](g/mol) = (0,0667 moles)*(310 g/mol) = 20,667 g de Ca3(PO4)2. (b) Al formar sales solubles, todo el K+ entrante con el K3PO4(aq) queda disuelto; y como el K3PO4 se disocia: K3PO4(aq) 3K+(aq) + PO4-3(aq), la cantidad (moles) del catión K+ es el triple que la de K3PO4: 3*0,25 moles = 0,75 moles. Como el volumen final es de 3,0 L la concentración de K+ = n + 0,75 moles [K+] = K = = = 0,25 M. El mismo resultado se debe obtener sumando las contribuciones V 3,0 L de ion K+ procedentes del producto (KCl) y del reactivo excedente (K3PO4). 5.7. Valoraciones Valoración es el proceso mediante el cual una solución reactiva de concentración conocida (valorante), se añade cuidadosamente a otra solución de otro reactivo de concentración desconocida. A partir del volumen utilizado de solución valorante y la estequiometría de la reacción (ácido-base o redox) que tiene lugar, se puede conocer la concentración desconocida de la solución. Si bien existen soluciones patrón, es decir soluciones de concentración exactamente conocida, la mayor parte de las soluciones usadas en el laboratorio de química son soluciones valoradas, cuya concentración exacta se ha determinado usando soluciones patrón como valorantes. La valoración también suele llamarse titulación, e incluso neutralización (en reacciones ácido-base), debido a que las propiedades del ácido y la base se contrarrestan mutuamente, convirtiéndose en una solución salina prácticamente inocua. De allí el uso de estas reacciones en tratamientos de aguas residuales industriales. Figura 5.5. Valoración. La valoración se lleva a cabo utilizando un erlenmeyer donde generalmente colocamos la solución problema de concentración desconocida y una bureta en la cual colocamos la solución Página 89 de 150 Capítulo 5: SOLUCIONES Universidad de Piura Química Básica Química Básica valorante (figura 5.5). La adición de la solución valorante es lenta y concluye cuando el indicador cambia de color. El indicador es generalmente un ácido orgánico que tiene distinto color dependiendo de la concentración de H+ o pH de la solución. Bastan pocas gotas de indicador para poder identificar, mediante el cambio de color, el llamado punto final de la valoración. Hay una pequeña diferencia entre el punto final de valoración y el punto de equivalencia. Este último se define como el instante en que las cantidades de reactivos son equivalentes. Si los reactivos son un ácido y una base el punto de equivalencia es el punto exacto de neutralización del ácido con la base o viceversa; este es un punto (instante) teórico que no se percibe en el proceso de valoración. En cambio, el punto final de valoración sí se percibe con el cambio de coloración del indicador que detecta el exceso de ácido o base. Escogido convenientemente, el indicador puede ser lo suficientemente sensible como para detectar la diferencia entre ambos puntos con una gota de solución valorante. Ejemplo 5.14. ¿Cuál es la molaridad de una solución de ácido clorhídrico si se necesitan 36,7 mL de dicha solución para reaccionar con 43,2 mL de solución de hidróxido sódico 0,236 M? La reacción es: HCl(aq) + NaOH(aq) NaCl(aq) + H2O(l). Solución: La ecuación balanceada nos dice que reacciona 1 mol de HCl con 1 mol de NaOH; o bien: nHCl = = nNaOH. Esto es: MHCl * VHCl = MNaOH * VNaOH MHCl = MNaOH * VNOH 0,236 (mol / L ) * 43,2 mL = = VHCl 36,7 mL 0,278 M de HCl Ejemplo 5.15. Una muestra de 43,2 mL de disolución de hidróxido sódico 0,236 M reacciona completamente con 36,7 mL de una disolución de ácido sulfúrico. ¿Cuál es la molaridad de la solución de ácido sulfúrico? La reacción balanceada es: 2NaOH(aq) + H2SO4(aq) Na2SO4(aq) + + 2H2O(l) Solución: En este caso la relación en moles es: nNaOH = 2nH2SO4 MNaOH * VNaOH = 2* MH2SO4 * VH2SO4. Esto es: MH2SO4 = MNaOH * VNOH 0,236 (mol / L ) * 43,2 mL = = 0,139 M de H2SO4. 2 * VH2SO 4 2 * 36,7 mL Nótese la semejanza entre estos dos últimos problemas. La cantidad de base es la misma. El resultado varía con la estequiometría de la reacción. EJERCICIOS PROPUESTOS GLOSARIO: Procura definir los siguientes términos: Ácido Ácido débil Ácido fuerte Ácido muriático Ácidos minerales Agente oxidante Agente reductor Aleación Base Base fuerte Coloide Concentración Dilución Ecuación de unidad fórmula Ecuación global Página 90 de 150 Electrolito fuerte Herrumbre Indicador Índice de oxidación Iones espectadores Metal activo Molaridad Molécula polar Neutralización No electrolito Número de oxidación Oxidación Pila Precipitado Punto de equivalencia Reducción Sal Sal soluble Solubilidad Solución Solución acuosa Solución binaria Solución concentrada Solución diluida Solución patrón Solución valorada Soluto Solvatación Solvente Titulación Capítulo 5: SOLUCIONES Universidad de Piura Ecuación iónica neta Ecuación iónica total Ecuación molecular Electrolito Electrolito débil Química Básica Química Básica Punto final de valoración Reacción ácido base Reacción de dismutación Reacción de precipitación Reacción redox Valencia Valoración Valorante Vinagre Volumetría PROBLEMAS 1. Clasifique cada sustancia como un electrolito o como un no electrolito: NH4Cl, HI, C6H6, Zn(CH3COO)2, Cu(NO3)2, CH3COOH, C12H22O11 (azúcar), LiOH, KHCO3, CCl4, La2(SO4)3, I2. 2. Clasifique cada sustancia como electrolito fuerte o débil y luego identifique los ácidos fuertes, las bases fuertes, los ácidos débiles y las bases débiles: NaCl, MgSO4, HCl, H2C2O4, Ba(NO3)2, H3PO4, RbOH, HNO3, HI, Ba(OH)2, LiOH, C2H5COOH, NH3, KOH, Mg(CH3COO)2, HCN, HClO4. 3. Escriba las ecuaciones ajustadas (i) global, (ii) iónica y (iii) iónica neta. Refiérase a las reglas de solubilidad cuando sea necesario: (a) Nuestros huesos son principalmente fosfato cálcico. El cloruro cálcico reacciona con fosfato potásico para formar fosfato cálcico y cloruro potásico. (b) Los compuestos de mercurio son muy venenosos. El nitrato de mercurio (II) reacciona con sulfuro sódico para formar sulfuro de mercurio (II), que es muy insoluble, y nitrato sódico. (c) Los iones cromo (III) son muy venenosos. Pueden separarse de la disolución precipitando el hidróxido de cromo, muy insoluble. El cloruro de cromo (III) reacciona con hidróxido de calcio para formar hidróxido de cromo (III) y cloruro cálcico. 4. Escriba las ecuaciones ajustadas (i) global, (ii) iónica y (iii) iónica neta para las reacciones que ocurren cuando se mezclan disoluciones acuosas de los compuestos. (a) Cu(NO3)2 + H2S ?; (b) CuSO4 + H2S ?; (c) Bi2(SO4)3 + (NH4)2S ? 5. En cada uno de los siguientes apartados, ambos compuestos son solubles en agua. Prediga si se formará un precipitado cuando se mezclen disoluciones de los dos y, si es así, identifique el compuesto que precipita. (a) NH4Br, Hg2(NO3)2; (b) KOH, Na2S; (c) Cs2SO4, MgCl2. 6. Escriba las ecuaciones ajustadas (i) global, (ii) iónica y (iii) iónica neta para las reacciones que ocurren entre el ácido y la base. Suponer que todas las ecuaciones ocurren en agua o en contacto con agua. (a) ácido acético + hidróxido sódico; (b) ácido sulfuroso + hidróxido sódico; (c) ácido fluorhídrico + hidróxido de litio; (d) hidróxido sódico + ácido sulfúrico; (e) hidróxido cálcico + ácido fosfórico; (f) hidróxido de cobre (II) + ácido nítrico. 7. Escriba las ecuaciones ajustadas (i) global, (ii) iónica y (iii) iónica neta para las reacciones de un ácido y una base que producirán las sales indicadas. (a) carbonato sódico; (b) carbonato de bario; (c) nitrato de níquel (II); (d) sulfuro sódico; (e) fosfato de aluminio; (f) arseniato de plomo (II). 8. Asigne los estados de oxidación al elemento especificado en cada grupo de compuestos: (a) P en PCl3, P4O6, P4O10, HPO3, H3PO3, POCl3, H4P2O7, Mg3(PO4)2. (b) Cl en Cl2, HCl, HClO, KClO3, Cl2O7, Ca(ClO4)2. (c) Mn en MnO, MnO2, Mn(OH)2, K2MnO4, KMnO4, Mn2O-. (d) O en OF2, Na2O, Na2O2, KO2. 9. Determine cuáles de las siguientes reacciones son de oxidación-reducción; en aquellas que lo son identifique los agentes oxidante y reductor: (a) HgCl2(aq) + 2KI(aq) HgI2(s) + 2KCl(aq); (b) 4NH3(g) + + 3O2(g) 2N2(g) + 6H2O(g); (c) CaCO3(s) + 2HNO3(aq) Ca(NO3)2(aq) + CO2(g) + H2O(l); (d) PCl3(l) + + 3H2O(l) 3HCl(aq) + H3PO3(aq). 10. Use la serie de actividades para predecir si ocurrirán o no las siguientes reacciones: (a) Sn(s) + ∆ 2Al(s) + 3H2O(g); (c) Cu(s) + 2H+ Cu2+ + H2(g); Ca2+ Sn2+ + Ca(s); (b) Al2O3(s) + 3H2(g) → 2+ 2+ (d) Cu(s) + + Pb Cu + Pb(s). Página 91 de 150 Capítulo 5: SOLUCIONES Universidad de Piura Química Básica Química Básica 11. Identifique las reacciones de precipitación, ácido-base y redox: (a) H2SO4(aq) + 2KOH(aq) ∆ 2RbBr(s); (c) 2KI(aq) + F2(g) 2KF(aq) + I2(s); K2SO4(aq) + 2H2O(l); (b) 2Rb(s) + Br2(l) → ∆ ∆ BaO(s) + CO2(g); (d) CaO(s) + SiO2(s) → CaSiO3(s); (e) S(s) + O2(g) SO2(g); (f) BaCO3(s) → ∆ (g) HgS(s) + O2(g) → Hg(l) + SO2(g); (h) AgNO3(aq) + HCl(aq) AgCl(s) + HNO3(aq); (i) Pb(s) + + 2HBr(aq) PbBr2(s) + + H2(g); (j) 2HI(aq) + H2O2(l) I2(s) + 2H2O(l); (k) RbOH(aq) + HNO3(aq) ∆ H2(g) + CO2(g); RbNO3(aq) + H2O(l); (l) N2O5(s) + H2O(l) 2HNO3(aq); (m) H2O(g) + CO(g) → (n) MgO(s) + H2O(l) Mg(OH)2(s); (o) PbSO4(s) + PbS(s) 2Pb(s) + 2SO2(g). 12. Nombre los siguientes compuestos moleculares binarios: (a) AsF3; (b) Br2O; (c) BrF5; (d) CSe2; (e) Cl2O7. 13. Escriba la fórmula química de cada uno de los siguientes compuestos: (a) trióxido de diboro; (b) pentasulfuro de dinitrógeno; (c) triyoduro de fósforo; (d) tetracloruro de azufre; (e) sulfuro de silicio; (f) sulfuro de hidrógeno; (g) hexóxido de tetrafósforo. 14. Escriba las ecuaciones químicas ajustadas para cada uno de los siguientes procesos: (a) cuando se calientan nitrógeno y oxígeno se combinan para formar óxido de nitrógeno (III); (b) calentando una mezcla de sulfuro de plomo (II) y sulfato de plomo (II) se produce plomo metálico y dióxido de azufre. 15. ¿Cuántos moles de oxígeno pueden obtenerse por la descomposición de 10,0 g de reactivo en cat 2KCl(s) + 3O2(g); (b) 2H2O2(aq) cada una de las siguientes reacciones: (a) 2KClO3(s) → ∆ 2H2O(l) + O2(g); (c) 2HgO(s) → 2Hg(l) + O2(g). 16. ¿Qué masa de Zn se necesita para desplazar 14,5 g de Cu del CuSO4.5H2O? 17. (a) La densidad de una solución al 18,0 % de sulfato amónico, (NH4)2SO4, es 1,10 g/mL. ¿Qué masa de (NH4)2SO4 se necesitarán para preparar 425 mL de esta solución? (b) ¿Qué volumen de la solución de (a) contiene 90,0 g de (NH4)2SO4? 18. La disolución ordinaria de ácido fluorhídrico, HF, es del 49 % en HF y tiene una densidad relativa de 1,17. ¿Cuál es la molaridad de la solución? 19. Calcule la molaridad resultante cuando 145 mL de una solución de H2SO4 6,00 M se mezclan con 245 mL de H2SO4 3,00 M. 20. Una muestra impura de Na2CO3 sólido se dejó reaccionar con HCl 0,1225 M según la siguiente reacción: Na2CO3 + 2HCl 2NaCl + CO2 + H2O. Una muestra de 0,1337 g de carbonato sódico necesitó 15,55 mL de disolución de HCl. ¿Cuál es la pureza del carbonato sódico? 21. El ácido benzoico, C6H5COOH, se usa a veces para estandarizar soluciones básicas. Una muestra de 1,922 g del ácido reacciona con 29,47 mL de una solución de NaOH. ¿Cuál es la molaridad de la disolución de base? 22. La disolución de ácido clorhídrico concentrado es del 37 % de HCl y tiene una densidad de 1,39 g/mL. Se prepara una disolución diluida de HCl diluyendo con agua 2,00 mL de esta solución de HCl concentrado hasta 100,0 mL. Luego, 10,0 mL de esta solución diluida reacciona con una solución de AgNO3 según la siguiente reacción: HCl(aq) + AgNO3(aq) HNO3(aq) + + AgCl(s). ¿Cuántos mL de disolución de AgNO3 0,108 M se necesitarán para precipitar todo el cloruro como AgCl? 23. El cloruro de hierro (II), FeCl2, reacciona con amoníaco, NH3, y agua, H2O, para producir hidróxido de hierro (II), Fe(OH)2, y cloruro amónico, NH4Cl. (a) Escriba la ecuación balanceada para esta reacción. (b) Mezclamos 78,5 g de FeCl2, 25,0 g de NH3 y 25,0 g de agua, que luego Página 92 de 150 Capítulo 5: SOLUCIONES Universidad de Piura Química Básica Química Básica reaccionan tan completamente como es posible. ¿Cuál es el reactivo limitante? (c) ¿Cuántos gramos de cloruro amónico, NH4Cl, se forman? 24. En un experimento, 272 g de fósforo, P4, reaccionaron con exceso de oxígeno para formar decaóxido de tetrafósforo, P4O10, con un rendimiento del 89,5 %. En la segunda etapa de la reacción se obtuvo un rendimiento de H3PO4 del 97,8 %. (a) Escriba las ecuaciones ajustadas para estas dos etapas de reacción. (b) ¿Qué masa de H3PO4 se obtuvo? 25. La disminución del ozono (O3) en la estratosfera ha sido tema de gran preocupación entre los científicos en los últimos años. Se cree que el ozono puede reaccionar con el óxido nítrico (NO) que proviene de las emisiones de los aviones a propulsión a alturas elevadas. La reacción es: O3 + NO O2 + NO2. (a) Si 0,740 g de ozono reaccionan con 0,670 g de NO, ¿cuántos gramos de NO2 se producirán? (b) Calcule el número de moles del reactivo en exceso que se recupera al final de la reacción. 26. El dicloruro de diazufre (S2Cl2) se utiliza en la vulcanización del caucho, un proceso que impide que las moléculas del caucho se separen cuando este se estira. Se prepara mediante el calentamiento del azufre en una atmósfera con cloro: S8(l) + 4Cl2(g) 4S2Cl2(l). (a) ¿Cuál es el rendimiento teórico del S2Cl2 en gramos cuando 4,06 g de S8 se calientan con 6,24 g de Cl2? (b) Si el rendimiento real de es de 6,55 g ¿cuál es el porcentaje de rendimiento? 27. Cierto óxido metálico tiene la fórmula MO, en donde M representa el metal. Una muestra de 39,46 g del compuesto se calienta fuertemente bajo una atmósfera de hidrógeno, para eliminar el oxígeno en forma de moléculas de agua. Al final quedan 31,70 g del metal. Si el oxígeno tiene una masa atómica de 16,00 uma, calcule la masa atómica de M e identifique el elemento. 28. La aspirina o ácido acetilsalicílico se sintetiza mediante la reacción del ácido salicílico con el anhídrido acético: + C4H6O3 C9H8O4 + C2H4O2. C7H6O3 ácido salicílico anhídrido acético aspirina ácido acético (a) ¿Cuánto ácido salicílico se necesita para producir 0,400 g de aspirina (aproximadamente el contenido de una tableta), en caso de que el anhídrido acético esté en exceso? (b) Calcule la cantidad de ácido salicílico necesaria si sólo el 74,9 % de ácido salicílico se convierte en aspirina. (c) En un experimento, 9,26 g de ácido salicílico se hicieron reaccionar con 8,54 g de anhídrido acético. Calcule el rendimiento teórico de aspirina y el porcentaje de rendimiento si sólo se producen 10,9 g de aspirina. Respuestas: 10) Ninguna es espontánea (el metal más activo debería oxidarse); 15) (a) 0,122 moles; (b) 0,147 moles; (c) 0,0231 moles; 16) 14,9 g de Zn; 17) (a) 84,2 g de (NH4)2SO4; (b) 455 mL; 18) 29 M; 19) 4,12 M; 20) 75,50 %; 21) 0,534 M; 22) 26,13 mL AgNO3; 23) (c) 66,3 g NH4Cl; 24) 753 g de H3PO4; 25) (a) 0,709 g NO2; (b) 6,9x10-3 moles de NO; 26) (a) 8,55 g S2Cl2; (b) 76,6 %; 27) (a) 65,4 uma; Zn; 28) (a) 0,306 g ácido salicílico; (b) 0,408 g ácido salicílico; (c) 90,1 %. Página 93 de 150 Capítulo 5: SOLUCIONES Universidad de Piura Química Básica Química Básica APUNTES DE CLASE – QB0 Capítulo 6: QUÍMICA ORGÁNICA. 6.1. Introducción La química orgánica estudia los compuestos que contienen carbono; sobre todo aquellas sustancias que contienen mayoritariamente enlaces C-C y C-H, aunque pueden tener también enlaces con otros pocos átomos: N, O, S, P y halógenos. Los químicos del siglo XVII utilizaron el término “orgánico” para referirse a los compuestos derivados de seres vivos, ya que creían que la naturaleza poseía unas “fuerzas vivas” de modo que solamente ellas podían producir este tipo de sustancias. Esta concepción romántica de los compuestos orgánicos se abandonó (mas no el nombre) en 1828 cuando Wohler (químico alemán) obtuvo úrea (compuesto orgánico) sintética a partir de cianato de plomo y amoniaco acuoso: Pb(OCN)2 + 2NH3 + 2H2O 2(NH2)2CO + Pb(OH)2. ¿Por qué una rama de la química dedicada a un solo elemento (carbono)? (1) En la actualidad se conocen más de 14 millones de compuestos orgánicos, entre naturales y sintéticos; bastantes más que los poco más de 100 000 compuestos inorgánicos conocidos. (2) Las moléculas que contienen carbono son mucho más grandes y complejas (la molécula de metano contiene 5 átomos por molécula, mientras que una de ADN puede contener miles de millones de átomos por molécula). La química orgánica la encontramos en todos los aspectos de nuestra vida diaria. La vida misma se basa en las complejas relaciones existentes entre cientos de sustancias, desde compuestos simples como azúcares, aminoácidos y grasa, hasta otros mucho más complejos como las enzimas que catalizan las reacciones en los seres vivos, y las moléculas de ADN que llevan la información genética de una generación a otra. La comida que comemos, la ropa que vestimos, los plásticos y polímeros que están por todos lados, las medicinas que nos curan, el papel sobre el cual escribimos, los combustibles, muchos de nuestros venenos, pesticidas, jabones y detergentes… todo lo abarca la química orgánica. El conocimiento de tal cantidad de compuestos orgánicos se organiza tomando como base los grupos funcionales, que son grupos de átomos responsables del comportamiento químico de las moléculas que los contienen. Si hay sustancias naturales con las cuales se identifica la química orgánica, estas son el petróleo y el gas natural. Aunque mucha gente piensa en ellos como fuente de combustibles, también son materia prima para un sinnúmero de derivados. Baste con indicar que más de la mitad de los 50 productos industriales de mayor uso en el mundo actualmente derivan de la industria petroquímica. Página 95 de 150 Capítulo 6: QUÍMICA ORGÁNICA. Universidad de Piura Química Básica Química Básica En este capítulo pondremos especial énfasis en el carbono y sus principales propiedades, las cuales están ligadas a su estructura atómica, así como en los hidrocarburos derivados del petróleo, como materias primas de la industria petroquímica. Finalmente veremos muy brevemente la nomenclatura de la química orgánica, así como algunas de las principales reacciones de la química orgánica. GRAFITO DIAMANTE 6.2. Formas alotrópicas del carbono El carbón se encuentra hasta en cuatro formas alotrópicas (figura 6.1): grafito, diamante, FULLERENO fullerenos y grafeno. La estructura “escamosa” del grafito (capas de carbono en un arreglo hexagonal) Figura 6.1. Formas alotrópicas del carbono. explica por qué se puede escribir con un lápiz. El diamante tiene una estructura cristalina diferente (cada átomo de carbono está unido a otros cuatro átomos de carbono formando una estructura tridimensional) que lo hace el material más duro conocido. Los fullerenos o fulerenos, por su parte, tienen una estructura muy particular. El más conocido tiene 60 átomos de carbono ordenados en forma esférica análoga a un balón de fútbol. El grafeno, descubierto desde 1930, recién se aisló a temperatura ambiente en 2004 y ya se perfila como el material del futuro. Es un material bidimensional constituido de una sola capa de átomos de carbono extraída del grafito. Estas diversas estructuras dan lugar a diferentes propiedades y aplicaciones; así, el grafito, es muy blando y fácilmente exfoliable, se usa en las “minas” de los lápices y como lubricante seco en máquinas que trabajan a muy altas temperaturas. También se usa en pinturas antirradar para vehículos y aviones de combate, intercalando otros compuestos entre sus capas. El diamante es transparente y la sustancia natural más dura conocida. Además de en joyería, se usa en herramientas de corte, brocas de perforación, y (en polvo) como material de pulido. Los fulerenos (descubiertos en 1985) tienen propiedades no del todo conocidas, aunque ya se utilizan en múltiples aplicaciones. Se conoce que resisten muy bien el calor y poseen superconductividad. Se han fabricado con diverso número de átomos, desde 20 hasta más de 500, y se usan principalmente en superconductores y en medicina (como portadores de antibióticos y otras medicinas) para tratamientos específicos anti bacterias e inclusive para el tratamiento de melanomas (cáncer). Los nanotubos (figura 6.2) son esencialmente hojas de grafito enrolladas formando tubos de aproximadamente 1 nm de radio que tiene una alta resistencia mecánica y altas conductividades eléctrica y térmica. Se usa en alambres y elementos estructurales, conductores especiales, transistores, elementos de memoria para computadoras, motores a nanoescala y sistemas de dosificación de medicinas. Figura 6.2. Nanotubo de carbono. El grafeno es el más prometedor de todos. Sus propiedades son muy particulares: 200 veces más resistente que el acero, flexible, mejor conductor que algunos metales, etc.). Se vislumbran muchas aplicaciones tecnológicas en un futuro cercano, como el teléfono móvil y el computador personal flexibles, material base para celdas fotovoltaicas que permitan almacenar mayores cantidades de energía (solar, por ejemplo), transmisión de datos a alta velocidad con ventaja sobre la fibra óptica actual, etc. Página 96 de 150 Capítulo 6: QUÍMICA ORGÁNICA. Universidad de Piura Química Básica Química Básica 6.3. Características e importancia del carbono El carbono tiene una habilidad única entre todos los elementos para enlazarse con él mismo (autosaturación) y formar largas cadenas de átomos de carbono. El único otro elemento capaz de hacer esto es el silicio, aunque su mayor peso molecular no le da la versatilidad del carbono para formar tantos compuestos. La configuración electrónica del carbono: 6C = 1s2 2s2 2p2; o bien: 1s2 2s2 2px1 2py1 2pz0 nos hace pensar en sólo 2 electrones de valencia (los del nivel 2p2, aunque los del nivel 2s tiene energía similar) y capacidad para formar 2 enlaces con energía ligeramente diferente, ya que la energía de los orbitales 2px y 2py Figura 6.3. Hibridación de los orbitales s y p del carbono en la molécula de metano. es parecida pero no igual (figura 6.3). Cuando el carbono se une con el hidrógeno para formar la molécula orgánica más sencilla, el metano: CH4, forma 4 enlaces idénticos (tetravalencia) que solamente pueden explicarse a través de la teoría de la hibridación de los orbitales. No profundizaremos en esta teoría; simplemente diremos que cuando los orbitales s y p del carbono se combinan pueden formar más de un tipo de orbitales híbridos que explican no sólo los enlaces posibles con el hidrógeno (C-H) sino también entre átomos de carbono que pueden ser sencillos (C-C), dobles (C=C) y triples (C≡C). En la figura 6.4 puede verse los distintos tipos de hibridación, que pueden dar lugar a moléculas lineales (hibridación sp), planas triangulares (hibridación sp2) y tetraédricas (hibridación sp3). 6.4. Figura 6.4. Hibridación de orbitales en el átomo de carbono y tipos de moléculas. Representación de moléculas orgánicas. Tipos de fórmulas. Existen varias formas de representar las moléculas orgánicas, que veremos antes de estudiar la nomenclatura en el próximo capítulo. Estas son: a) Empírica: es la forma más reducida. Sólo da idea de la proporción de átomos de cada tipo en la molécula. No sirve pues para identificar compuestos. b) Molecular: indica el número de átomos de cada tipo existentes en la molécula. Tampoco sirve para identificar compuestos, ya que hay muchos compuestos distintos con la misma fórmula molecular (isómeros). Ejemplo: C3H6O3. c) Semidesarrollada: es la más utilizada en la química orgánica. Indica únicamente los enlaces que constituyen la cadena carbonada. d) Desarrollada Indica todos los enlaces que conforman la molécula. No se usa demasiado aunque al principio es muy útil. e) Estructuras topológica: en la cual cada enlace se representa con una línea, y la cadena carbonada en forma de zigzag. Los átomos de C e H no se representan. f) Estructuras tridimensionales: como las vistas en el capítulo 3 (sección 3.9), son sobre todo útiles para diferenciar los isómeros (que veremos más adelante). Página 97 de 150 Capítulo 6: QUÍMICA ORGÁNICA. Universidad de Piura Química Básica Química Básica En la figura 6.5 pueden verse distintas formas de representar las fórmulas químicas Fórmula empírica (benceno) CH Fórmula molecular (benceno) Fórmula semidesarrollada (aspirina) C6H4(OCOCH3)COOH Fórmula desarrollada Estrructura topológica (aspirina) C6H6 Fórmula tridimensional (aspirina Figura 6.5. Formas de representar las moléculas orgánicas. 6.5. Resumen de las características del carbono y de los compuestos orgánicos. La estructura de los compuestos orgánicos depende de una serie de propiedades que son específicas del átomo de carbono: • Electronegatividad intermedia lo que permite formar enlace covalente tanto con metales como con no metales. • Posibilidad de unirse a sí mismo formando cadenas. • Tamaño pequeño lo que le posibilita formar enlaces dobles y triples. • Tetravalencia: s2p2 ⇒ s px py pz = sp3 aportando tan sólo 400 kJ/mol Los compuestos orgánicos poseen las siguientes características: • Solubilidad en disolventes orgánicos como acetona, benceno… En cambio, no suelen ser solubles en agua, con algunas excepciones. • Se descomponen a temperaturas no muy altas y arden fácilmente, en contraposición con los compuestos inorgánicos. • La velocidad de las reacciones en las que intervienen suele ser muy lenta y suelen precisar una elevada energía para comenzar a reacción. Tipos de enlace del carbono. • Enlace simple: los cuatro pares de electrones se comparten con cuatro átomos distintos. Ejemplo: CH4, CH3–CH3 • Enlace doble: hay dos pares electrónicos compartidos con el mismo átomo. Ejemplo: H2C=CH2, H2C=O. • Enlace triple: hay tres pares electrónicos compartidos con el mismo átomo. Ejemplo: HC≡CH, CH3 –C≡N 6.6. Isomería La isomería es una propiedad de las sustancias químicas de presentar isómeros. Por isómeros entendemos compuestos diferentes de idéntica fórmula molecular. Existen distintos tipos de isómeros, como puede verse en la figura 6.6. No profundizaremos en cada uno de estos tipos de isómeros. Pondremos solamente algún ejemplo de cada uno. Página 98 de 150 Figura 6.6. Isomería. Capítulo 6: QUÍMICA ORGÁNICA. Universidad de Piura Química Básica Química Básica Los que más nos interesarán para la nomenclatura básica que estudiaremos en el próximo capítulo son los isómeros estructurales. En la figura 6.7 se pueden ver estos ejemplos. H H H H H - C - C - C - C - H = CH3 - CH2 - CH2 - CH3 ≠ CH3 - CH - CH3 H H H H CH3 Isómeros estructurales de cadena: Los átomos de carbono están repartidos de diferente forma isobutano o isometilpropano n-butano H H H H Isómeros estructurales de posición: El mismo grupo funcional se encuentra en distintos átomos de carbono H H H H H H H H 2-butanol 1-butanol CH3 - CH2 - CH2 - CH2OH ≠ CH3 - CH2OH - CH2 - CH3 C3H8O CH3 - O - CH2 - CH3 ≠ CH3 - CH2 - CH2OH etil metil éter H OH H H H - C - C - C - C - OH ≠ C - C - C - C Isómeros estructurales de función: Presentan funciones químicas diferentes. 1-propanol Figura 6.7. Ejemplos de isómeros estructurales. En la tabla VI.1 se muestra el número de posibles isómeros estructurales o constitucionales de algunos alcanos. En la figura 6.8 se incluyen ejemplos de estereoisómeros cis (mismo lado) trans (lados opuestos), isómeros cuyos átomos están conectados en el mismo orden, pero con disposición espacial diferente. Tabla VI.1. Número de posibles isómeros estructurales o constitucionales Fórmula C7H16 C8H18 C9H20 C10H22 C11H24 C12H26 C13H28 C14H30 C15H32 C20H42 C25H52 C30H62 Isómeros 9 18 35 75 159 355 802 1858 4347 366 319 36 797 588 4 111 846 763 Figura 6.8. Estereoisomería cis - trans. 6.7. Hidrocarburos. Tipos y propiedades. La mayor parte de los compuestos orgánicos derivan de los hidrocarburos: compuestos de carbono e hidrógeno (ver figura 6.9). El petróleo y el gas natural son las sustancias naturales que están compuestas principalmente por hidrocarburos. En base a su estructura, los hidrocarburos pueden ser alifáticos (no contienen el grupo benceno o anillo bencénico) y aromáticos (sí lo contienen). Figura 6.9. Tipos de hidrocarburos Los alifáticos a su vez pueden ser saturados si sólo contienen enlaces C-C sencillos; aquí están comprendidos los alcanos que forman cadenas carbonadas lineales o ramificadas, y los cicloalcanos que forman cadenas cíclicas (cerradas). También pueden ser insaturados si contienen enlaces dobles (C=C) como en el caso de los alquenos, y/o enlaces triples (C≡C) como en el caso de los alquinos. Página 99 de 150 Capítulo 6: QUÍMICA ORGÁNICA. Universidad de Piura Química Básica Química Básica 6.7.1. Hidrocarburos saturados a) Alcanos Son hidrocarburos saturados acíclicos; es decir, que forman cadenas lineales y cada átomo de H está unido a un solo átomo de C. Contienen sólo enlaces sencillos C-C y C-H. Responden a la fórmula general CnH2n+2. Reciben también el nombre de parafinas (de parum affinis = poca afinidad). En ellos el carbono presenta la hibridación sp3. H H C H H methane CH3 H H H C C H H H ethane CH3CH3 H H H H C C C H H H H H H H H H C C C C H H H H H propane butane CH3CH2CH3 CH3CH2CH2CH3 H H H H H H C C C C C H H H H H H pentane CH3CH2CH2CH2CH3 Figura 6.10. Fórmulas estructural y semidesarrollada de los 5 primeros alcanos. La molécula más simple de los alcanos es el metano; siguen etano, propano, butano y pentano (ver figura 6.10). En la figura 6.11 se ven las representaciones estructurales tridimensionales de metano y butano. En la tabla VI.2 se incluyen los nombres de los primeros 20 alcanos y algunas de sus propiedades más importantes como el estado de agregación (los 4 primeros son gases, del C5 al C16 son líquidos y del C17 para adelante son Figura 6.11. Representaciones sólidos). Se incluyen también los puntos de fusión (Tf) y tridimensionales de (a) metano y (b) ebullición (Tb), así como su presencia en la composición de los butano). principales derivados del petróleo. Podemos hacernos ya una idea de estos derivados del petróleo: ninguno de ellos es una sustancia pura, sino que son soluciones de varios componentes. El petrolatum es una mezcla semisólida que se usa en pomadas medicinales y como lubricante. Como puede verse en la tabla VI.2, el punto de ebullición aumenta con el número de carbonos de la cadena. Los puntos de fusión también se incrementan de la misma forma. Tabla VI.2. Primeros 20 hidrocarburos. Algunas propiedades y constitución de los principales derivados del petróleo. Hidrocarburo T(ºC) Nombre Fórmula Tf Tb Metano CH4 -184 -161 GAS NATURAL Etano C2H6 -183 -88 Propano C3H8 -188 -42 GLP Butano C4H10 -138 0,6 Pentano C5H12 -130 36 ÉTER DE Hexano C6H14 -94 69 PETRÓLEO Heptano C7H16 -91 98 Octano C8H18 -57 126 GASOLINA Nonano C9H20 -54 150 Decano C10H22 -30 174 Undecano C11H24 -25,6 194,5 Dodecano C12H26 -9,6 214,5 Tridecano C13H28 -6,2 234 Tetradecano C14H30 5,5 252,5 KEROSENE Pentadecano C15H32 10 270,5 Hexadecano C16H34 18 287,5 PETRÓLEO DIESEL Heptadecano C17H36 22,5 303 ACEITES LUBRICANTES Octadecano C18H38 28 317 PETROLATUM Nonadecano C19H40 32 330 Eicosano C20H42 36,7 205* Estado de agregación: sólido, líquido y gaseoso. Página 100 de 150 Capítulo 6: QUÍMICA ORGÁNICA. Universidad de Piura Química Básica Química Básica Los alcanos pueden ser lineales (figura 6.12) si sólo tienen carbonos primarios (unidos a un solo átomo de carbono) y secundarios (unidos a dos Figura 6.12. Alcanos lineales átomos de carbono), o ramificados (figura 6.13) si tienen al menos un carbono terciario (unido a tres átomos de carbono) oFigura cuaternario (unido a cuatro 6.13. Alcanos ramificados. átomos de carbono). b) Cicloalcanos Los cicloalcanos por su parte son hidrocarburos saturados cíclicos; esto es, forman cadenas cerradas o anillos (figura 6.14). También poseen enlaces Figura 6.14. Cicloalcanos. sencillos C-H y C-C. Su fórmula general es CnH2n. Su punto de ebullición aumenta regularmente con el número de carbones, mas no así su punto de fusión, que depende también de la forma de los anillos. 6.7.2. Hidrocarburos insaturados a) Alquenos Son hidrocarburos insaturados acíclicos, llamados también olefinas por su apariencia oleosa. Están formados por enlaces dobles C=C y enlaces sencillos C-H. Su fórmula general es CnH2n y se obtienen por desintegración térmica. Se encuentran en la naturaleza. El etileno (H2C=CH2) es una hormona vegetal que induce la maduración de los frutos; el a-pineno es un componente del aguarrás y el b-caroteno es un pigmento anaranjado Figura 6.15. b-caroteno. precursor de la vitamina A, presente en muchos alimentos vegetales (figura 6.15). En general poseen bajo punto de ebullición que se incrementa con el peso atómico. Los alquenos ramificados tienen menores puntos de ebullición. Son menos densos que el agua y ligeramente polares. b) Cicloalquenos Son hidrocarburos insaturados cíclicos, compuestos de al menos un enlace doble C=C y enlaces sencillos C-H. Su fórmula general es CnH2n-2 (cicloalqueno sencillo) y se obtienen por desintegración térmica (figura 6.16). Figura 6.16. Cicloalquenos. c) Alquinos Son hidrocarburos insaturados acíclicos formados por enlaces triples C≡C y enlaces sencillos C-H. Su fórmula general es CnH2n-2. En ellos el carbono presenta la hibridación sp. El primero de la serie es el etino o acetileno: HC≡CH. 6.7.3. Hidrocarburos aromáticos o bencénicos Derivan de un compuesto representativo, el benceno: C6H6, un hidrocarburo cíclico que posee enlaces dobles C=C y enlaces sencillos C-H (figura 6.17). El benceno es un líquido incoloro de olor a esencias. Es soluble en éter, nafta y acetona. También se Figura 6.17. Benceno. Página 101 de 150 Capítulo 6: QUÍMICA ORGÁNICA. Universidad de Piura Química Básica Química Básica disuelve en alcohol y en la mayoría de solventes orgánicos. Disuelve al yodo y a las grasas. Tiene una densidad de 0,89 g/mL; funde a 5,5 ºC y hierve a 80 ºC. Algunas industrias usan el benceno como punto de partida para manufacturar otros productos químicos usados en la fabricación de plásticos, resinas, nilón y fibras sintéticas como lo es el kevlar y en ciertos polímeros. También se usa benceno para hacer ciertos tipos de gomas, lubricantes, tinturas, detergentes, medicamentos y pesticidas. Los volcanes e incendios forestales constituyen fuentes naturales de benceno. El benceno es también un componente natural del petróleo crudo, gasolina y humo de cigarrillo. En la figura 6.18 pueden verse las estructuras de algunos derivados del benceno. Como puede verse, en el tolueno o metilbenceno se reemplaza uno de los hidrógenos del benceno por un radical metil o metilo. Es la materia prima a partir de la cual se obtienen derivados del benceno, el ácido benzoico, el fenol, la caprolactama, la sacarina, el TDI (diisocianato de tolueno) materia prima para la Figura 6.18. Hidrocarburos aromáticos. elaboración de poliuretano, medicamentos, colorantes, perfumes, TNT y detergentes. El naftaleno (alquitrán blanco, alcanfor o naftalina) se usa para ahuyentar polillas. El antraceno se usa como materia prima para la obtención de la antraquinona, que a su vez se utiliza para fabricar una amplia gama de colorantes. El fenantreno se encuentra en el humo del cigarrillo; debe su nombre a la composición de fenil+antraceno, y provee el marco aromático de los esteroides. Algunos derivados del benceno son carcinogénicos (pueden generar cáncer), por lo que deben ser manipulados de forma adecuada. 6.8. El petróleo y sus derivados El petróleo es bien conocido, junto con el gas natural, no sólo por su contribución al sector energético en todo el mundo sino también por dar lugar a una serie de derivados que constituyen las materias primas de la industria petroquímica que nos provee de medicamentos, vestimenta y muchos otros productos. El petróleo sin refinar es un líquido viscoso e inflamable de color café oscuro (figura 6.19) que se encuentra en estado natural en la corteza terrestre como una compleja mezcla de alcanos, alquenos, cicloalcanos, y compuestos aromáticos en el transcurso de millones de años mediante la descomposición anaeróbica de la materia animal y vegetal a través de la acción bacteriana. Los depósitos de petróleo están distribuidos en todo el mundo, pero principalmente se encuentran en Norteamérica, México, Rusia, China, Venezuela y Medio Oriente. La composición del petróleo, su aspecto, varía dependiendo de su ubicación. En las tablas VI.3 y VI.4 puede verse los rangos de la composición típica del petróleo y la composición promedio en peso de los distintos tipos de hidrocarburos presentes. Figura 6.19. Petróleo crudo: extracción y muestra de crudo ligero. Página 102 de 150 Esta composición permite clasificar los petróleos en base a su contenido de hidrocarburos, siendo los más cotizados aquellos más ricos en componentes más ligeros (parafínicos). Los más pesados (nafténicos) son muy viscosos, de coloración oscura y dejan mucho residuo en su refinación. Capítulo 6: QUÍMICA ORGÁNICA. Universidad de Piura Química Básica Química Básica Los petróleos crudos también se suelen catalogar por su densidad, la cual se mide como gravedad API 1 o grados API, tal como puede verse en la tabla VI.5. Los hidrocarburos contenidos en el petróleo se pueden separar en base a su masa molar mediante destilación fraccionada. Calentando el petróleo crudo a más de 400 ºC se le vaporiza e introduce a una torre de fraccionamiento, donde el vapor se eleva y se condensa en diferentes recipientes recolectores (platos) de acuerdo con las temperaturas a las cuales los diferentes componentes condensan. De la parte superior de la columna se extraen algunos gases, y el crudo residual no vaporizado se recoge en la parte inferior de la columna de destilación. En la figura 6.20 puede verse un esquema sencillo de la destilación del petróleo y de los principales derivados del proceso, de los cuales probablemente el más conocido es la gasolina, constituida por alcanos, cicloalcanos y algunos aromáticos, no todos ellos adecuados en la misma medida para combustible de autos, motivo por el cual debe ser posteriormente refinada. Para que un motor de automóvil funcione adecuadamente (sin golpeteos) se requiere que la gasolina tenga una composición adecuada o la presencia de aditivos. El octanaje de las gasolinas es precisamente un índice que mide la tendencia de la gasolina a causar golpeteos. A un hidrocarburo C8 ramificado (2,2,4-trimetilpentano) se le ha asignado arbitrariamente el índice de octano de 100 y a uno de cadena lineal (n-heptano) el valor cero. Cuanto más alto sea el número de octano (octanaje) de la gasolina, tanto mejor será el desempeño del motor de combustión interna. Los hidrocarburos aromáticos como el benceno y el tolueno tienen los índices de octano más elevados (106 y 120 respectivamente). Tabla VI.3. Composición elemental del petróleo crudo. Elemento Rango (%) C 83 ÷ 87 H 10 ÷ 14 N 0,1 ÷ 2 O 0,1 ÷ 1,5 S 0,5 ÷ 6 Metales < 1000 ppm Tabla VI.4. Composición del petróleo crudo según el tipo de hidrocarburos presentes. Promedio Hidrocarburos Rango (%) Parafinas 30 15 ÷ 60 Naftenos 49 30 ÷ 60 Aromáticos 15 3 ÷ 30 Asfálticos 6 el resto Tabla VI.5. Clasificación de los crudos de petróleo en base a su densidad. Petróleo crudo Extrapesado Pesado Mediano Ligero Superligero Densidad (g/mL) >1 1,0 ÷ 0,92 0,92 ÷ 0,87 0,87 ÷ 0,83 < 0,83 Gravedad API < 10 10 ÷ 22,3 22,3 ÷ 31,1 31,1 ÷ 39 > 39 El octanaje se puede mejorar con la presencia de agentes antidetonantes, entre los que se encuentran el tetrametilo de plomo y el tetraetilo de plomo. La adición de 2 a 4 g de cualquiera de estos compuestos por galón de Fuente: www.icarito.cl/.../219533196petroleo_info02.jpg gasolina incrementa el octanaje en 10 o más Figura 6.20. Derivados de la destilación fraccionada unidades. No obstante, la presencia de plomo no del petróleo. es deseable: no sólo contamina el ambiente sino los catalizadores de los tubos de escape. Por tal motivo, la tendencia es a usar gasolina sin plomo, en cuyo caso se usa como aditivo el metil-tertbutil éter (MTBE), que lamentablemente también tiene efectos nocivos en el medioambiente. Hasta el momento no se conoce un sustituto confiable de este último aditivo. 1 API = American Petroleum Institute. La equivalencia con la gravedad específica es: Gravedad API = (141,5/GE a 60 °F) - 131,5. Página 103 de 150 Capítulo 6: QUÍMICA ORGÁNICA. Universidad de Piura Química Básica Química Básica En la tabla VI.6 pueden verse los principales derivados de la destilación fraccionada del petróleo, así como algunos de sus usos. Tabla VI.6. Principales fracciones de la destilación del petróleo Átomos Tb rango Fracción Usos de C (ºC) Gas natural Combustible y gas de cocina C1 ÷ C4 -161 ÷ 20 Éter de petróleo Disolvente para compuestos orgánicos C5 ÷ C6 30 ÷ 60 Ligroina C7 Disolvente para compuestos orgánicos 20 ÷ 135 Gasolina Combustible de automóviles C6 ÷ C12 30 ÷ 180 Queroseno C11 ÷ C16 170 ÷ 290 Combustible para motores de jet y cohete, calefacción doméstica Aceite combustible C14 ÷ C18 260 ÷ 350 Calefacción doméstica y combustible para la producción de electricidad Aceite lubricante C15 ÷ C24 300 ÷ 370 Lubricantes para automóviles y máquinas 6.9. La industria petroquímica Se entiende como la industria que utiliza el petróleo o gas natural como materias primas para la obtención de productos químicos o petroquímicos. Incluye la extracción u obtención de productos químicos a partir de combustibles fósiles purificados o refinados, así como fertilizantes, pesticidas, herbicidas, polímeros (plásticos) y fibras sintéticas (para la industria textil). Se excluyen del término petroquímicos a los combustibles, aceites lubricantes, ceras y asfaltos. La mayor parte de los productos petroquímicos se fabrican a partir de un número relativamente pequeño de hidrocarburos, entre ellos el metano, el etano, propano, butano y los aromáticos que derivan del benceno, etc. Se requiere solamente un 5 % de la producción anual de petróleo y gas natural para producir todos los petroquímicos necesarios. Los petroquímicos primarios incluyen: olefinas de cadena corta (etileno, propileno y butadieno), aromáticos (benceno, tolueno y xilenos), y metanol (ver figura 6.21). Los petroquímicos intermedios o derivados se producen generalmente mediante conversión química de los petroquímicos primarios para formar productos derivados más complejos (figura 6.22). Estos petroquímicos derivados pueden obtenerse por una gran variedad de vías: directamente a partir de petroquímicos primarios, a través de productos intermedios (constituidos también solamente de C e H) y a través de intermedios que incorporan cloro, nitrógeno u oxígeno en los productos derivados terminados. En algunos casos ellos mismos son productos terminados, y en otros se necesitan pasos adicionales para llegar a la composición adecuada. De todos los procesos usados, uno de los más importantes es la polimerización, que se usa en la producción de plásticos, fibras sintéticas y cauchos sintéticos, todos ellos considerados entre los principales petroquímicos derivados acabados. Algunos productos petroquímicos intermedios típicos son (ver figura 6.23): • Acetato de vinilo o vinilacetato para pinturas, papel y recubrimientos textiles; • Cloruro de vinilo o vinilcloruro para cloruro de polivinilo (PVC); • Resinas; • Etilenglicol para fibras textiles de poliéster; • Estireno, muy importante en la manufactura del caucho y plásticos. No cabe duda que los polímeros juegan hoy en día un papel vital, pero también ocasiona un problema ambiental grande, pues no son materiales biodegradables. Página 104 de 150 Capítulo 6: QUÍMICA ORGÁNICA. Universidad de Piura Química Básica Química Básica Figura 6.21. Petroquímicos primarios y sus materias primas (arriba). Figura 6.22. Petroquímicos intermedios y derivados (derecha). Figura 6.23. Petroquímicos intermedios y derivados. Principales usos. 6.10. Nomenclatura de la química orgánica 6.10.1. Alcanos lineales Existen dos términos clave para comprender y aprender la nomenclatura de los alcanos (como lo son las valencias en los compuestos inorgánicos): (a) el prefijo numérico, llamado también unidad básica o raíz, que indica el número de átomos de carbono de la cadena; y (b) la terminación o sufijo que determina el grado de saturación de la cadena hidrocarbonada. En el caso de los alcanos, el sufijo es siempre ano; mientras que los prefijos varían. Los primeros 4 alcanos lineales tienen los prefijos met-, et-, prop-, y but-; así tenemos: metano, etano, propano y butano. A partir del C5 se usan prefijos numéricos griegos: pentano, hexano, Página 105 de 150 Capítulo 6: QUÍMICA ORGÁNICA. Universidad de Piura Química Básica Química Básica heptano, etc. En la tabla VII.1 ya se ha hecho un recuento de los nombres de los primeros 20 hidrocarburos. 6.10.2. Radicales alquilo Los radicales monovalentes o radicales alquilo resultan de quitar un hidrógeno a un carbono terminal de un hidrocarburo lineal. Se nombran cambiando la terminación ano del alcano por la terminación il o ilo del radical alquilo. Así, el metano (CH4), se convierte en metil o metilo (CH3-, el etano (CH3 – CH3) en etil o etilo (CH3 – CH2-), el propano (CH3 – CH2 – CH3) en propil o propilo (CH3 – CH2 – CH2-), etc. El átomo de carbono con la valencia libre recibe el número 1. Estos radicales se conocen también como radicales normales, de cadena lineal o alquílicos. En español generalmente se utiliza el término alquilo al referirse al nombre del radical o bien cuando aparece al final de un nombre químico. Por otro lado, el término alquil se emplea cuando se mencionan a los radicales como sustituyentes (figura 6.24). Figura 6.24. Nomenclatura de radicales alquilo. 6.10.3. Alcanos ramificados a) Posición y nombre de las cadenas laterales El nombre de los hidrocarburos saturados acíclicos ramificados (alcanos ramificados) se obtiene anteponiendo, a manera de prefijo, la posición y el nombre de las cadenas laterales o radicales, al nombre de la cadena más larga presente en la fórmula. En un alcano ramificado la cadena más larga se considera como la cadena principal y siempre corresponde a un alcano lineal (ver figura 6.25). b) Figura 6.25. Nomenclatura de hidrocarburos ramificados. Nombres triviales de alcanos ramificados Aunque esta regla de nomenclatura permite obtener el nombre de cualquier alcano ramificado, el sistema IUPAC aún conserva los nombres triviales de los siguientes hidrocarburos no sustituidos (figura 6.26). Figura 6.26. Nombres triviales de alcanos ramificados. c) Numeración de la cadena principal La cadena principal se numera de un extremo a otro. La dirección de la numeración se elige de tal forma que a las cadenas laterales les correspondan los números localizadores más bajos posibles (figura 6.27). d) Más de dos sustituyentes en la cadena 1 4 6 2 3 3 2 5 1 4 Figura 6.27. Numeración de cadena principal. En el caso que existan series de localizadores con el mismo número de términos (mismo número de sustituyentes), éstos, se comparan uno a uno; la serie con los localizadores más bajos posibles, es aquella que tenga el número menor en la primera diferencia. Este principio se aplica independientemente de la naturaleza de los sustituyentes (figura 6.28). Página 106 de 150 Capítulo 6: QUÍMICA ORGÁNICA. Universidad de Piura Química Básica Química Básica Al escribir el nombre de un compuesto orgánico, los números se separan entre sí por medio de comas (2,5,6,8,11) y de letras por medio de un guión (2,5,6,8,11-Pentametil). Las letras del nombre van una junto a otra, no se separan. Figura 6.28. Más de dos sustituyentes. e) Radicales ramificados El nombre de los radicales ramificados monovalentes que derivan de los alcanos, se obtiene anteponiendo al nombre del radical lineal que tenga la cadena más larga, el localizador y nombre de las cadenas laterales, considerando que el carbono de la valencia libre lleva el número 1 (figura 6.29). Figura 6.29. Radicales ramificados. f) Nombres triviales de radicales ramificados En los radicales de la figura 6.30, se conserva el nombre trivial (sólo para radicales no sustituidos). g) Cadenas alfabético laterales: orden Figura 6.30. Nombres triviales de alcanos ramificados. Los nombres de los radicales sencillos se ordenan alfabéticamente, anteponiendo a cada nombre, el localizador correspondiente. En este caso, los prefijos multiplicativos di, tri, tetra, etc., no se toman en cuenta al ordenar los radicales ya que no se consideran como parte del Figura 6.31. Nomenclatura cadenas colaterales. nombre del radical (figura 6.31). Los nombres de los radicales complejos se ordenan considerando la primera letra de su nombre completo, es decir, en este caso los prefijos multiplicativos di, tri, tetra, etc., sí se consideran como parte del nombre del radical (figura 6.32). Figura 6.32. Nomenclatura de radicales Para ordenar complejos. alfabéticamente los nombres de los radicales complejos que estén formados por palabras idénticas, se dará prioridad al radical que presente el localizador más bajo en el primer punto de diferencia (figuras 6.33 y 6.34). Figura 6.33. Nomenclatura de radicales complejos con palabras idénticas. Página 107 de 150 Figura 6.34. Nomenclatura de radicales complejos. Alfabetización. Capítulo 6: QUÍMICA ORGÁNICA. Universidad de Piura Química Básica Química Básica h) Sustituyentes en posiciones equivalentes Cuando dos o más sustituyentes se encuentran en posiciones equivalentes, se les asignará el localizador más bajo al sustituyente que se cite primero, ya sea que para citarlo se emplee el orden de complejidad o el orden alfabético (figura 6.35). Figura 6.35. Nomenclatura. Sustituciones en posiciones equivalentes. i) Prefijos multiplicativos: di, tri,… La presencia de varios radicales no sustituidos idénticos, se indica utilizando el prefijo multiplicativo apropiado: di, tri, tetra, penta, … etc. (figura 6.36). Figura 6.36. Nomenclatura. Prefijos multiplicativos. j) Cadenas de igual longitud Cuando un alcano sustituido tenga cadenas de igual longitud, que compitan en la selección de la cadena principal, entonces se seleccionará la cadena basándose en el siguiente orden de criterios: (i) Es prioritaria la cadena que tenga el mayor número de sustituyentes (figura 6.37). Figura 6.37. Nomenclatura. Prioridades. (ii) Es prioritaria la cadena cuyos sustituyentes reciban los localizadores más bajos (Figura 6.38). (iii) Es prioritaria la cadena que tenga los sustituyentes menos ramificados (figura 6.39). Figura 6.38. Nomenclatura, prioridades. Figura 6.39. Nomenclatura. Prioridades. 4-isopropil-5-(1propilbutil)decano RESUMEN: 1. Encontrar la cadena continua de C más larga. 2. Enumerar los C de la cadena principal, iniciando por el más cercano a la primera ramificación. 3. Identificar y numerar a los sustituyentes. 4. Colocar los sustituyentes en orden alfabético. 5. Usar prefijos di, tri, etc. para múltiples sustituyentes idénticos. 6. Escriba el nombre con una sola palabra. 6.11. Grupos funcionales El estudio de la química orgánica se organiza alrededor de los grupos funcionales. Estos son s fragmentos moleculares que incluyen átomos de no metales distintos al C y al H, o que Página 108 de 150 Capítulo 6: QUÍMICA ORGÁNICA. Universidad de Piura Química Básica Química Básica poseen enlaces dobles o triples, son los sitios específicos de los compuestos orgánicos que atacan más frecuentemente otras sustancias químicas, marcando así la reactividad y, en consecuencia, las propiedades químicas de los compuestos orgánicos. Los grupos funcionales sustituyen a un átomo de hidrógeno en una cadena carbonada. Generalmente se representan con R si se trata de radicales alquílicos (derivados de los alcanos), y con Ar si se trata de aromáticos. Cada grupo funcional define una familia orgánica. Aunque se conocen más de seis millones de compuestos orgánicos, sólo hay un puñado de grupos funcionales, y cada uno define una familia de esos compuestos. Los principales grupos funcionales podrían clasificarse según el o los elementos que contienen: (a) funciones hidrogenadas; (b) funciones oxigenadas; (c) funciones nitrogenadas; (d) funciones halogenadas; (e) funciones que contienen azufre; (f) organofosfatos. En las tablas VI.7 y VI. 8. pueden verse los grupos funcionales más comunes. En ellas los símbolos R y R’ representan un hidrógeno, una cadena carbonada o a cualquier conjunto de átomos. 6.11.1. Funciones hidrogenadas Son los ya vistos hidrocarburos. Son grupos funcionales compuestos sólo de carbono e hidrógeno. En la tabla VI.7 se muestran los principales, aunque hay varios más, tanto aromáticos como alifáticos, con nombres específicos como tert-butil, bornil, ciclohexil, etc. 6.11.2. Funciones oxigenadas Son aquellas que tienen uniones C-O (tabla VI.8). Aquí se encuentran sustancias bien conocidas como alcoholes, éteres, aldehídos, cetonas, ácidos carboxílicos y ésteres. Describiremos brevemente algunas propiedades y nombres de algunos de ellas. a) Alcoholes Son los hidrocarburos saturados (alcanos) que contienen el grupo funcional OHllamado hidroxilo o alcohol, sustituyendo un átomo de H mediante un enlace covalente. Pueden ser primarios, secundarios o terciarios según sea el carbono sustituido con el radical OH-. En el lenguaje vulgar se denomina alcohol a las bebidas alcohólicas que contienen etanol. Los árabes ya lo obtenían mediante la destilación del vino. Otro ejemplo es la conocida glicerina, que no es más que el propanotriol, o también llamado glicerol (figura 6.40). Figura 6.40. Propanotriol o glicerina. Los alcoholes se nombran comúnmente anteponiendo la palabra alcohol al nombre raíz del alcano y usando el sufijo -ol en lugar de –ano. Así tenemos el metanol o alcohol metílico, el etanol o alcohol etílico, etc. De acuerdo con las normas de la IUPAC se sustituye la terminación –ano del alcano por –ol, identificando la posición del carbono en el cual se encuentra el grupo –OH. Si el grupo alcohol está como sustituyente se utiliza el prefijo hidroxi-. Los sufijos –diol, -triol, etc. se usan para indicar la cantidad de grupos OH- presentes en el alcohol. Página 109 de 150 Capítulo 6: QUÍMICA ORGÁNICA. Universidad de Piura Química Básica Química Básica Tabla VI.7. Funciones hidrogenadas Grupo funcional Tipo de compuesto Fórmula Alquilo Alcano o saturado Estructura Prefijo Sufijo R-CH2-CH2R' -il- -ano Alquenilo Alqueno o R-CH=CH-R' etilénico -enil- -eno Alquinilo Alquino o acetilénico R-C≡C-R' -inil- -ino Fenilo Aromático Ar-R fenil- benceno Bencilo Tolueno Ar-CH2-R Ejemplo bencil- -tolueno Fuente: http://es.wikipedia.org/wiki/Grupo_funcional Tabla VI.8. Funciones oxigenadas Grupo Tipo de Fórmula funcional compuesto Estructura Prefijo Sufijo Hidroxilo Alcohol R-OH hidroxi- -ol Alcoxi (o ariloxi) Éter R-O-R' -oxi- R-il R'-il éter Aldehído R-C(=O)H carbaldehido- -al Cetona R-C(=O)-R' oxa- -ona Carboxilo Ácido carboxílico R-COOH carboxi- Ácido -ico Acilo Éster R-COO-R' -iloxicarbonil- R-ato de R'-ilo Ejemplo Carbonilo Fuente: http://es.wikipedia.org/wiki/Grupo_funcional Dentro de las principales propiedades de los alcoholes, podemos mencionar que son líquidos incoloros de olor característico, solubles en agua y menos densos que ella (algunos pueden ser sólidos y más densos que el agua), sus puntos de fusión y ebullición están muy separados (ejemplo: 1,2-etanodiol tiene Tf = -16 ºC y Tb = 197 ºC). Los alcoholes constituyen moléculas polares ya que son capaces de formar enlaces por puente de hidrógeno. Los alcoholes se obtienen de la fermentación de fruta o granos, método por el cual se producen combustibles y bebidas. Puede también obtenerse de forma sintética a partir del petróleo y gas natural. Página 110 de 150 Capítulo 6: QUÍMICA ORGÁNICA. Universidad de Piura Química Básica Química Básica b) Éteres Tienen la forma R-O-R’. Presentan poca reactividad y se utilizan como anestésicos, disolvente de sustancias orgánicas y en fuertes pegamentos. Se nombran de manera sencilla; por ejemplo: CH3-CH2-CH2-O-CH2-CH2-CH3 dipropiléter, o éter dipropílico; CH3-O-C6H6 metoxibenceno c) Aldehídos Tienen el grupo –CHO. Se nombran igual que los alcoholes cambiando la terminación -ol por -al. Así: HCHO metanal; CH3CHO etanal; etc. Se usan en la fabricación de plásticos (como baquelita y melamina), solventes, pinturas, perfumes, esencias, etc. d) Cetonas Contienen el grupo carbonilo: R-(C=O)-R’. La más sencilla es CH3-C=O-CH3 propanona. Las hay alifáticas y aromáticas. Son solubles en agua. e) Ácidos carboxílicos Poseen el grupo carboxil: -COOH. Se produce cuando sobre el mismo carbono hay un grupo hodroxi (-OH) y un grupo carbonilo (-C=O). pueden ser de cadena corta, media o larga. Se nombran anteponiendo la palabra ácido al nombre vulgar o al nombre sistemático y añadiendo el sufijo –oico. Así, el CH3-COOH es el ácido acético o ácido etanoico. Algunos ejemplos de ácidos carboxílicos: HCOOH ácido fórmico (se encuentra en insectos, fórmico se refiere a las hormigas). CH3COOH ácido acético o etanoico (se encuentra en el vinagre). HOOC-COOH ácido etanodioico, también llamado ácido oxálico. CH3CH2COOH ácido propanoico. C6H5COOH ácido benzoico (el benzoato de sodio, su sal sódica se usa como conservante). Ácido láctico. Todos los aminoácidos contienen un grupo carboxilo y un grupo amino. Cuando reacciona el grupo carboxilo de un aminoácido con el grupo amino de otro se forma un enlace amida llamado enlace peptídico. Las proteínas son polímeros de aminoácidos y tienen en un extremo un grupo carboxilo terminal. • Todos los ácidos grasos son ácidos carboxílicos. Por ejemplo, el ácido palmítico, esteárico, oleico, linoleico, etcétera. Estos ácidos con la glicerina forman ésteres llamados triglicéridos. • • • • • • • Ácido palmítico o ácido hexadecanoico, se representa con la fórmula CH3(CH2)14COOH • Las sales de ácidos carboxílicos de cadena larga se emplean como tensoactivos. Por ejemplo, el estearato de sodio (octadecanoato de sodio), de fórmula CH3(CH2)16COO-Na+ 6.12. Clases fundamentales de reacciones orgánicas Los compuestos orgánicos tienen diferente habilidad para reaccionar, desde la reactividad limitada de los hidrocarburos y fluorocarbonos, hasta la gran reactividad que hay detrás de los Página 111 de 150 Capítulo 6: QUÍMICA ORGÁNICA. Universidad de Piura Química Básica Química Básica millones de compuestos que se forman a partir de moléculas orgánicas con los distintos grupos funcionales que hemos visto. Generalmente puede predecirse el tipo de reacciones que ocurrirán mirando los grupos funcionales en una molécula orgánica. Otra gran virtud de la química orgánica es que pueden afinarse las propiedades físicas y químicas del producto modificando su estructura, lo que nos permite disponer de combustibles y aditivos variados, una inmensa cantidad y calidad de plásticos, productos farmacéuticos, etc. A continuación, veremos unos pocos tipos de reacciones, que tratan de englobar la mayor parte de reacciones químicas orgánicas conocidas. 6.12.1. Reacciones de sustitución En una reacción de sustitución, un átomo o un grupo de átomos unidos a un átomo de carbono se remueven, y otro átomo o grupo de átomos toma su lugar. No ocurren cambios en el grado de saturación del átomo de carbono reactivo. Los hidrocarburos saturados (alcanos y cicloalcanos) son químicamente inertes (parafinas). Reaccionan sin embargo con los halógenos (RH + X2 → RX + HX), con oxígeno y con ácido nítrico concentrado. A temperatura ambiente la reacción con los halógenos es lenta, pero en presencia de luz ultravioleta la reacción se acelera. En muchas reacciones orgánicas se produce más de un producto. En la figura 6.41 puede verse algunos ejemplos. Dentro de este tipo de reacciones se tienen además de las halogenaciones (sustituciones con halógenos), las nitraciones (sustituciones con grupo nitro –NO2). Figura 6.41. Algunas reacciones de adición. En la figura 6.42 se muestran ejemplos de reacciones de sustitución, entre ellas la cloración y nitración del benceno, así como la obtención del trinitrotolueno y la nitroglicerina, potentes explosivos (la dinamita, diatomita o sílice impregnada con nitroglicerina o trinitrato de glicerilo, por cuestiones de seguridad fue posteriormente reemplazada por el TNT). Figura 6.42. Algunos ejemplos de reacciones de sustitución. 6.12.2. Reacciones de adición Las reacciones de adición involucran un incremento en el número de átomos de los grupos unidos al carbono. Las moléculas se vuelven más saturadas. Página 112 de 150 Capítulo 6: QUÍMICA ORGÁNICA. Universidad de Piura Química Básica Química Básica Es la principal reacción en alcanos y alquinos, los cuales reaccionan con los halógenos más rápidamente que los alcanos. De hecho, una reacción que permite diferenciar un alcano de un alqueno es la bromación: cuando Figura 6.43. Bromación del eteno. se añade un alqueno a una solución de bromo (líquido rojo oscuro) en un solvente polar, este reacciona rápidamente con el bromo para formar un compuesto incoloro que decolora la solución inicial (figura 6.43). La hidrogenación es una reacción de adición muy importante en la manufactura de gasolinas de aviación de alto octanaje. Los aceites vegetales insaturados igualmente pueden convertirse en grasas sólidas de cocina (figura 6.44) mediante este procedimiento. Figura 6.44. Hidrogenación de oleína. La reacción de hidratación (adición de agua) es también importante, pues con ella se obtienen alcoholes como subproductos del petróleo (figura 6.45). Figura 6.45. Hidrogenación del eteno. Etanol sintético Los alquinos son más reactivos que los alquenos. Son típicas las reacciones con hidrógeno y con bromo. Otros enlaces insaturados también sufren reacciones de adición. Probablemente la más importante es la del grupo carbonilo. Por ejemplo, el HCN se adiciona al enlace C=O de la acetona. Esta reacción (figura 6.46) es una sencillo paso clave en la producción del plástico transparente conocido como plexiglás o lucite. Figura 6.46. Adición en el grupo carbonilo de la acetona. 6.12.3. Reacciones de eliminación Una reacción de eliminación supone una disminución en el número de átomos del grupo unido a un carbono. El grado de insaturación se incrementa. Así, la deshalogenación consiste en Figura 6.47. Deshalogenación. retirar el o los halógenos de un átomo de carbono para formar un enlace doble (figura 6.47). La reacción neta es la de transformación de un haloalcano en un alqueno. Para ello se requiere generalmente la presencia de una base fuerte como el OH. Otra reacción de deshidratación es la deshidratación de alcoholes, en la cual un alcohol se convierte en un alqueno y agua, por eliminación de H- y –OH de átomos de carbono adyacentes. Las reacciones de deshidratación son catalizadas por ácidos. Rara vez se encuentra reacciones de deshidratación como procesos simples; más bien se encuentran formando parte de procesos más complejos. 6.12.4. Reacciones de polimerización Un polímero es una molécula larga de elevado peso molecular constituida por moléculas pequeñas llamadas monómeros. Un polímero típico consta de cientos o miles de monómeros y puede alcanzar pesos fórmula de miles o millones de g/mol. Página 113 de 150 Capítulo 6: QUÍMICA ORGÁNICA. Universidad de Piura Química Básica Química Básica Los polímeros pueden ser naturales o sintéticos. Moléculas orgánicas importantes como proteínas, ácidos nucléicos y polisacáridos (almidón y celulosa de madera y algodón) son polímeros. El caucho natural y las fibras naturales (seda y lana) son también polímeros naturales. También nos son familiares algunos polímeros sintéticos como plásticos (como polietileno, teflón y lucite o plexiglás), y fibras sintéticas (nylon, perlón, orlón y dacrón). Veremos algunos procesos por los cuales se forman algunos de estos compuestos orgánicos. a) Polimerización por adición La polimerización es una importante reacción de adición de los alquenos. La formación de polietileno es un ejemplo interesante (figura 6.48); en presencia del catalizador idóneo el etileno polimeriza en cadenas de 800 o más monómeros. Figura 6.48. Polimerización por adición. Obtención de polietileno. El polietileno es un plástico resistente y flexible, ampliamente usado como aislante eléctrico y en la fabricación de recipientes plásticos irrompibles y botellas plásticas dosificadoras. El polipropileno se produce por polimerización del propileno. El teflón se obtiene por polimerización del tetrafluoretileno, en una reacción similar. El peso fórmula del teflón alcanza los 2x106 g/mol. Es un polímero muy útil, no reacciona con ácidos concentrados, bases ni agentes oxidantes. No se disuelve en muchos compuestos orgánicos y resiste temperaturas relativamente elevadas. Es además antiadherente por lo que se usa en recubrimientos de utensilios de cocina (figura 6.49) Figura 6.49. Teflón (antiadherente). El caucho natural se obtiene del árbol de caucho. Sintéticamente se obtiene a partir del isopreno. Su peso fórmula es de 136 000 g/mol. El neopreno un elastómero (polímero elástico) sintético con propiedades similares al caucho natural. Es menos afectados por la gasolina y es más elástico que el caucho natural. Cuando dos polímeros se mezclan, dan lugar a los llamados copolímeros. Dependiendo de la relación de los monómeros que los constituyen, los copolímeros pueden tener muy variadas propiedades. Probablemente el más importante de estos productos por la cantidad que anualmente se produce es el caucho butadieno estireno (SBR por sus siglas en inglés). En la figura 6.50 se ven varios productos industriales de caucho sintético. Figura 6.50. Productos varios de caucho sintético. b) Polimerización por condensación Algunas reacciones de polimerización están basadas en reacciones de condensación, en las cuales dos moléculas se combinan por descomposición o eliminación de una molécula pequeña. Para que se formen tales polímeros es necesario que cada monómero tenga dos grupos funcionales, uno a cada extremo de la cadena. Un polímero así formado se llama polímero de condensación. Hay muchos polímeros útiles que se obtienen de esta manera. Página 114 de 150 Capítulo 6: QUÍMICA ORGÁNICA. Universidad de Piura Química Básica Química Básica Los poliésteres (ésteres poliméricos) son polímeros de condensación que se forman cuando dioles reaccionan con ácidos dicarboxílicos. Se forma un éster en el extremo de cada molécula monomérica. Un poliéster muy útil se prepara a partir de ácido tereftálico y etilenglicol. El dacrón, la fibra producida a partir de este poliéster alcanza aproximadamente el 50% de todas las fibras sintéticas. Absorbe muy poca humedad y sus propiedades son prácticamente las mismas en seco y en húmedo. Adicionalmente posee propiedades excepcionales de recuperación elástica por lo que se le usa en prendas de “planchado permanente” (o lavar y usar). Este polímero puede también hacerse en películas de gran resistencia (p. ej. Mylar) de un espesor 30 veces más pequeño que el diámetro de un cabello humano. Tales películas pueden ser magnéticamente recubiertas para hacer cintas de audio y video. En la figura 6.51 puede verse la reacción de polimerización por condensación mediante la cual se obtiene el PET. O HO-C- O O -C-OH H-OCH2CH2O-H HO-C- ácido tereftálico etilenglicol O -C-OH H-OCH2CH2O-H ácido tereftálico etilenglicol - H2O O HOCH2CH2O C- O -C OCH2CH2O H polietilentereftalato (PET) (Dacron, Mylar) Figura 6.51. Polimerización por condensación. Obtención del polietilentereftalato (PET). En la figura 6.52 puede verse una aplicación de las fibras sintéticas dacrón y mylar, en el refuerzo de una tienda de campaña. También se usan para fabricar aislantes eléctricos usados en el rebobinado de motores. Las amidas poliméricas o poliamidas son una clase especialmente importantes de polímeros por condensación. El nilón es la poliamida más conocida. Se prepara calentando hexametilendiamina con ácido adípico (un ácido carboxílico) anhidros (figura 6.53). Esta sustancia se llama a menudo nilón 66 ya que el par diamina y ácido dicarboxílico contienen 6 átomos de carbono cada uno. Figura 6.52. Fibras sintéticas de mylar y dacrón como refuerzos en tienda de campaña. Figura 6.53. Obtención del nilón 66 (polimerización por condensación). Dado que los reactivos (hexametilendiamina y ácido adípico) son petroquímicos, la fuente última del nilón 66 es el petróleo. Algunos tipos de polímeros de condensación naturales juegan un papel crucial en los seres vivos. Página 115 de 150 Capítulo 6: QUÍMICA ORGÁNICA. Universidad de Piura Química Básica Química Básica Las proteínas son cadenas poliméricas de aminoácidos unidos por enlaces péptidos. Estos últimos se forman por eliminación de una molécula de agua entre el grupo amino de un aminoácido y el grupo carboxilo de otro. Cuando este proceso ocurre repetidamente se forma una molécula muy grande llamada polipéptido (figura 6.54). 6.12.5. Otras reacciones de interés industrial Dentro de este rubro existen muchas reacciones que no necesariamente se sitúan dentro de alguna de las clasificaciones anteriores pero que vale la pena mencionar por su importancia industrial. Figura 6.54. Polimerización por condensación. Obtención del polietilentereftalato (PET) Dentro de ellas mencionaremos en primer lugar las reacciones de oxidación de alcoholes, que básicamente consisten en la pérdida de uno o más hidrógenos del carbono que tiene el grupo –OH. El tipo de producto que se genera depende del número de hidrógenos de este tipo contenidos en el alcohol; es decir, depende de si el alcohol es primario, secundario o terciario. Así, un alcohol primario (que tiene dos hidrógenos de este tipo) puede convertirse en un aldehído si pierde uno solo, o en ácido carboxílico si pierde ambos. En condiciones apropiadas, el propio aldehído puede oxidarse a ácido carboxílico. Un alcohol secundario puede perder su único hidrógeno para convertirse en una cetona, y un alcohol terciario, al no tener hidrógenos en el carbono que contiene el radical –OH no se oxida (sin embargo, un agente ácido podría deshidratarlo a alqueno y luego oxidar este último). Mencionaremos también las reacciones de esterificación o síntesis de ésteres a partir de ácidos carboxílicos y alcoholes. Generalmente cuando hablamos de ésteres nos referimos a compuestos del tipo R-COOR’, donde R y R’ son radicales alquilo. Sin embargo, pueden formarse ésteres de oxácidos inorgánicos, por ejemplo, ésteres carbónicos o fosfóricos (figura 6.55). Figura 6.55. Ésteres carbónicos y fosfóricos La reacción, que puede esquematizarse de la siguiente forma: ocurre en presencia de catalizadores. La industria química produce grandes cantidades de ésteres, centenares de millones de kilogramos por año. Son de especial importancia el acetato de etilo, el acetato de butilo, el ftalato Página 116 de 150 Capítulo 6: QUÍMICA ORGÁNICA. Universidad de Piura Química Básica Química Básica de dibutilo, el acetato de celulosa, el xantogenato de celulosa, el trinitrato de glicerilo, el acetato de vinilo y el nitrato de celulosa. El salicilato de metilo es un éster que se emplea principalmente como agente aromatizante y posee la ventaja de que se absorbe a través de la piel. Una vez absorbido, el salicilato de metilo puede hidrolizarse a ácido salicílico, el cual actúa como analgésico. Este producto puede extraerse de varias plantas medicinales. El ácido acetilsalicílico o aspirina, como es conocido comercialmente, es el más popular de los medicamentos sintéticos, debido a su acción analgésica, antipirética, anti-inflamatoria y antirreumática, y por ser utilizado en la prevención y tratamiento del infarto agudo al miocardio, además de su bajo coste. La benzocaína o p-aminobenzoato de etilo es un anestésico local, empleado como calmante del dolor, obtenido también por esterificación. 6.13. Macromoléculas La gran mayoría de las moléculas que componen las células son compuestos basados en carbono, las cuales poseen un peso molecular elevado (varía en un rango que va de 100 a 1000). Las moléculas inorgánicas pequeñas son mucho menos abundantes que las orgánicas. Los compuestos orgánicos tienen diversas funciones en las células; actúan como fuente de energía, o forman parte de moléculas mayores denominadas macromoléculas, o son responsables de llevar señales químicas de una célula a la otra o son intermediarios en las vías metabólicas. Algunas de ellas pueden cumplir más de una función al mismo tiempo, por ejemplo, los azúcares son una fuente energía para las células y al mismo tiempo son los monómeros constituyentes de las macromoléculas. Todas las moléculas son sintetizadas y degradadas en los mismos tipos de compuestos. Más aún, tanto la síntesis como la degradación ocurren en secuencias de cambios químicos siguiendo reglas definidas. Por ello, todos los compuestos se encuentran químicamente relacionados y pueden clasificarse en 4 familias mayoritarias de moléculas orgánicas pequeñas: azúcares, ácidos grasos, aminoácidos y nucleótidos. Cada uno de ellos se asocia formando 4 tipos de macromoléculas: polisacáridos, lípidos, proteínas y ácidos nucleicos, respectivamente, dando cuenta de una fracción muy grande de la masa celular. Los polisacáridos son azúcares de forma general (CH2O)n, llamados también carbohidratos. Entre ellos podemos mencionar la glucosa, manosa, galactosa, sacarosa, etc. Básicamente proveen energía a las células. Carbohidratos como el almidón de las plantas contribuyen actualmente de forma importante a la alimentación humana. Se denominan lípidos a un conjunto de compuestos orgánicos formados principalmente por carbono, hidrógeno y oxígeno, en los que se incluyen en ocasiones otros elementos, como nitrógeno, fósforo o azufre. Bajo este nombre se agrupan sustancias químicamente muy diferentes, que van a tener en común su insolubilidad en agua y su solubilidad en solventes orgánicos no polares (cloroformo, benceno, xilol, éter…). Los lípidos pueden encontrarse unidos mediante enlaces covalentes a otras sustancias de naturaleza no lipídica, formando glucolípidos y lipoproteínas, los cuales tendrán propiedades comunes a ambos principios inmediatos. Puede ser saponificables si son capaces de producir jabones por hidrólisis alcalina (ácidos grasos y ceras, por ejemplo) o insaponificables (terpenos y esteroides entre ellos). Las proteínas son polímeros de aminoácidos enlazados mediante el enlace peptídico. Son las macromoléculas más abundantes en los seres vivos después del agua (representa el 10 %-20 % de la masa celular). Las proteínas tienen básicamente funciones estructurales y catalíticas. Pueden ser simples: si producen solo aminoácidos al ser hidrolizados; albúminas y globulinas: solubles en agua y soluciones salinas diluidas (ej.: lactoalbumina de la leche); glutelinas y prolaninas: Página 117 de 150 Capítulo 6: QUÍMICA ORGÁNICA. Universidad de Piura Química Básica Química Básica solubles en ácidos y álcalis, se encuentran en cereales fundamentalmente el trigo (el gluten se forma a partir de una mezcla de gluteninas y gliadinas con agua); albuminoides: insolubles en agua, son fibrosas, incluyen la queratina del cabello, el colágeno del tejido conectivo y la fibrina del coagulo sanguíneo; conjugadas: Son las que contienen partes no proteicas (ej.: nucleoproteínas); y derivadas: son producto de la hidrólisis. Los ácidos nucléicos son macromoléculas complejas de suma importancia biológica, ya que todos los organismos vivos contienen ácidos nucléicos en forma de ácido desoxirribonucleico (ADN) y ribonucleco (ARN). Sin embargo, algunos virus sólo contienen ARN, mientras que otros sólo poseen ADN. Se les denomina así porque fueron aislados por primera vez del núcleo de las células. No obstante, ciertos ácidos nucléicos no se encuentran en el núcleo de la célula, sino en el citoplasma celular. Los ácidos nucléicos son sustancias esenciales para los seres vivos, y se cree que aparecieron hace unos 3000 millones de años, cuando surgieron en la tierra las formas de vida más elementales. Los investigadores han aceptado que el origen del código genético que portan estas moléculas es cercano al origen de vida en la tierra. El ADN codifica información necesaria para sintetizar ARN y proteínas. Estas últimas moléculas son las responsables de todos los cambios químicos y metabólicos que permiten la vida. Es por ello que se llama al ADN la molécula de la herencia porque al transmitirse de un individuo a otro porta la información necesaria para posibilitar la vida. EJERCICIOS PROPUESTOS GLOSARIO: Procura definir los siguientes términos: Ácido carboxílico Ácidos grasos Ácidos nucléicos ADN Agente antidetonante Alcano Alcano ramificado Alcohol Alcohol primario Alcohol secundario Alcohol terciario Aldehído Alqueno Alquino Aminoácidos ARN Aromáticos Asfáltico Autosaturación Butadieno Cadena lateral Cadena principal Carbono primario Carbono secundario Carbono terciario Carcinogénico Cetona Cicloalcano Cicloalqueno Cicloalquino Cloración Compuesto orgánico Dacrón Deshidratación Página 118 de 150 Estructura tridimensional Éter Éter de petróleo Etilenglicol Fermentación Fórmula desarrollada Fórmula empírica Fórmula molecular Fórmula semidesarrollada Fosfolípidos Fullerenos Funciones halogenadas Funciones nitrogenadas Funciones oxigenadas Gas natural Gasolina GLP Grafito Grupo funcional Grupos funcionales Haloalcanos Halogenación Hibridación Hidrocarburo Hidrocarburo alifático Hidrocarburo aromático Hidrocarburo insaturado Hidrocarburo saturado Humedad Índice de octano Industria del petróleo Industria petroquímica Industria petroquímica Isomería Nanotubos Neopreno Nilón 66 Nitración Nombres triviales Octanaje Olefina Organofosfatos Oxidación de alcoholes Parafina PET Petrolatum Petróleo Petróleo diesel Petroquímico Petroquímico derivado Petroquímico intermedio Poliamidas Polienos Polietilentereftalato Polimerización Polimerización por adición Polimerización por condensación Polisacáridos Posiciones equivalentes Proteína Radical alquilo Radical complejo Radical insaturado Radical sencillo Reacción de adición Reacción de eliminación Reacción de esterificación Reacción de polimerización Capítulo 6: QUÍMICA ORGÁNICA. Universidad de Piura Destilación fraccionada Diamante Enlaces péptidicos Estereoisómeros Estereoisómeros geométricos Estereoisómeros ópticos Esteroisomería cis Esteroisomería trans Estireno Estructura topológica Química Básica Química Básica Isómeros Isómeros estructurales Isómeros estructurales de cadena Isómeros estructurales de función Isómeros estructurales de posición Isopreno IUPAC Lípidos Localizador Macromolécula Reacción de sustitución Saponificación SBR Sustituyente Teflón Tensoactivos Tetravalencia Triglicéridos CUESTIONARIO 1. ¿Qué significado tenía antiguamente la palabra “orgánico”? ¿Qué entendemos actualmente? 2. ¿Qué diferencia hay entre la industria del petróleo y la industria petroquímica? 3. ¿Qué formas alotrópicas del carbono conoce? 4. ¿Qué son los nanotubos? ¿Cuál es su aplicación industrial? 5. ¿A qué obedece el hecho de que el carbono es capaz de formar tantos compuestos? 6. ¿Qué entiende por hibridación del átomo de carbono? 7. ¿Cuántos tipos de hibridación conoce? ¿Por qué son importantes los distintos tipos de hibridación del carbono? 8. Escriba y/o dibuje todos los tipos de representaciones (fórmulas) posibles para las siguientes moléculas orgánicas: (a) C2H6; (b) C2H4; (c) C2H2; (d) C6H6. 9. Dibuje los isómeros del pentano. 10. ¿Qué diferencia hay entre un isómero estructural y uno de función? Ponga ejemplos. 11. ¿Qué se entiende por estereoisomería? Ponga ejemplos. 12. Haga un diagrama de la clasificación de los tipos de hidrocarburos. 13. ¿Cuál es el principal componente del GLP? ¿Y de la gasolina? 14. ¿Cómo se clasifican los petróleos crudos de acuerdo a su gravedad API? 15. Haga un esquema de la columna de fraccionamiento del petróleo. 16. ¿Qué es el índice de octano? ¿Cómo puede mejorarse? 17. Mencione algunos petroquímicos intermedios importantes. 18. ¿Cuáles son las funciones oxigenadas más importantes? 19. Principales reacciones químicas orgánicas que conoce. Ejemplos. 20. A simple vista algunos compuestos poliméricos (plásticos) son parecidos y hasta los confundimos. ¿Qué diferencias importantes podría Ud. señalar entre ellos? Página 119 de 150 Capítulo 6: QUÍMICA ORGÁNICA. Universidad de Piura Química Básica Química Básica 21. Diferencia entre teflón y dacrón. Usos. 22. ¿Qué es un elastómero? ¿En qué se usa? 23. ¿Qué es el PET? ¿En qué se usa? 24. De qué material y cómo se hacen las bolsas plásticas comunes. 25. Importancia de las reacciones de esterificación. 26. ¿Qué es una proteína (estructuralmente)? Página 120 de 150 Capítulo 6: QUÍMICA ORGÁNICA. Nombre del curso Semestre INGENIERÍA APUNTES DE CLASE – QB0 Bibliografía y enlaces de interés Bibliografía 1) WHITTEN, K. W.; DAVIS, R. E.; PECK, M. L. y STANLEY, G. G. Química. 10a. edición. Ed. Traducción: Argüelles, Víctor. Cengage Learning. México. 2015 2) CHANG, Raymond. Química. 11ª Edic. 2013. Ed. Mc Graw Hill Interamericana. México D.F. 3) BROWN, Theodore L., Chemistry. The central science. Novena edición. Pearson Education. 13ª edición. 2015. England. 4) GLASSTONE, Samuel. Tratado de Químico-física. Editorial Aguilar. 5) Barreto, María del Carmen. Manual de operaciones básicas en el laboratorio de química. Editado por CONCYTEC. 6) Barranzuela Queneche, José L. Química General I. Apuntes de clase. 2008. 7) Keenan-Kleinfelter-Wood. Química General Universitaria. Editorial Continental, S.A., 1985. 8) Russell. Química General. Ed. Mc Graw-Hill Latinoamericana S.A., 1985. 9) MILLER / AUGUSTINE. Química Básica. 1978. Ed. HARLA. México D. F. 10) Enciclopedia Microsoft Encarta 2007. 11) DAJES CASTRO, J. Sistema Internacional de unidades de medida. INDECOPI. Fondo editorial del Congreso del Perú. 1999. Lima, Perú. 12) KEENEY-KENNICUTT, W. L. Students Solution Manual for Whitten, Davis, Peck, y Stanley’s Chemistry, Eighth Edition. Ed. Thomson Brooks/Cole. 2007. Belmont, USA. Algunos enlaces de interés en internet La química general • https://guiastematicas.bibliotecas.uc.cl/quimica/recursos • http://cgp.edgewood.edu/Resources/Chemistry-Links • http://blog.educastur.es/eureka/otros-cursos/ • http://apuntesquimica.weebly.com/ Materia y energía • http://recursostic.educacion.es/secundaria/edad/2esobiologia/2quincena1/2q1_index.htm • http://recursostic.educacion.es/newton/web/materiales_didacticos/EDAD_2eso_01_materi a_energia/2quincena1/pdf/quincena1.pdf Tabla periódica • http://www.ptable.com/ • http://www.webelements.com/ • http://www.chemicool.com/ Página 121 de 150 Bibliografía y enlaces de interés Universidad de Piura Nombre del curso Nombre del curso Nomenclatura • http://www.alonsoformula.com/ • http://www.quimicaorganica.net/ Teoría atómica • www.chemistry.mcmaster.ca/~aph/chem1a3/lectures/lec04/lec04.ppt • https://www.educ.ar/recursos/15078/historia-de-la-teoria-atomica-de-la-materia Software para visualizar moléculas • http://www.umass.edu/microbio/rasmol/othersof.htm Orbitales atómicos (visualizar) • http://www.chem.purdue.edu/gchelp/aos/index.html • http://winter.group.shef.ac.uk/orbitron/ Página 122 de 150 Bibliografía y enlaces de interés Química Básica (QB0) 2021 INGENIERÍA Apuntes de clase Solución de problemas propuestos José L. Barranzuela Q. Solución de problemas propuestos Química Básica 2021 INGENIERÍA APUNTES DE CLASE – QB0 SOLUCIÓN DE EJERCICIOS PROPUESTOS CAPÍTULO 1 MATERIA Y ENERGÍA (En ecuaciones: subíndices rojos = nº de cifras significativas; en azul: factores de conversión) 1. ¿Cuáles de las siguientes son propiedades físicas y cuáles propiedades químicas?: (a) el sodio metálico es lo suficientemente blando como para cortarlo con un cuchillo; (b) cuando el sodio metálico se corta, la superficie al principio es brillante, pero al cabo de unos segundos de exposición al aire se vuelve gris mate; (c) la densidad del sodio es 0,97 g/mL; (d) el corcho flota en agua; (e) cuando el sodio entra en contacto con el agua, se funde, desprende un gas inflamable y eventualmente desaparece todo. Solución: (a) Propiedad física: dureza. (b) Propiedad química: reacción del oxígeno del aire con el sodio metálico. (c) Propiedad física: densidad = m/V. (d) Propiedad física: densidad (el corcho flota porque es menos denso). (e) Propiedad química: reacción entre el sodio metálico y el agua: 2Na(s) + H2O(l) Na2O(s) + + H2(g) que desprende hidrógeno (gas inflamable). Además, el óxido de sodio se disuelve en agua para producir hidróxido (alcalino): Na2O(s) + H2O(l) 2NaOH(aq). 2. ¿Cuáles de las siguientes propiedades son propiedades extensivas y cuáles propiedades intensivas? (a) densidad; (b) punto de fusión; (c) volumen; (d) masa; (e) capacidad para conducir electricidad; (f) temperatura. Solución: (a) Densidad → intensiva. (a) Punto de fusión → intensiva. (b) Volumen → extensivo. (c) Masa → extensiva. (d) Capacidad para conducir electricidad → intensiva. (e) Temperatura → intensiva. 3. ¿Cuáles de las siguientes son mezclas y cuáles soluciones? (a) azúcar disuelto en agua; (b) café; (c) sopa de cebollas; (d) barro; (e) líquido claro sin separaciones internas consistente en aceites de maíz y oliva; (f) sal y azufre; (g) leche; (h) aire limpio; (i) gasolina; (j) galleta de chocolate. Página 123 de 150 SOLUCIÓN DE EJERCICIOS PROPUESTOS Universidad de Piura Química Básica Química Básica Solución: (a) Solución. (c) Mezcla. (e) Solución. (g) Mezcla (agua + aceite). (i) Solución. 4. (b) Solución. (d) Mezcla. (f) Mezcla. (h) Solución. (j) Mezcla (harina + aire). Exprese los siguientes exponenciales como números ordinarios: Solución: (a) 5,2 x 10-2 = 0,052 (a) 0,5 x 10-5 = 0,000005 (= 5 x 10-6) (b) 25,6 x 10-4 = 0,00256 (= 2,56 x 10-3) (c) 2,54 x 103 = 2540 (d) 9,346 x 10-3 = 0,009346 5. Un cierto proceso químico necesita cada día 157 galones de agua pura. El agua disponible contiene 11 partes por millón (ppm) en masa (es decir, por cada 1 000 000 de partes de agua disponible, hay 11 partes de sal). ¿Qué masa de sal debe ser eliminada cada día? Solución: Volumen de agua en L: 157 gal * 3,785 En soluciones acuosas diluidas: ⇒ 594,23 L * 112 mg L * 10-3 g mg 1 ppm = L = 594,2 L gal 10-6 kg kg = 1 mg kg ≈ 1 mg L ; ya que ρsolución ≈ ρagua = 1g mL ⇒ = 6,5372 g = 6,5 g de sal. 6. Una fundición libera a la atmósfera cada día 5,0 toneladas de gas. El gas contiene 2,2 % de dióxido de azufre (SO2). ¿Qué masa de dióxido de azufre se libera en una semana? ton gas Solución: �5,02 día � * �7∞ días sem �*� 2,22 ton SO2 100 ton gas � = 0,77 ton SO2 semana = 7,7x102 kg semana 7. Suponga que el depósito de gasolina de un auto tiene 16 galones de capacidad y el precio de la gasolina es de US$ 0,754/L. ¿Cuántos Nuevos Soles habrá que pagar para llenar el tanque? (tipo de cambio: 1 US$ = S/. 2,693) Solución: (162 gal) ∗ �3,785∞ L gal � ∗ �0,7543 US$ L � ∗ �2,693∞ S/. US$ � = S/. 122,97 (hasta céntimos, mínima denominación de la moneda de Nuevo Sol; o bien S/. 1,2 x 102). 8. En un punto dado de su órbita, la tierra está a 92,98 millones de millas del sol (de centro a centro). El radio del sol es de 432 000 millas y el de la tierra 3960 millas. ¿Cuánto tiempo le lleva a la luz de la superficie solar llegar hasta la superficie de la tierra? La velocidad de la luz es de 3,00 x 108 m/s. t= Solución: * 1609,3∞ m milla = e v = (dST - rS - rT ) [m] v �9,2544 × 107 � m �3,003 × 108 � m/s [m⁄s] = [s] rS = 432 000 millas rT = 3960 millas dst = 92,98 x 106 millas t= �92,984 × 106 - 4,323÷6 × 105 - 3,963÷4 × 103 � millas 4 3,003 × 108 m⁄s * = 1604,33 s = 496, 437 078 63 s = 4963 s = 8 min 16,4 s. 9. ¿Cuál es la densidad relativa de un líquido si 325 mL de él tienen la misma masa que 396 mL de agua? Página 124 de 150 SOLUCIÓN DE EJERCICIOS PROPUESTOS Universidad de Piura Química Básica Química Básica g Solución: m = (396 mL) ∗ �1 mL � = 396 g m 3963 g g ρ= = = 1,2184615383 = 1,22 V mL 3253 mL ρr = ρ 1,223 g/mL = 1,223 . 1,00005 g/mL = ρH O, 4 °C 2 10. La masa de un recipiente vacío es de 77,664 g. La masa del recipiente lleno de agua es de 99,646 g. (a) Calcule el volumen del recipiente usando una densidad de 1,0000 g/cm3 para el agua. (b) Una pieza de metal se añade al recipiente vacío y la masa combinada fue 85,308 g. Calcule la masa del metal. (c) El recipiente con el metal se llenó con agua y la masa de todo el sistema fue 106,442 g ¿Qué masa de agua se añadió? (d) ¿Qué volumen de agua se añadió? (e) ¿Cuál es el volumen de la pieza de metal? (f) Calcule la densidad del metal. Solución: Llamaremos: mv = 77,664 g; mll = 96,646 g; ρH O = 1,0000 2 (a) V = mH O 2 (mll – mV ) = ρH O ρH O 2 = 2 (99,646 – 77,664) g 1,0000 g/mL g mL : = 21, 982 mL = V = 21, 982 mL. (b) mV + mm = 85,308 g → mm = 85,308 g - mV = 85,308 g - 77,664 g = 7,644 g = mm = 7,644 g. = 106,442 g - 85,308 g = (c) mV + mm + mH2 O = 106,442 g → mH2 O = 106,442 g - (mV + mm ) = mH2 O = 21,134 g. (d) VH2 O = mH O 2 ρH O, 4 °C = 2 21,134 g 1,000 g/mL = VH2 O = 21,134 mL. (e) Vm = V - VH2 O = (21,982 mL - 21,134 mL) = Vm = 0,848 mL. (f) ρm = mm Vm 7,644 g = 0,848 mL = ρm = 9,01 g/mL. 11. En la escala de Réamur, que ya no se usa, el agua congela a 0 °R y hierve a 80 °R. (a) Derive una ecuación que relacione esta escala con la escala Celsius. (b) Derive una ecuación que relacione esta escala con la escala Fahrenheit. (c) El mercurio es un metal líquido a temperatura ordinaria. Hierve a 356,6 °C (673,9 °F). ¿Cuál es el punto de ebullición del mercurio en la escala Réamur? Solución: Utilizando la construcción gráfica y el teorema de Thales (segmentos proporcionales): ºR ºC (a) 80 ºR 100 ºC c T (ºR) a T (ºC) b b d T(°C) - 0 °C T(°R) - 0 °R = ; = a c 100 °C - 0 °C 80 °R - 0 °R T(°R) T(°C) = → T(°R) = 100 °C 80 °R = T(°C) x d 0 ºC 80 100 = 4 5 T(°C) ⇒ T(°R) = 4 5 T(°C). 0 ºR (b) De forma análoga a (a): ºR ºF 212 ºF T (ºF) b 32 ºF Página 125 de 150 80 ºR c T (ºR) a T(°F) - 32 °F T(°R) - 0 °R T(°R) = = 212 °F - 32 °F 80 °R - 0 °R 80 °R T(°F) - 32 °F T(°R) = 80 °R 180 °F →T(°R) = d 0 ºR 80 180 [T(°F) - 32] ⇒ T(°R) = 4 9 [T(°F) - 32]. SOLUCIÓN DE EJERCICIOS PROPUESTOS Universidad de Piura (c) Química Básica Química Básica De (a): T(°R) = 4 5 4 (356,6 ˚C) = 285,3 °R. De (c): T(°R) = [673,9 ˚F – 32 ˚F] = 285,3 °R. 9 12. En algunas casas calentadas por el sol, el calor del sol se almacena en rocas durante el día, y luego se libera durante la noche, más fría. (a) Calcule la cantidad de calor necesaria para elevar la temperatura de 78,7 kg de rocas de 25,0 a 43,0 °C. Suponga que las rocas son de piedra caliza (CaCO3), cuyo calor específico es 0,818 J/g °C. (b) Suponga que cuando las rocas de la parte (a) se enfrían a 30,0 °C, todo el calor liberado calienta los 10 000 pies cúbicos de aire en la casa, originalmente a 10,0 °C. ¿A qué temperatura final se calentará el aire? El calor especifico del aire es de 1,004 J/g °C y su densidad es de 1,20 x 10-3 g/mL. Solución: (a) Calor absorbido por las rocas = qr: qr = mr (ce)r ∆Tr = mr (ce)r �Tfr - T0r � = 1000∞ g = 78,73 kg * kg (b) Vaire = 10 0001÷5 p3 ��12∞ pulg p * 0,8183 J g · °C � * �2,54∞ cm (43,0 - 25,0)3 °C = 1,163 x 106 J. 3 3 �� * 10-3 ∞ dmcmó3 L = 2,8317 * 105 L; pulg 5 -3 g � �103 ∞ mL maire =�2,83175 × 10 L� �1,203 × 10 � = 3,39803 × 105 g = maire L mL Balance térmico: calor cedido por rocas = calor absorbido por aire; por tanto: mr (ce)r ∆Tr = maire (ce)aire ∆Taire J J * (43,0 - 30,0)3 = 3,39803 * 105 g * 1,0044 �Tf - 10,0�°C �78,73 × 103 � g * 0,8183 g·°C g · °C aire 8,373 ×105 f Taire = + 10,0 = 2,45 +10,03 = 12,53 °C = Tfaire . 5 3,41163 ×10 13. ¿A qué temperatura dará un termómetro Fahrenheit: (a) La misma lectura que un termómetro Celsius? (b) ¿Una lectura doble que el termómetro Celsius? (c) ¿Una lectura igual, pero de signo contrario que en el termómetro Celsius? Solución: Utilizando la construcción gráfica y el teorema de Thales, de forma análoga al problema 11: (a) °C °F 100° 212° T 2T T T 5 [T(°F) - 32] 9 ó bien 9T(°C) = 5T(°F) – 160 y como T(˚C) = T(°C) = (b) 0° 32° -T T T(˚F) = T → T = T(°C) – 0 °C 100 °C – 0 °C = -160 4 = - 40 °C = - 40 °F. 2T(°C) – 32 °F 180 °F 2 100 T(°C) [T(°C) – 16] → T(°C) = [T(°C)-16] = 180 90 100 9T(˚C) = 10T(˚C) - 160 T = 160 °C; 2T = 320 °F. 0 °C - [-T(°F)] 32 °F - T(°F) 100 °C - 0 °C Página 126 de 150 = 212 °F – 32 °F → T(°F) 32 °F - T(°F) 5 →T(ºF) = (32 - T(ºF) 9 160 = 11,43 °F = -11,43 °C. 9T (ºF) = 160 – 5T (ºF) → 14T (ºF) = 160 ⇒ T (ºF) = 14 (c) 100 °C = 180 °F SOLUCIÓN DE EJERCICIOS PROPUESTOS Universidad de Piura Química Básica Química Básica 14. Calcule la densidad de un metal si una pieza que pesa 0,625 kg hace que el nivel del agua en una probeta suba desde 10,3 mL a 80,2 mL. Vf 80,2 mL Solución: ΔV = Vm = 80,2 mL – 10,3 mL = 69,9 mL V0 10,3 mL m = 0,625 kg ρ = m V = g kg (0,6253 kg)�103∞ � 69,93 mL = 6253 g 69,93 mL = 8,943 g/mL. 15. La dosis letal de cianuro potásico (KCN) tomada oralmente es de 1,6 mg/kg de peso corporal. Calcule la dosis letal de KCN tomado oralmente por una persona de 165 libras. Solución: 1653 lb * 0,454 kg lb * 1,6 2 mg = 119,8562 mg = 1,2 * 102 mg ó 120 mg. kg 16. La distancia que la luz viaja en un año en el espacio se llama año-luz. Con el dato de la velocidad de la luz en el vacío (apartado 1,5) y suponiendo que un año tiene 365 días, calcule la distancia de un año-luz en km, millas y pies. Solución: e = v·t = (299 792 468 m/s) �10-3 ∞ ⇒ e = 9,4542∞ * 10 12 km = 9,45 x 10 km. 12 km * 103 En millas: 9,46 ∗ 10 12 En pies: 9,46 ∗ 1012 km ∗ 10 m km 3 m km * 1 milla = km m � * 365 m * año * 1 año * 24 h día * 60 min h * 60 s min ⇒ 5,87 * 1012 millas. 1609,3 m 1 pulg 2 cm * 10 días 2,54 cm * 1 pie 12 pulg = 3,10 * 1016 pies. 2 17. El papel de aluminio se vende en los supermercados en largos rollos de 66 yardas por 3 12 pulgadas, con un espesor de 0,00065 pulgadas. Si la densidad relativa del aluminio a 22 °C es de 2,70. Calcule la masa de un rollo. La densidad del agua a 22 °C es 0,998 g/mL. Solución: Ven cm3 = �66,67 yd * 3 * �6,5 × 10-4 pulg * 2,54 = 3,1 x 102 cm3 cm pulg pie yd * 12 pulg pie * 2,54 cm pulg � * �12 pulg * 2,54 cm pulg � * � = �6096,30484 cm��30,482 cm��1,652 × 10-3 cm� = 306,76582 cm3 = 0,998 g g = 2,69463 2 mL mL g Por tanto: m = ρ * V = 2,69463 * 306,76182 cm3 = 826,6112 g = 8,3 x 102 g. ρ = ρr * ρH O = 2,70 * mL Página 127 de 150 SOLUCIÓN DE EJERCICIOS PROPUESTOS Universidad de Piura Química Básica Química Básica CAPÍTULO 2 ESTRUCTURA ATÓMICA Y ESPECTRO ELECTROMAGNÉTICO 1. Agrupe las siguientes configuraciones electrónicas en parejas que puedan presentar átomos con propiedades químicas análogas: (a) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5; (b) 1s2 2s2 2p6 3s2; (c) 1s2 2s2 2p3; (d) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6; (e) 1s2 2s2; (f) 1s2 2s2 2p6; (g) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p3; (h) 1s2 2s2 2p5. Solución: Agrupamos de acuerdo a la configuración electrónica final (último electrón de la configuración, que determina el grupo o familia de elementos). Así: (a) y (h), (c) y (g), (e) y (b), (d) y (f). 2. (a) Sin auxiliarse de la TP escriba la configuración electrónica de los elementos de número atómico (i) 20, (ii) 46, (iii) 82 y (iv) 99; (b) ubíquelos en la TP; (c) escriba los números cuánticos del penúltimo electrón; (d) escriba los números cuánticos del penúltimo electrón del ión más común. Solución: (ai) 20X: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 ≡ [Ar] 4s2. (aii) 46X: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d8 ≡ [Kr] 5s2 4d8 EXCEPCIÓN: ≡ [Kr] 5s0 4d10. (aiii) 82X: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 4f14 5d10 6p2 ≡ [Xe] 6s2 4f14 5d10 6p2. (aiv) 99X: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 4f14 5d10 6p6 7s2 5f11 ≡ [Rn] 7s2 5f11. (b) Ubicación en tabla periódica: (bi) (bii) (biii) Periodo 4 5 6 Grupo IIA ó 2 VIIIB ó 10 IVA ó 14 (biv) 7 IIIB ó 3 Familia Metales alcalino térreos -.Carbonoide o del carbono Tipo Representativo Metal de transición Representativo Elemento de transición interna (actínido) -.- (c) Números cuánticos del penúltimo electrón: Penúltimo e- n l m s (ci) 4s1 4 0 0 +½ (cii) 4d9 4 2 +1 -½ 6p1 (ciii) 5f10 (civ) 6 5 1 3 -1 -1 Orbitales m=0 -2 -1 0 -1 0 +1 -3 -2 -1 +1 +2 0 +1 +½ -½ +2 +3 (d) Números cuánticos del penúltimo electrón del ión más común: Penúltimo e- n l m s 3p5 3 1 0 -½ (di) Orbitales -1 Página 129 de 150 0 +1 SOLUCIÓN DE EJERCICIOS PROPUESTOS Universidad de Piura Química Básica Química Básica Penúltimo e- n l m s 4d7 4 2 -1 -½ (dii) 5d9 (diii) 5 5f10 (div) 5 2 3 +1 -1 Orbitales -2 -1 0 +1 +2 -2 -1 0 +1 +2 -3 -2 -1 0 +1 -½ -½ +2 +3 3. Escriba la configuración electrónica y diga cuál es el ión más común que formará el átomo cuyo penúltimo electrón tiene los siguientes números cuánticos: (a) n = 2; l = 1; m = 0; s = -1/2 y (b) n = = 5; l = 0; m = 0 y s = +1/2. Solución: (a) Penúltimo e-: último e-: 2p6 Configuración electrónica: 1s2 2s2 2p6 → z = 10 Ión más común: No forma iones. Es un gas noble. Ya tiene 8 e- en su último nivel: 2p5 -1 0 +1 (b) Penúltimo e-: 5s1 último e-: 5s2 Configuración electrónica: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 → z = 38 Ión más común: +2 (pierde los 2 e- de 5s2). 5s1 Página 130 de 150 SOLUCIÓN DE EJERCICIOS PROPUESTOS Universidad de Piura Química Básica Química Básica CAPÍTULO 3 El LENGUAJE DE LA QUÍMICA I 1. Escriba la fórmula del compuesto iónico formado entre cada uno de los siguientes pares de 23iones y escriba su nombre correcto: (a) Na+ y S2-; (b) Al3+ y SO4 ; (c) K+ y PO4 ; (d) Mg2+ y NO3 ; 2(e) Fe3+ y SO4 . Solución: (a) Na+ + S2- Na2S (sulfuro de sodio o sulfuro sódico). (e) 2Al + SO4 Al2(SO4)3 3K+ + PO4 K3PO4 Mg2+ + NO3 Mg(NO3)2 2Fe3+ + SO4 Fe2(SO4)3 2. Complete la siguiente tabla: (b) (c) (d) 3+ Fórmula Fe2S3 LiH Pb2O4 = PbO2 HFO (sulfato de aluminio o sulfato alumínico). (fosfato de potasio u ortofosfato de potasio). (nitrato de potasio o nitrato potásico). [sulfato férrico ó sulfato de hierro (III)]. Nomenclatura sistemática Trisulfuro de dihierro Hidruro de litio Sulfuro de hierro (III) Hidruro de litio Nomenclatura tradicional Sulfuro férrico Hidruro lítico Dióxido de plomo Óxido de plomo (IV) Óxido plúmbico Ácido de flúor * Ácido monóxo-fluoruro de hidrógeno Ácido de flúor * Ácido monóxo-fluórico Ácido hipofluoroso Ca(H2PO4)2 Nomenclatura Stock * Dihidrógeno ortofosfato cálcico * * En clase no hemos visto la nomenclatura sistemática ni Stock de compuestos ternarios. Pueden verla en: www.heurema.com/DFQ19.htm. 3. Escriba las ecuaciones químicas que representen (e indique qué tipo de reacciones son: (a) la combustión del carbón que quemamos en una parrillada; (b) la reacción que ocurre en el soplete de soldadura oxiacetilénica; (c) la obtención de yeso de construcción a partir de yeso se mina; (d) la electrólisis del agua; (e) el cracking o craqueo catalítico; (f) la corrosión del hierro. Solución: (a) C(s) + O2(g) → CO2(g); síntesis, redox y combustión. 5 (b) C2H2(g) + O2(g) → 2CO2(g) + H2O(g); redox y combustión. 2 ∆ 1 3 2 2 (c) CaSO4.2H2O(s) → CaSO4. H2O(s) + H2O(g) ↑; descomposición. 1 (d) H2O(l) → H2(g) + O2(g); descomposición y redox. 2 (e) Alcano → alcano más pequeño + alquino: C4H10(g) → C2H6(g) + C2H4(g); descomposición. 3 (f) 2Fe(s) + O2(g) → Fe2O3(s); síntesis y redox. 2 3 [2Fe(s) + O2(aq) + xH2O(l) → Fe2O3.xH2O(s)]. 2 P2 = 1 atm T2 = 28 ºC 4. Una burbuja de aire esférica de 2,0 cm de diámetro que se forma en el fondo del mar, donde la temperatura es de 14 ˚C y la presión es de 3,25 atm, asciende hasta la superficie donde la temperatura es de 28 ˚C. (a) Determine el volumen en cm3 de la burbuja en la superficie. (b) ¿Qué masa de aire contiene la burbuja? 2 Página 131 de 150 SOLUCIÓN DE EJERCICIOS PROPUESTOS ¿V cm3? T1 = 14 ºC φ = 2 cm P1 = 3,25 atm 1 Universidad de Piura Química Básica Química Básica Asuma que el aire tiene un peso fórmula promedio de 29 g/mol. Solución: 4 (a) Cálculo del volumen de la burbuja en el fondo: 2 cm 3 4 4 � = π cm3 = 4,18872 cm3. V1 = πr = π � 3 3 2 3 Aplicando la ecuación de los gases ideales en el fondo: P1V1 = nRT1 (1) y en la superficie: P2V2 = nRT2 (2); dividiendo miembro a miembro: P1 V1 P2 V2 = 3 nRT1 nRT2 = T1 T2 P1 V1 ; por tanto: V2 = P2 * T2 T1 = �3,253 atm x 4,18872 cm3 � 1∞ atm (28+273) K * (14+273) 3 3K = 14,27762 cm3 = 14 cm3 = V2 (b) Para calcular la cantidad de aire contenido en la burbuja aplicamos la ecuación de los gases ideales en el fondo (1) o en la superficie (2); debe dar el mismo resultado. Aplicándola en 1 (fondo): P1V1 = nRT1 = m PF RT1 → m = = 1,7x10-2 g = m P1 V 1 (PF) RT1 = �3,253 atm� ∗ �4,18872 cm3 � ∗ �10-3 �0,082∞ L cm3 � ∗ �292 atm . L �(14+273)3 K mol . K g � mol = 0,016772 g = 5. (a) Deduzca el peso fórmula promedio del aire sabiendo que está constituido por el 21 % de oxígeno y el 79 % de nitrógeno en volumen. (b) Cuánto aire (en kilogramos) entra en el salón de clases en las condiciones ambientales. Suponga que las dimensiones del aula son: l (largo) * a (ancho) * h (altura) = 15,0 m * 7,0 m * 3,5 m. Solución: (a) Aplicando la ecuación de los gases ideales al aire, es decir, considerando al aire como gas ideal: PV = nRT. Asumiendo que las condiciones ambientales de P y T son RT = kn, o bien: V α n. Por tanto, como el volumen es aproximadamente constantes: V = n P proporcional al número de moles, la composición volumétrica (21 % O2 + 79 % N2) coincide con la composición molar. Si tomamos como base de cálculo: n = 1 mol de aire; éste contiene: g 0,21 moles de O2 → mO2 = nO2 x PFO2 = 0,21 moles x 32 = 6,72 g O2 mol g 0,79 moles de N2 → mN2 = nN2 x PFN2 = 0,79 moles x 28 = 22,12 g N2 mol Por tanto, la masa total de 1 mol de aire es: 6,72 g O2 + 22,12 g N2 = 28,84 g; por tanto, el peso fórmula del aire será: 28,84 g/mol. (b) Vaula = l x a x h = 15,03 m x 7,02 m x 3,53 m = 367,52 m3 m PV (PF) Aplicando la ecuación de gases ideales: PV = nRT = RT → m = = L = g 1∞ atm x 367,52 m3 x 103 ∞ 3 x 29∞ mol m 0,082∞ atm . L x (25+273)3 K mol . K PF RT kg *10-3 = 436,13930262 kg = 4,4x102 kg. En el aula de clase entran g unos 440 kg de aire. 6. Balancee por coeficientes indeterminados la reacción de combustión de la gasolina. Asuma que la gasolina es principalmente heptano líquido. Solución: aC7H16(l) + bO2(g) → cCO2(g) + dH2O(g) Balance de C: 7a = c (1) 3 ecuaciones con 4 incógnitas Balance de H: 16a = 2d (2) infinitas soluciones Balance de O: 2b = 2c + d (3) En (1): Asignamos a “a” el valor 1: a =1 → c = 7(1) = 7 = c 16 En (2): d = a = 8a = 8(1) = 8 = d 2 2c + d 2(7) +8 En (3): b = = = 11 = b 2 2 Por tanto la ecuación balanceada será: C7H16(l) + 11O2(g) → 7CO2(g) + 8H2O(g) Página 132 de 150 SOLUCIÓN DE EJERCICIOS PROPUESTOS Universidad de Piura Química Básica Química Básica CAPÍTULO 4 EL LENGUAJE DE LA QUÍMICA 2 1. Con ayuda de la tabla periódica y el concepto de mol complete la siguiente tabla: Peso Peso Número de Elemento atómico Fórmula fórmula átomos y/o [uma] [g/mol] moléculas/mol (a) Calcio 40,08 Ca 40,08 (b) Hidrógeno 1,01 H2 2,02 (c) Aluminio 26,98 Al 26,98 (d) Oxígeno 15,99 O2 31,98 (e) Azufre 32,06 S8 256,48 (f) Cloro 35,45 Cl2 70,90 N átomos de Ca N moléculas de H2 2*N átomos de H N átomos de Al N moléculas de O2 2*N átomos de O N moléculas de S8 8*N átomos de S N moléculas de Cl2 2*N átomos de Cl N = número de Avogadro = 6,02 x 1023. 2. ¿Cuántos moles de sustancia están contenidos en cada una de las siguientes muestras? (a) 16,8 g de NH3; (b) 3,25 kg de bromuro amónico; (c) 5,6 g de PCl5; (d) 126,5 g de Sn. Solución: Usando reglas de 3 (no aconsejable): (a) PFNH3 = PAN + 3*PAH = 14,01 + 3*(1,01) = 17,04 g/mol. Por tanto: 1 mol 1 mol NH3 → 17,04 g x = 16,08 g * = 0,986 moles NH3. 17 04 g x ← 16,08 g (b) PFNH4 Br = 14,01 + 4*(1,01) + 79,90 = 97,95 g/mol. Por tanto: 1 mol Br → 97,95 103 g 1 mol x = 3,25 kg * * = 33,2 moles NH4Br. x ← 3,25 kg kg 97,95 g (c) PFPCl5 = 30,97 + 5*(35,45) = 208,22 g/mol. Por tanto: → 208,22 g 1 mol PCl5 1 mol x = 5,6 g * = 2,7x10-2 moles PCl5. x ← 5,6 g 208,22 g (d) PASn = 118,7 g/mol. Por tanto: 1 mol Sn → 118,7g x ← 126,5 g x = 126,5 g * 1 mol 118,7 g = 1,066 moles Sn. Otra forma (la más adecuada): Pasa por usar directamente las relaciones estequiométricas deducibles del concepto de mol, sin usar reglas de tres: mNH3 16,08 g (a) nNH3 = = g = 0,986 moles NH3. PFNH3 (b) nNH4 Br = (c) nPCl5 = (d) nSn = 17,04 mNH4 Br PFNH4 Br mPCl5 mol 3,25 kg * 10 = = g 97,95 mol 5,6 g g PFPCl5 208,22 mol mSn 125,6 g PFSn = 118,7 3 g mol g kg = 33,2 moles NH4Br. = 2,7x10-2 moles PCl5. = 1,066 moles Sn. 3. Una muestra de metal contiene 2,516x1023 átomos y tiene una masa de 82,29 g ¿Cuántos moles de átomos de metal están presentes en la muestra? ¿Cuál es el metal? Solución: Página 133 de 150 1 mol de metal x → ← 6,02x1023 átomos 2,516x1023 átomos → → PF g 82,29 g SOLUCIÓN DE EJERCICIOS PROPUESTOS Universidad de Piura Química Básica Química Básica x = n˚ de moles del metal = PF = 82,29 g * 6,02x10 * 1 mol = 0,418 moles de metal. 6,02x1023 átomos átomos 23 2,516x10 2,516x1023 átomos 23 átomos = 82,294 g * 1 = 196,8943 g/mol = 197 0,4183 moles g mol = PF Según la tabla periódica (TP) se trata de oro (Au). Otra forma: # átomos = n * N = 4. PF * N PF = m*N # átomos = 82,29 g * 6,02x1023 2,516x1023 = 197 g mol = PFAu ¿Cuál es la masa de 10,0 millones de moléculas de metano, CH4? Solución: x= m 1 mol CH4 10x106 moléculas * 16 g 6,02x1023 moléculas → ← → → 16 g x 6,02x1023 moléculas 10,0x106 moléculas = 2,66x10-16 g CH4. Otra forma: # moléculas = n*N = m PF *N m = PF * # moléculas N = = 16 g *10,0x106 moléculas mol moléculas 6,02x1023 mol = 2,66x10-16 g CH4. 5. ¿Cuántos átomos de C, H y O hay en cada una de las siguientes muestras? (a) 1,24 moles de glucosa, C6H12O6; (b) 3,31x1019 moléculas de glucosa; (c) 0,275 g de glucosa. Solución: PFC6 H12 O6 = 6(12,01) + 12(1,01) + 6(15,99) = 180,12 g. En cada molécula de glucosa hay: 6 átomos C; 12 átomos H y 6 átomos O (hay igual número de átomos de C y O). Por tanto: (a) # át C = # át O = 1,24 moles glucosa * 6,02 x 1023 moléc glucosa 1 mol glucosa * 6 át C 1 moléc glucosa = 7,44 x 6,02 x 1023 át C; o bien, siendo N = n˚ de Avogadro = 6,02x1023 → 7,44 * N át C = 4,48x1024 át C y át O. N moléc glucosa 12 át H # át H = 1,24 moles glucosa * * = 14,68 N át H = 8,96x1024 át H. 1 mol glucosa (b) 1 moléc glucosa # át C = # át O = 3,31x1019 moléculas glucosa * # át H = 3,31x1019 moléculas glucosa * (c) 0,275 g glucosa * 1 mol 180,12 g * 12 át H 6 át C 1 moléc glucosa = 3,97x1020 át H. 1 moléc glucosa 6,02 x 1023 moléc 6 át C 1 mol * = 1,99x1020 át C y át O. 1 moléc = 5,51x1021 át C y át O. # át H = 2 # át C = 2*5,51x1021 = 1,10x1022 át H. 6. Calcule la composición porcentual de cada uno de los siguientes compuestos: (a) nicotina, C10H14N2; (b) codeína, C18H21NO3; (c) vainillina, C8H8O3 Solución: (a) Nicotina, C10H14N2: mC = 10(12,01) = = 120,1 g; mH = 14(1,01) = 14,14 g; mN = = 2(14,01) = 28,02 g; mT = 162,26 g. m 120, 1 % C = C * 100 = * 100 = 74,02 % C. %H= %N= mT mH mT mN mT * 100 = * 100 = 162,26 14,14 162,26 28,02 162,26 mN = 28,02 g 2(14,01) mC = 120,1 g 10(12,01) C10 H14 162 ,26 g N2 mH = 14,14 g 14(1,01) * 100 = 8,71 % H. * 100 = 17,27 % N. Comprobación: ∑% = 100 % (b) Codeína, C18H21NO3: mT = 18(12) + 21(1) + 1(14) + 3(16) = 299. m 18(12) 216 m 21 % C = C * 100 = * 100 = x 100 = 72,24 % C. % H = H * 100 = * 100 = 7,02 % H. %N= mT mN mT * 100 = 299 14 299 299 * 100 = 4,68 % N. %O= mT mO mT * 100 = 299 48 299 * 100 = 16,05 % O. Verificación: ∑% = 99,95 % ≈ 100 % (c) Vainillina, C8H8O3: PF = 8(12) + 8(1) + 3(16) = 96 + 8 + 48 = 152 g/mol 96 8 %C= * 100 = 63,2 % C. %H= * 100 = 5,26 % H. 152 Página 134 de 150 152 SOLUCIÓN DE EJERCICIOS PROPUESTOS Universidad de Piura Química Básica Química Básica 48 %O= * 100 = 31,6 % O. 152 Verificación: ∑% = 100,06 % ≈ 100 % 7. El cobre se obtiene de menas que contienen los siguientes minerales: azurita, Cu3(CO3)2(OH)2; calcocita, Cu2S; calcopirita, CuFeS2; covelita, CuS; cuprita, Cu2O, y malaquita, Cu2CO3(OH)2. ¿Qué mineral tiene el mayor contenido de cobre sobre la base del porcentaje en masa? Solución: Calculamos el % Cu en cada especie: Azurita: Cu3C2O8H2 → PF = 3(63,5) + 2(12) + 8(16) + 2(1) = 190,5 + 24 + 128 + 2 = 344,5 g/mol. mCu 190,5 % Cu = x 100 = x 100 = 55,3 % Cu. 344,5 PFAzurita Podemos escribir una tabla con los resultados: Mineral Fórmula PF (g/mol) mCu (g/mol) % Cu Azurita Calcocita Calcopirita Covelita Cu3(CO3)2(OH)2 Cu2S CuFeS2 CuS 344,5 127,5 183,3 95,5 190,5 63,5 63,5 63,5 55,3 49,8 34,7 66,5 Cuprita Cu2O 143,0 127,0 88,8 Malaquita Cu2CO3(OH)2 160,5 63,5 39,6 Calcocita: % Cu = 63,5 * 100 = 49,8 %. 63,5+2(32) 63,5 Calcopirita: % Cu = Covelita: % Cu = Cuprita: % Cu = 63,5+55,8+2(32) 63,5 63,5+32 2(63,5) * 100 = 66,5 %. 2(63,5)+16 Malaquita: % Cu = * 100 = 34,69 %. * 100 = 88,8 %. 63,5 63,5 + 12+5(16) + 5(1) * 100 = 39,6 %. La cuprita tiene el mayor contenido de Cu: 88,8 %. 8. La hormona epinefrina se libera en el cuerpo humano durante el estrés y aumenta la relación metabólica del cuerpo. Como muchos compuestos bioquímicos, la epinefrina está compuesta por C, H, O y N. Su composición porcentual es: 46,85 % C; 5,71 % H; 43,24 % O y 4,20 % N. ¿Cuál es la fórmula empírica de la epinefrina? Si el peso fórmula de la epinefrina es 333 g/mol ¿Cuál es su fórmula de unidad fórmula? Solución: Base de cálculo: 100 g de epinefrina: m 49,85 g 46,85 g C → nC = C = = 3,904 moles C 5,71 g H → nH = = = 5,710 moles H 1 g/mol PAH mO 43,24 g 43,24 g O → nO = 4,20 g N → nN = 12 g/mol 5,71 g PAC mH = PAO 4,20 g 14 g/mol 16 g/mol = 2,703 moles O = 0,300 moles N Por tanto la fórmula empírica sería: C3,904 H5,710 O2,703 N0,300 = C13,01H19,03O9,01N1 ≈ C13H19O9N = FE. 0,300 Para encontrar la FUF calculamos n = PFUF PFFE 0,300 0,300 = [13(12) como FUF = FE * n → FUF = FE = C13H19O9N. 0,300 333 g/mol + 19(1) +9(16)+14] g/mol = 333 g/mol 333 g/mol = 1 = n. Por tanto; 9. Una muestra de 1,000 g de alcohol se quemó en oxígeno para producir 1,913 g de CO2 y 1,174 g de agua. El alcohol contenía sólo C, H y O. ¿Cuál es la fórmula más simple del alcohol? Solución: Usando los factores gravimétricos: PAC 12 mC = mCO2 * fG,CO2 → C = mCO2 * = 1,913 g * = 0,5217 g C. mH = mH2 O * fG,H2 O → H = mH2 O * Página 135 de 150 PFCO 2 2PAH PFH O 2 = 1,174 g * 44 2(1) 18 = 0,1304 g H. SOLUCIÓN DE EJERCICIOS PROPUESTOS Universidad de Piura Química Básica Química Básica Por tanto, como la muestra quemada es de 1,000 g de alcohol: (mM = 1,000 g) m 0,5217 % C = C x 100 = x 100 = 52,17 %. %H= mM 0,1304 1,000 1,000 x 100 = 13,04 %. y % O = 100 % - % C - % H = 100 % - 52,17 % - 13,04 % = 34,79 %. Para determinar la FE a partir de la composición porcentual, tomamos una base de cálculo de 100 g de alcohol: 52,17 g mC = 52,17 g → nC = = 4,35 moles 12 g/mol FE = C4,35 H13,04 O2,17 = C2,00H6,01O1 13,04 g 2,17 2,17 2,17 mH = 13,04 g → nH = = 13,04 moles 1 g/mol ≈ C H O = FE. 2 6 34,79 g mO = 34,79 g → nO = = 2,17 moles 16 g/mol 10. El betabloqueante timolol se espera que reduzca la necesidad quirúrgica de baipás en el corazón. Su composición en masa es 49,4 % C; 7,64 % H; 17,7 % N; 15,2 % O y 10,1 % S. La masa de 0,0100 moles de timolol es 4,32 g. (a) ¿Cuál es la fórmula más simple del timolol? (b) ¿Cuál es la fórmula de unidad fórmula del timolol? Solución: En 100 g (base de cálculo) de timolol hay: 49,4 49,4 g C → nC = = 4,113 moles C 7,64 g H → nH = 17,7 g N → nN = 15,2 g O → nO = 10,1 g S → nS = 12,01 7,64 1,01 17,7 = 7,564 moles H FE = C4,113 H7,564 N1,255 O0,951 S0,315 = = 1,255 moles N = C13,06 H24,01 N3,98 O3,02 S ≈ ≈ C13H24N4O3S = FE 14,01 15,2 15,99 10,1 32,06 0,315 = 0,951 moles O 0,315 n= n= 0,315 m PF = 3,16 g 0,0100 moles = 316 g mol . Por tanto: . Como PFFE = 13 * 12,01 + 24 * 1,01 + 4 * 14,01 + 3 * 16,00 + 1 * 32,06 = 316,47 g/mol PFFE 316,47 316 0,315 = 0,315 moles S Como 0,0100 moles pesan 3,16 g, el peso fórmula es: PFUF = PFUF 0,315 ≈ 1 y FUF = FE = C13H24N4O3S. 11. Cuando un mol de sulfato de cobre pentahidratado, CuSO4·5H2O, se calienta a 110 ˚C pierde cuatro moles de agua para formar CuSO4·H2O. Cuando se calienta a temperaturas superiores a 150 ˚C se pierde el otro mol de agua. (a) ¿Cuántos gramos de CuSO4·H2O se obtendrían calentando 556 g de CuSO4·5H2O a 110 ˚C? (b) ¿Cuántos gramos de CuSO4 anhidro podrían obtenerse calentando 556 g de CuSO4·5H2O a 180 ˚C? ∆ → 110 °C CuSO4·5H2O(s) 249,62 g Solución: CuSO4·H2O(s) 177,58 g ∆ + 4H2O(g) ↑ → CuSO4 + 5H2O(g) ↑ CuSO4·5H2O(s) 150 °C 249,62 g 159,57 g 177,58 g CuSO4 ∙H2 O 177,58 (a) mCuSO4 ∙H2 O = mCuSO4 ∙5H2 O * = 556 g * = 396 g. (b) mCuSO4 = mCuSO4 ∙5H2 O * 249,62 g CuSO4 ∙5H2 O 159,57 159,57 = 556 * 249,62 159,57 O bien: mCuSO4 = mCuSO4 ∙5H2 O * 177,58 249,62 = 396 * 249,62 = 355 g. 159,57 177,58 = 356 g. 12. (a) ¿Qué peso de MgCO3 está contenido en 671 lb de una mena que tiene 27,7 % en peso de carbonato de magnesio? (b) ¿Qué peso de impurezas está contenido en la muestra? (c) ¿Qué peso de magnesio está contenido en la muestra? Suponga que no hay Mg en las impurezas. Solución: (a) Página 136 de 150 mMgCO3 = mmena * 27,7 100 = 671 lb * 27,7 100 = 186 lb. SOLUCIÓN DE EJERCICIOS PROPUESTOS Universidad de Piura Química Básica Química Básica 72,3 72,3 (b) mimpurezas = mmena * = 671 lb * = 485 lb. 100 100 O bien: mimpurezas. = mmena - mMgCO3 = 671 - 186 = 485 lb. (c) mMg = mMgCO3 ∙ fG, MgCO3 → Mg = 186 lb * Mena 671 lb 24,31 27,7% MgCO3 = 53,6 lb. 24,31+12,01+3(15,99) 72,3% Impurezas 13. (a) Una muestra contiene 50 % en masa de NaCl y 50 % de KCl. ¿Cuál es el porcentaje en masa de cloro en esta muestra? (b) Una segunda muestra de NaCl y KCl contiene 50 % en masa de Cl. ¿Cuál es el porcentaje en masa de NaCl en la muestra? Solución: (a) BC = 100 g mezcla → 50 g NaCl + 50 g KCl; por tanto: 35,45 35,45 mCl = mNaCl ∙ fG, NaCl → Cl + mKCl ∙ fG, KCl → Cl = 50 g * + 50 g * = 30,33 + 23,76 = 54 g mCl. 58,44 74,55 Como se ha tomado 100 g de mezcla como base de cálculo, la mCl es el % Cl: 54 % = % Cl (b) BC = 100 g mezcla → x g NaCl + (100 - x) g KCl y como % Cl = 50: 35,45 35,45 2,4 x* + (100 - x) * = 50. Resolviendo obtenemos: x = = 18,3 ≈ 18 % = % NaCl, ya que 58,44 74,55 0,131 al tomar como base de cálculo 100 g de mezcla, x representa la masa de NaCl y, por tanto, el % de NaCl. 14. Durante la actividad volcánica, el S8 se convierte en S, que luego se convierte en H2S. A su vez el H2S reacciona con el Fe, formando FeS2. En agua que contenga O2, el FeS2 reacciona para formar ácido de mina, H2SO4. Hallar la máxima masa, en gramos, de H2SO4 que puede formarse a partir de 0,717 moles de S8. Solución: El problema se reduce a encontrar el H2SO4 que contiene 0,717 moles de S8: mH2 SO4 = mS ∙ fG, S → H2 SO4 * 8 * (32) * 2(1,01) + 32,06 + 4(15,99) 32,06 = �nS8 * PFS8 � * = 183,22 * 98,04 32 06 PFH SO 2 4 PAS = 0,717 moles S8 * = 561 g H2 SO4 . 15. Calcule el volumen de 1 mol de mercurio, un metal líquido. Obtenga la densidad del Hg de un texto o manual. Solución: = 259 g 13,6 g mL mHg = nHg + PAHg = (1 mol) * �259 g mol = 14,7 mL = VHg. � = 259 g; y como ρHg = 13,6 g mL = m V V= m ρ = 16. Balancee las siguientes ecuaciones: (a) Ba(OH)2 + P4O10 Ba3(PO4)2 + H2O; (b) (NH4)2 Cr2O7 N2 + H2O + Cr2O3; (c) CrCl3 + NH3 + H2O Cr(OH)3 + NH4Cl (d) PbO + NH3 Pb + N2 + H2O Solución: Por simple inspección o tanteo: (a) 6Ba(OH)2 + P4O10 2Ba3(PO4)2 + 6H2O; (b) (NH4)2 Cr2O7 N2 + 4H2O + Cr2O3; (c) CrCl3 + 3NH3 + 3H2O Cr(OH)3 + 3NH4Cl (d) 3PbO + 2NH3 3Pb + N2 + 3H2O 17. (a) La cal (CaO) se disuelve en el ácido muriático (HCl del 25 % de pureza aproximadamente) para formar cloruro cálcico (CaCl2) y agua. Escriba la ecuación balanceada. (b) ¿Cuántos moles de HCl se necesitarán para disolver 8,8 moles de CaO? (c) ¿Cuántos moles de agua se formarán en el apartado (b)? Solución: Página 137 de 150 (a) CaO(s) 1 mol + 2HCl(aq 2 moles → CaCl2(s) 1 mol + H2O(l) 1 mol SOLUCIÓN DE EJERCICIOS PROPUESTOS Universidad de Piura Química Básica Química Básica (b) nHCl = 2 * nCaO = 2 * (8,8) = 18 moles HCl. (c) nH2 O = nCaO = 8,8 moles H2O. 18. (a) Los materiales de construcción de aluminio tienen una cubierta protectora transparente y dura de óxido de aluminio, Al2O3, formada por reacción con oxígeno del aire. El ácido sulfúrico, H2SO4, de la lluvia ácida disuelve esta cubierta y forma sulfato de aluminio, Al2(SO4)3 y agua. Escriba la ecuación balanceada. (b) ¿Cuántos moles de H2SO4 se necesitan para reaccionar con 4,0 moles de Al2O3? (c) ¿Cuántos moles de Al2(SO4)3 se formaron en el apartado (b)? Al2O3(s) + 2H2SO4(aq) → Al2(SO4)3 + 3H2O(l) 1 mol 3 moles 1 mol 3 moles (b) De las relaciones estequiométricas molares: nH2 SO4 = 3 * nAl2 O3 = 3 * (4,0) = 12 moles H2 SO4 . (c) Igualmente: nAl2 (SO4 )3 = nAl2 O3 = 4,0 moles Al2 (SO4 )3 . Solución: (a) 19. El "superfosfato", un fertilizante soluble en agua, es una mezcla 1:2 en moles de Ca(H2PO4)2 y CaSO4. Se forma por la reacción: Ca3(PO4)2 + 2H2SO4 Ca(H2PO4)2 + 2CaSO4. Tratamos 450 g de Ca3(PO4)2 con 300 g de H2SO4. ¿Cuántos gramos de superfosfato podrán formarse? Solución: Ca3(PO4)2 1mol 310,10 g + 2H2SO4 2 moles 196,08 g → Ca(H2PO4)2 1 mol 233,98 g + 2CaSO4 2 moles 272,20 g Superfosfato = 506,18 g 450 g 300 g → x Suponemos que el reactivo limitante (RL) es el Ca3(PO4)2; por tanto, necesito: 196,08 mH2 SO4 = 450 * = 284,5 g H2 SO4 < 300 g (tengo) → alcanza (suposición correcta): Ca3(PO4)2 310,10 es el RL, por tanto, msuperfosfato = 450 g * 506,18 310,10 = 735 g. 20. Una mezcla de reacción contiene 55,0 g de PCl3 y 35,0 g de PbF2. (a) ¿Qué masa de PbCl2 puede obtenerse según la siguiente reacción: 3PbF2 + 2PCl3 2PF3 + 3PbCl2? (b) ¿Qué reactivo y cuánto quedará sin cambio? 3PbF2 + 2PCl3 → 2PF3 + 3PbCl2 3 moles 2 moles 2 moles 3 moles 735,6 274,6 175,9 834,3 35, g 55,0 g → x 274,6 (a) Suposición: PbF2 es el RL → mPCl3 = 35,0 * = 13,1 g PCl3 (necesito): Solución: 735,6 13,1 g (necesito) < 55,0 g (tengo) → suposición correcta: PbF2 es el RL. 834,3 Por tanto: mPbCl2 = 35,0 g * = 39,7 g PbCl2 735,6 (b) Reactivo excedente: PCl3; queda: 55,0 g – 13,1 g = 41,9 g PCl3. 21. ¿Cuánto Na2SO4 del 74,1 % de pureza podría producirse a partir de 245 g de NaCl del 93,9 % de pureza? La reacción es: 2NaCl + H2SO4 Na2SO4 + 2HCl. 2NaCl + H2SO4 → 2 moles 1 mol 116,88 g 98,04 g 245 g (93,9 %) → 93,9 93,9 m'NaCl = mNaCl * = 245 * = 230,06 g NaCl. Solución: 100 m'Na2 SO4 = m'NaCl ∗ mNa SO 2 4 % pureza = 279,50 g 74,1 100 Página 138 de 150 Na2SO4 1 mol 142,00 g x (74,1 %) + 2HCl 2 moles 72,92 g 100 142,00 116,88 = 230,1 * 142,00 116,88 = 279,50 g Na2 SO4 . Considerando la pureza: m'Na2 SO4 = = 377,2 g ⇒ mNa2 SO4 = 377,2 g. SOLUCIÓN DE EJERCICIOS PROPUESTOS Universidad de Piura Química Básica Química Básica 22. El carburo cálcico se hace en un horno eléctrico por la reacción: CaO + 3C CaC2 + CO. El producto bruto es habitualmente 85 % de CaC2 y 15 % de CaO sin reaccionar. (a) ¿De cuánto CaO deberíamos partir para producir 450 kg de producto bruto? (b) ¿Cuánto CaC2 contendrá este producto bruto? → CaO(s) + 3C(s) CaC2(s) + CO(g) ↑ ← 1 mol 3 moles 1 mol 1 mol 56 g + 36 g = 64 g + 28 g 85 15 = 382,5 kg CaC2 (respuesta de (b)) y 450 * = 67,5 kg 450 kg de producto bruto tiene: 450 * 100 100 CaO. 56 (a) mCaO = mCaO necesario para producir CaC2 + mCaO sin reaccionar = 382,5 kg * + 67,5 = 64 = 402 kg CaO. Solución: 23. La principal mena de zinc es el sulfuro, ZnS. La mena se concentra por flotación y luego se calienta en aire, que convierte el ZnS en ZnO: 2ZnS + 3O2 2ZnO + 2SO2. El ZnO se trata entonces con H2SO4 diluido: ZnO + H2SO4 ZnSO4 + H2O, para producir una solución acuosa que contiene el Zn como ZnSO4. Se pasa una corriente eléctrica a través de la solución para producir el metal: 2ZnSO4 + 2H2O 2Zn + 2H2SO4 + O2. ¿Qué masa de Zn se obtendrá de una mena que contiene 225 kg de ZnS? Suponga que el proceso de flotación es eficaz en un 90,6 %, la etapa de la electrólisis en un 98,2 % y las otras etapas en un 100 %. Solución: Atendiendo al esquema adjunto del proceso: 162,74 En tostación: mZnO = 203,85 kg * = 170,16 kg ZnO 194,96 161,44 En acidificación: mZnO4 = 170,16 kg * En electrólisis: mZn = 337,60 kg * 225 kg ZnS2 90,6% ZnS + ganga 98,2% α ELECTRÓLISIS 322,88 * 100 = 134 kg Zn 100% ZnS2(c) FLOTACIÓN = 337,60 kg ZnO4 81,37 130,76 98,2 TOSTACIÓN 203,85 kg 100% ZnO 170,16 kg 2ZnS + 3O2 2ZnO + 2SO2 194,96 g 162,74 g ZnSO4 ACIDIFICACIÓN ZnO + H2SO4 Zn 81,37 g α 337,60 kg ZnSO4 + H2O 161,44 g 134 kg 2ZnSO4 + 2H2O 2Zn + 2H2SO4 + O2 322,88 g 130,76 g 24. Se hacen reaccionar 119 g de una muestra impura de Cu con exceso de HNO3 y se obtienen 28,8 g de H2O con un rendimiento del 80,0 % según la reacción: 3Cu(s) + 8HNO3(aq) 2NO(g)↑ + + 3Cu(NO3)2(aq) + 4H2O(l). Calcule (a) la pureza de la muestra de Cu utilizada y (b) el volumen que ocuparía el NO formado en condiciones ambientales. 80,0 % 3Cu(s) + 8HNO3(aq) �⎯⎯⎯� 2NO(g)↑ + 3Cu(NO3)2(aq) + 4H2O(l) 3 moles 8 moles 2 moles 3 moles 4 moles 190,64 g 504,10 g 60,01 g 562,67 g 72,06 g 119 g (¿pureza?) ¿VCA? 28,8 g 190,64 1 190,64 1 (a) La masa de Cu puro será: mCu puro = mH2O * * % Rendimiento = 28,8 g * ∗ * 80 = 95,2 g Cu Solución: 72,06 puro % pureza = mCu puro mCu impuro *100 = 95,2 g 119 g 72,06 100 100 * 100 = 80,0 % = % pureza. (b) Los moles de NO producido provienen del Cu puro: nCu puro = mCu puro PACu = 95,2 g 63,55 g mol = 1,50 moles Cu puro. De las relaciones estequiométricas: Página 139 de 150 SOLUCIÓN DE EJERCICIOS PROPUESTOS Universidad de Piura Química Básica Química Básica 2 % Rendimiento 3 100 nNO = nCu puro * * 2 80,0 3 100 = 1,50 * * = 0,800 moles NO. n Aplicando la ecuación de los gases ideales: PV = nRT VNO = NO VNO = atm·L 0,8 moles * 0,082 * 298 K mol·K 1 atm RT P ; reemplazando los datos: = 19,5 L = VNO. 25. La glucosa de la uva (C6H12O6) fermenta por la acción de una levadura y se transforma en alcohol (etanol, C2H6O) y en dióxido de carbono, transformando el mosto en vino. (a) Escriba la ecuación que representa este proceso. (b) Si la reacción que se produce tiene un rendimiento del 95 %, ¿cuál es la masa de alcohol que se obtiene a partir de 1,5 L de mosto que contiene un equivalente a 200 g/L de glucosa? (c) Calcule la masa de CO2 que se produce y el volumen que ocupa en condiciones ambientales. levadura; 95 % C6H12O6 �⎯⎯⎯⎯⎯⎯⎯⎯⎯� 2C2H6O(l) 1 mol 1 mol 180,16 g 92,14 g g glucosa (b) Se parte de 1,5 L de mosto * 200 = 300 g de glucosa. Solución: (a) 92,14 Por tanto: mEtanol = mglucosa * (c) mCO2 = mglucosa * 88,02 180,16 L de mosto % Rendimiento * 180,16 100 % Rendimiento * = 300 g * = 300 g * 100 los gases ideales: PV = nRT VCO2 = nCO RT 2 P = 88,02 180,16 mCO 2 RT PFCO 2 P * 92,14 180,16 95 100 = * 95 100 2CO2(g) ↑ 1 mol 88,02 g + = 145 g etanol. = 139 g CO2. Aplicando la ecuación de 139 g atm·L g * 0,082 mol·K * 298 K mol 44,01 1 atm = 77,3 L de CO2. 26. El bicarbonato de sodio se descompone mediante el calor produciendo carbonato de sodio (sólido), dióxido de carbono (gas) y agua (gas). (a) Escriba la ecuación que representa el proceso. Esta es una reacción de producción industrial de carbonato de sodio. Una factoría procesa 25 TM diarias de un material que contiene el 74,8 % de pureza en bicarbonato de sodio: (b) ¿qué masa de carbonato de sodio se obtiene en un mes de operación?; (c) ¿qué volumen de gases en CNTP se desprende?; (d) ¿qué masa de residuos deja diariamente la operación? (e) El carbonato de sodio formado se emplea para preparar una disolución de densidad 1,35 g/cm3 y 74,50 % en peso. ¿Qué volumen de solución se puede producir diariamente? Solución: ∆ 2NaHCO3(s) → 2 moles 168,01 g TM 25 (74,8 %) (a) Na2CO3(s) 1 mol 105,99 g ¿mNa2CO3? día TM NaHCO3 (b) mNa2CO3 = 25 día * 74,8 100 * 1 mes * 30 días mes * 105,99 168,01 + CO2(g) ↑ + 1 mol 44,01 g H2O(g) 1 mol 18,02 g = 354 TM Na2CO3. (c) De las relaciones estequiométricas se deduce que se forman dos moles de gases (1 mol de CO2 y 1 mol de H2) por cada mol de Na2CO3 producido; por tanto: ngases = 2 * nNa2CO3 = 2 * mNa CO 2 3 PFNa CO 2 =2* 3 354 TM * 106 g 105,99 mol g TM = 6,68x106 moles de gases; y, considerando que los gases desprendidos son ideales: ngases RT 6,68x106 moles * 0,082 atm·L * 273 K mol·K Vgases = = = 1,50x108 L ó 1,50x105 m3 de gases. 1 atm P (d) Los residuos producidos provienen de las impurezas del bicarbonato de sodio mresiduos = TM NaHCO3 (100 - 74,8) TM * * 1 día = 6,3 de residuos. = 25 día día 100 (e) La masa de solución obtenida en un día será: msolución = = 15,8 TM de solución; por tanto: Vsolución = msolución ρsolución Página 140 de 150 = 15,8 TM* 106 g 1,35 mL g TM * 10-6 m3 mL mNa CO 2 3 % pureza � � 100 solución = 25 TM * 74,8 105,99 * 100 168,01 74,50 100 = = 11,7 m3 de solución diariamente. SOLUCIÓN DE EJERCICIOS PROPUESTOS Universidad de Piura Química Básica Química Básica Capítulo 5. SOLUCIONES SOLUCIÓN A PROBLEMAS PROPUESTOS EN SEPARATA 1. Clasifique cada sustancia como un electrolito o como un no electrolito: NH4Cl, HI, C6H6, Zn(CH3COO)2, Cu(NO3)2, CH3COOH, C12H22O11 (azúcar), LiOH, KHCO3, CCl4, La2(SO4)3, I2. Solución: Electrolitos NH4Cl HI Zn(CH3COO)2 Cu(NO3)2 Electrolitos CH3COOH LiOH KHCO3 La2(SO4)3 No electrolitos C6H6 C12H22O11 CCl4 I2 2. Clasifique cada sustancia como electrolito fuerte o débil y luego identifique los ácidos fuertes, las bases fuertes, los ácidos débiles y las bases débiles: NaCl, MgSO4, HCl, H2C2O4, Ba(NO3)2, H3PO4, RbOH, HNO3, HI, Ba(OH)2, LiOH, C2H5COOH, NH3, KOH, Mg(CH3COO)2, HCN, HClO4. Solución: Sustancia NaCl MgSO4 HCl H2C2O4 Ba(NO3)2 H3PO4 RbOH HNO3 HI Ba(OH)2 LiOH C2H5COOH NH3 KOH Mg(CH3COO)2 HCN HClO4 Nombre Cloruro de sodio Sulfato de magnesio Cloruro de hidrógeno o ácido clorhídrico Ácido oxálico Nitrato de bario Ácido (orto) fosfórico Hidróxido de rubidio Ácido nítrico Yoduro de hidrógeno o ácido yodhídrico Hidróxido de bario Hidróxido de litio Ácido propanoico Amoniaco Hidróxido de potasio Acetato de magnesio Cianuro de hidrógeno o ácido cianhídrico Ácido perclórico ELECTROLITO S N x x x ÁCIDO F D x x x x x x x x x x x x x x x x x x x x x x x x x BASE F D x x 3. Escriba las ecuaciones ajustadas (i) global, (ii) iónica y (iii) iónica neta. Refiérase a las reglas de solubilidad cuando sea necesario: (a) Nuestros huesos son principalmente fosfato cálcico. El cloruro cálcico reacciona con fosfato potásico para formar fosfato cálcico y cloruro potásico. (b) Los compuestos de mercurio son muy venenosos. El nitrato de mercurio (II) reacciona con sulfuro sódico para formar sulfuro de mercurio (II), que es muy insoluble, y nitrato sódico. (c) Los iones cromo (III) son muy venenosos. Pueden separarse de la disolución precipitando el hidróxido de cromo, muy insoluble. El cloruro de cromo (III) reacciona con hidróxido de calcio para formar hidróxido de cromo (III) y cloruro cálcico. Solución: (ai) 3CaCl2(aq) + 2K3PO4(aq) → Ca3(PO4)2(s) ↓ + 6KCl(aq). Precipita fosfato cálcico (insoluble). 3(aii) 6Ca2+(aq) + 6Cl-(aq) + 6K+(aq) + 2PO4 (aq) → Ca3(PO4)2(s) ↓ + 6K+(aq) + 6Cl-(aq) 3(aiii) 3Ca2+(aq) + 2PO4 (aq) → Ca3(PO4)2(s) ↓ Página 141 de 150 SOLUCIÓN DE EJERCICIOS PROPUESTOS Universidad de Piura (bi) (bii) (biii) (ci) (cii) (ciii) Química Básica Química Básica Hg(NO3)2(aq) + Na2S(aq) → HgS(s) ↓ + 2NaNO3(aq) Hg2+(aq) + 2NO3 (aq) + 2Na+(aq) + S2-(aq) → HgS(s) ↓ + 2Na+(aq) + 2NO3 (aq) Hg2+(aq) + S2-(aq) → HgS(s) ↓ 2CrCl3(aq) + 3Ca(OH)2(aq) → 2Cr(OH)3(s) ↓ + 3CaCl2(aq) 2Cr3+(aq) + 6Cl-(aq) + 3Ca2+(aq) + 6OH-(aq) → 2Cr(OH)3(s)↓ + 3Ca2+(aq) + 6Cl-(aq) 2Cr3+(aq) + 6OH-(aq) → 2Cr(OH)3(s) ↓ 4. Escriba las ecuaciones ajustadas (i) global, (ii) iónica y (iii) iónica neta para las reacciones que ocurren cuando se mezclan disoluciones acuosas de los compuestos. (a) Cu(NO3)2 + H2S ?; (b) CuSO4 + H2S ?; (c) Bi2(SO4)3 + (NH4)2S ? Solución: (ai) Cu(NO3)2(aq) + H2S(aq) → CuS(s) ↓ (aii) Cu2+(aq) + 2NO3 (aq) + H2S(aq) → CuS(s) ↓ + 2H+(aq) + 2NO3 (aq) (aiii) Cu2+(aq) + H2S(aq) → CuS(s) ↓ + 2H+(aq) (bi) CuSO4(aq) + H2S(aq) → CuS(s) ↓ + H2SO4(aq) 22(bii) Cu2+(aq) + SO4 (aq) + H2S(aq) → CuS(s) ↓ + 2H+(aq) + SO4 (aq) (biii) Cu2+(aq) + H2S(aq) → CuS(s) ↓ + 2H+(aq) (ci) Bi2(SO4)3(aq) + 3(NH4)2S(aq) → Bi2S3(s) ↓ + 3(NH4)2SO4(aq) 22(cii) 2Bi3+(aq) + 3SO4 (aq) + 6NH+4 (aq) + 3S2-(aq) → Bi2S3(s) ↓ + 6NH+4 (aq) + 3SO4 (aq) (ciii) 2Bi3+(aq) + 3S2-(aq) → Bi2S3(s) ↓ 5. En cada uno de los siguientes apartados, ambos compuestos son solubles en agua. Prediga si se formará un precipitado cuando se mezclen disoluciones de los dos y, si es así, identifique el compuesto que precipita. (a) NH4Br, Hg2(NO3)2; (b) KOH, Na2S; (c) Cs2SO4, MgCl2. Solución: (a) 2NH4Br(aq) + Hg2(NO3)2(aq) → Hg2Br2(s) ↓ + 2NH4NO3(aq). Sí precipita bromuro de mercurio (I) o bromuro mercúrico: Hg2Br2. (b) 2KOH(aq) + Na2S(aq) → K2S(aq) + 2NaOH(aq). No precipita. Ambos productos son solubles. (c) Cs2SO4(aq) + MgCl2(aq) → 2CsCl(aq) + MgSO4(aq). No precipita. Ambos productos son solubles. 6. Escriba las ecuaciones ajustadas (i) global, (ii) iónica y (iii) iónica neta para las reacciones que ocurren entre el ácido y la base. Suponer que todas las ecuaciones ocurren en agua o en contacto con agua. (a) ácido acético + hidróxido sódico; (b) ácido sulfuroso + hidróxido sódico; (c) ácido fluorhídrico + hidróxido de litio; (d) hidróxido sódico + ácido sulfúrico; (e) hidróxido cálcico + ácido fosfórico; (f) hidróxido de cobre (II) + ácido nítrico. Solución: (ai) HAc(aq) + NaOH(aq) → NaAc(aq) + H2O(l) (aii) HAc(aq) + Na+(aq) +OH-(aq) → Na+(aq) + Ac-(aq) + H2O(l) (aiii) HAc(aq) + OH-(aq) → Ac-(aq) + H2O(l) (bi) H2SO3(aq) + 2NaOH(aq) → Na2SO3(aq) + 2H2O(l) 2(bii) H2SO3(aq) + 2Na+(aq) + 2OH-(aq) → 2Na+(aq) + SO3 (aq) + 2H2O(l) 2(biii) H2SO3(aq) + 2OH-(aq) → SO3 (aq) + 2H2O(l) (ci) HF(aq) + LiOH(aq) → LiF(aq) + H2O(l) (cii) HF(aq) + Li+(aq) + OH-(aq) → Li+(aq) + F-(aq) + H2O(l) (ciii) HF(aq) + OH-(aq) → F-(aq) + H2O(l) (di) 2NaOH(aq) + H2SO4(aq) → Na2SO4(aq) + 2H2O(l) 22(dii) 2Na+(aq) + 2OH-(aq) + 2H+(aq) + SO4 (aq) → 2Na+(aq) + SO4 (aq) + 2H2O(l) + + (diii) 2H (aq) + 2OH (aq) → 2H2O(l); o bien: H (aq) + OH (aq) → H2O(l) (ei) 3Ca(OH)2(aq) + 2H3PO4(aq) → Ca3(PO4)2(s) ↓ + 6H2O(l) (eii) 3Ca2+(aq) + 6OH-(aq) + 2H3PO4(aq) → Ca3(PO4)2(s) ↓ + 6H2O(l) (eiii) Igual que ecuación iónica (no hay iones espectadores) (fi) Cu(OH)2(s) + HNO3(aq) → Cu(NO3)2(aq) + H2O(l) (fii) Cu(OH)2(s) + H+(aq) + NO3 (aq) → Cu2+(aq) + 2NO3 (aq) + H2O(l) + 2+ (fiii) Cu(OH)2(s) + H (aq) → Cu (aq) + H2O(l) Página 142 de 150 SOLUCIÓN DE EJERCICIOS PROPUESTOS Universidad de Piura Química Básica Química Básica 7. Escriba las ecuaciones ajustadas (i) global, (ii) iónica y (iii) iónica neta para las reacciones de un ácido y una base que producirán las sales indicadas. (a) carbonato sódico; (b) carbonato de bario; (c) nitrato de níquel (II); (d) sulfuro sódico; (e) fosfato de aluminio; (f) arseniato de plomo (II). Solución: (ai) 2NaOH(aq) + H2CO3(aq) → Na2CO3(aq) + H2O(l) 2(aii) 2Na+(aq) + 2OH-(aq) + H2CO3(aq) → 2Na+(aq) + CO3 (aq) + 2H2O(l) 2(aiii) 2OH-(aq) + H2CO3(aq) → CO3 (aq) + H2O(l). *El H2CO3 es inestable. Descompone en CO2 y H2O. Por tanto la ecuación inicial neta queda: 22OH-(aq) + CO2(g) ↑ + H2O(l) → CO3 + H2O(l) 22OH-(aq) + CO2(g) ↑ → CO3 (bi) Ba(OH)2(aq) + H2CO3(aq) → BaCo3(s) ↓ + 2H2O(l) (bii) Ba2+(aq) + 2OH-(aq) + H2CO3(aq) → BaCo3(s) ↓ + 2H2O(l) (biii) EIN = EI (no hay iones espectadores) *Ver nota en (aiii) La ecuación iónica neta queda: Ba2+(aq) + 2OH-(aq) + CO2(g) ↑ + H2O(l) → BaCO3(s) ↓ + 2H2O(l) Ba2+(aq) + 2OH-(aq) + CO2(g) ↑ → BaCO3(s) ↓ + 2H2O(l) (ci) Ni(OH)2(s) + 2HNO3(aq) → Ni(NO3)2(aq) + 2H2O(l) (cii) Ni(OH)2(s) + 2H+(aq) + 2NO3 (aq) → Ni2+(aq) + 2NO3 (aq) + 2H2O(l) (ciii) Ni(OH)2(s) + 2H+(aq) → Ni2+(aq) + 2H2O(l) (di) 2NaOH(aq) + H2S(aq) → Na2S(aq) + 2H2O(l) (dii) 2Na+(aq) + 2OH-(aq) + H2S(aq) → 2Na+(aq) + S2-(aq) + 2H2O(l) (diii) H2S(aq) + 2OH-(aq) → S2-(aq) + 2H2O(l) (ei) Al(OH)3(s) + H3PO4(aq) → AlPO4(s) ↓ + 3H2O(l) Solo hay sólidos y electrolitos débiles; por tanto, no hay EI ni EIN. (fi) 3Pb(OH)2(s) + 2H3AsO4(aq) → Pb3(AsO4)2(aq) + 6H2O(l) 3(fii) 3Pb(OH)2(s) + 2H3AsO4(aq) → 3Pb2+(aq) + 2AsO4 (aq) + 6H2O(l) (fiii) EIN = EI (no hay iones espectadores) 8. Asigne los estados de oxidación al elemento especificado en cada grupo de compuestos: (a) P en PCl3, P4O6, P4O10, HPO3, H3PO3, POCl3, H4P2O7, Mg3(PO4)2. (b) Cl en Cl2, HCl, HClO, KClO3, Cl2O7, Ca(ClO4)2. (c) Mn en MnO, MnO2, Mn(OH)2, K2MnO4, KMnO4, Mn2O-. (d) O en OF2, Na2O, Na2O2, KO2. Solución: (-1) (+3) (-2) (+5) (-2) (+1)(+5)(-2) (+1)(+3)(-2) (+5) (-2) (-1) (+1)(+5)(-2) (+2)(+5)(-2) (a) (+3) ; P O ; P O ; H P O ; H P O ; P O Cl ; H P O ; Mg (P O ) P Cl 3 (b) (c) (d) 4 6 4 10 3 3 3 3 4 2 7 3 4 2 (+2)(+7)(-1) (0) (+1) (-1) (+1)(+1)(-2) (-2) ; HCl ; H Cl O ; (+1)(+5)(-2) ; (+7) ; Ca (Cl O4 )2 Cl2 K Cl O3 Cl2 O7 (+2)(-2)(+1) (+2)(-2) (+4)(-2) (+1)(+6)(-2) (+1)(+7)(-2) (-2) ; Mn O ; Mn (O H) ; K Mn O ; K Mn O ; (+1) Mn O Mn2 O 2 2 4 4 2 (+2)(-1) (+1)(-2) (+1)(-1) (+1)(-1/2) ; ; ; K O O F2 Na2 O Na2 O2 2 9. Determine cuáles de las siguientes reacciones son de oxidación-reducción; en aquellas que lo son identifique los agentes oxidante y reductor: (a) HgCl2(aq) + 2KI(aq) HgI2(s) + 2KCl(aq); (b) 4NH3(g) + 3O2(g) 2N2(g) + 6H2O(g); (c) CaCO3(s) + 2HNO3(aq) Ca(NO3)2(aq) + CO2(g) + + H2O(l); (d) PCl3(l) + 3H2O(l) 3HCl(aq) + H3PO3(aq). (+2) (-1) (-1) + (+1) → 2K I(aq) Hg Cl2(aq) (-2) (-3)(+1) + 3O(0) → 2N(0) + (+1) 4N H3(g) 6 H2 O(g) 2(g) 2(g) Solución: (b) (a) (+2) (-1) + Hg I2(s) (+1)(-1) No es redox. 2K Cl(aq) Agente oxidante (se reduce): oxígeno (pasa de O2 a H2O) Agente reductor (se oxida): nitrógeno (pasa de NH3 a N2) (+1)(+5)(-2) (+2)(+5)(-2) + → + (+4)(-2) (c) (+2)(+4)(-2) 2H N O Ca C O Ca (N O ) C O 3(aq) 3(s) (d) (+3)(-1) + (+1)(-2) → P Cl 3H O 3 2 Página 143 de 150 (l) (+1)(-1) + 3H Cl(aq) 3 2(aq) (+1) (+3) (-2) H3 P O3(aq) 2(g) + (+1)(-2) H2 O(l) No es redox. No es redox. SOLUCIÓN DE EJERCICIOS PROPUESTOS Universidad de Piura Química Básica Química Básica 10. Use la serie de actividades para predecir si ocurrirán o no las siguientes reacciones: (a) Sn(s) ∆ 2Al(s) + 3H2O(g); (c) Cu(s) + 2H+ Cu2+ + + Ca2+ Sn2+ + Ca(s); (b) Al2O3(s) + 3H2(g) → 2+ 2+ + H2(g); (d) Cu(s) + Pb Cu + Pb(s). Solución: (a) Sn(s) + Ca2+ → Sn2+(aq) + Ca(s) (No ocurre; Ca: + activo) ∆ (b) Al2O3(s) + 3H2(g) → 2Al(s) + 3H2O(g) (No ocurre; Al: + activo) (c) Cu(s) + 2H+ → Cu2+ + H2(g) (No ocurre; H: + activo) (d) Cu(s) + Pb2+ → Cu2+ + Pb(s) (No ocurre; Pb: + activo) 11. Identifique las reacciones de precipitación, ácido-base y redox: (a) H2SO4(aq) + 2KOH(aq) ∆ 2RbBr(s); (c) 2KI(aq) + F2(g) 2KF(aq) + I2(s); K2SO4(aq) + 2H2O(l); (b) 2Rb(s) + Br2(l) → ∆ ∆ (d) CaO(s) + SiO2(s) BaO(s) + → CaSiO3(s); (e) S(s) + O2(g) SO2(g); (f) BaCO3(s) → ∆ Hg(l) + SO2(g); (h) AgNO3(aq) + HCl(aq) AgCl(s) + + CO2(g); (g) HgS(s) + O2(g) → + HNO3(aq); (i) Pb(s) + 2HBr(aq) PbBr2(s) + H2(g); (j) 2HI(aq) + H2O2(l) I2(s) + 2H2O(l); (k) RbOH(aq) + HNO3(aq) RbNO3(aq) + H2O(l); (l) N2O5(s) + H2O(l) 2HNO3(aq); (m) H2O(g) + ∆ H2(g) + CO2(g); (n) MgO(s) + H2O(l) Mg(OH)2(s); (o) PbSO4(s) + PbS(s) + CO(g) → 2Pb(s) + 2SO2(g). Solución: (+1) (+6) (-2) (-2) (+1) (+6) (-2) (-2) (a) + (+1) → (+1) + (+1) Ácido-base H S O 2KOH K S O 2H O 2 (b) 4(aq) (0) + 2Rb(s) (0) Br2 (l) 2 (aq) ↑io → ox. ∆ → 2 4(aq) (l) (+1) (-1) Redox. 2RbBr(s) ↓io → red. ↑io → ox. (c) (0) → F2 (g) (+1) (-1) + 2KI(aq) (+1) (-1) + 2KF(aq) (0) Redox. I2 (s) ↓io → red. (d) (+2) (-2) (-2) (+4) (-2) + (+4) → (+2)CaSiO Ácido-base. CaO(s) SiO2(s) 3(s) ↑io → ox. (e) (f) (0) → (+4)(-2) Redox. O2 (g) SO2 (g) (0) + S(s) ↓io → red. (+2) (+4) (-2) BaCO3(s) ∆ (+2) (-2) (-2) + (+4) Ácido-base. → BaO CO ↑ (s) 2(g) ↑io → ox. (g) (+2) (-2) + Hg S(s) (0) → O2 (g) (-2) (0) + (+4) Redox. Hg(l) SO2 (g) ↓io → red. (h) (+1) (+5) (-2) (-1) + (+1) AgNO3(aq) HCl(aq) → (+1) (-1) (+5) (-2) + (+1)HNO Precipitación. AgCI(s) ↓ 3(aq) ↑io → ox. (i) (j) (0) + Pb(s) ↑io → ox. (-1) (+1) (-1) + (+1) 2HI(aq) H2 O2(l) Página 144 de 150 → (+1) (-1) 2HBr(aq) → (+2) (-1) + PbBr2(s) (0) Redox. H2(g) ↓io → red. (-2) (0) + (+1) Redox. I2(s) 2H2 O(l) ↓io → red. SOLUCIÓN DE EJERCICIOS PROPUESTOS Universidad de Piura (k) (l) (m) Química Básica Química Básica (+1) (-2) (+1) (+5) (-2) + (+1)HNO RbOH(aq) 3(aq) (+5) (-2) (-2) + (+1) N2 O5(s) H2 O(l) (+1) (-2) (-2) + (+2) H2 O(g) CO2(g) (+5) (-2) (-2) → (+1) + (+1) Ácido-base. RbNO H O 3(aq) 2 (l) (+5) (-2) → (+1) Ácido-base. 2HNO 3(aq) ↑io → ox. ∆ (-2) (0) + (+4) Redox. → H CO 2(g) 2(g) ↓io → red. (n) (+2) (-2) (-2) (-2) (+1) + (+1) → (+2) Ácido-base. MgO(s) H2 O(l) Mg(OH)2(s) ↑io → ox. (o) (+2) (+6) (-2) (-2) + (+2) → PbSO4(s) PbS(s) ↓io → red. (-2) (0) + (+4) Redox. 2Pb(s) 2SO2(g) 12. Nombre los siguientes compuestos moleculares binarios: (a) AsF3; (b) Br2O; (c) BrF5; (d) CSe2; (e) Cl2O7. Solución: (a) Trifluoruro de arsénico, fluoruro de arsénico (III), fluoruro arsenioso. (b) Monóxido de dibromo, óxido de bromo (I), anhídrido hipobromoso. (c) Pentafluoruro de bromo, fluoruro de bromo (V), fluoruro brómico. (d) Diseleniuro de carbono, seleniuro de carbono (IV), seleniuro carbónico. (e) Pentóxido de dicloro, óxido de cloro (VII), anhídrido perclórico. 13. Escriba la fórmula química de cada uno de los siguientes compuestos: (a) trióxido de diboro; (b) pentasulfuro de dinitrógeno; (c) triyoduro de fósforo; (d) tetracloruro de azufre; (e) sulfuro de silicio; (f) sulfuro de hidrógeno; (g) hexóxido de tetrafósforo. Solución: (a) B2O2; (b) N2S6; (c) PI3; (d) SCl4; (e) SiS; (f) H2S; (g) P4O6 14. Escriba las ecuaciones químicas ajustadas para cada uno de los siguientes procesos: (a) cuando se calientan nitrógeno y oxígeno se combinan para formar óxido de nitrógeno (III); (b) calentando una mezcla de sulfuro de plomo (II) y sulfato de plomo (II) se produce plomo metálico y dióxido de azufre. Solución: 3 ∆ (a) N2(g) + O2(g) → N2O3(l) 2 ∆ (b) PbS(s) + PbSO4(s) → 2Pb(s) + 2SO2(g) ↑ 15. ¿Cuántos moles de oxígeno pueden obtenerse por la descomposición de 10,0 g de reactivo en cat 2KCl(s) + 3O2(g); (b) 2H2O2(aq) cada una de las siguientes reacciones: (a) 2KClO3(s) → ∆ 2H2O(l) + O2(g); (c) 2HgO(s) → 2Hg(l) + O2(g). Solución: (a) cat 2KClO3(s) → 2KCl(s) + 3O2(g) 2 moles 2 moles 3 moles 245,10 149,10 96,0 1 mol KClO3 3 moles O2 # moles O2 = mKClO3 * * = 10,0 g KClO3 * 122,55 g KClO3 2 moles KClO3 1 mol KClO3 122,55 g KClO3 * 3 moles O2 2 moles KClO3 = = 0,1224 moles O2 = 0,122 moles O2. Página 145 de 150 SOLUCIÓN DE EJERCICIOS PROPUESTOS Universidad de Piura (b) Química Básica Química Básica → 2H2O2(aq) 2 moles 68,03 g # moles O2 = 10,0 g H2 O2 g H2 O2 34,02 mol H2 O2 * 2H2O(l) 2 moles 36,03 g 1 mol O2 + = 0,14697 = 0,147 moles O2. 2 moles H2 O2 ∆ 2HgO(s) → 2Hg(l) 2 moles 2 moles 433,18 g 401,18 g (c) # moles O2 = 10,0 g Hg O 216,59 * g Hg O mol Hg O 1 mol O2 2 moles Hg O O2(g) 1 mol 32,00 g + O2(g) 1 mol 32,00 g = 0,02308 = 2,31x10-2 moles O2. 16. ¿Qué masa de Zn se necesita para desplazar 14,5 g de Cu del CuSO4.5H2O? Zn(s) + CuSO4(aq) → ZnSO4(aq) 1 mol 1 mol 1 mol 65,38 g 159,61 g 161,44 g 65,38 65,38 Entonces: mZn = mCu * = 14,5 g * = 14,9 g Zn. Solución: 63,55 + Cu(s) 1 mol 63,55 g 63,55 Observación: Se necesita esta cantidad de Zn independientemente de si se trata de sulfato de cobre anhidro o hidratado (la relación estequiométrica entre Zn y Cu es la misma en ambos casos). 17. (a) La densidad de una solución al 18,0 % de sulfato amónico, (NH4)2SO4, es 1,10 g/mL. ¿Qué masa de (NH4)2SO4 se necesitarán para preparar 425 mL de esta solución? (b) ¿Qué volumen de la solución de (a) contiene 90,0 g de (NH4)2SO4? Solución: 18 18 18 g (a) m(NH4 )2 SO4 = * msolución = * ρsolución * Vsolución = * 1,10 * 4,25 mL = 84,2 g de 100 100 100 mL (NH4)2SO4. (b) % (NH4 ) SO4 = 2 m�NH � SO 4 2 4 msolución * 100 = m�NH � SO 4 2 4 ρsolución * Vsolución m�NH � SO * 100 = % (NH4 ) SO44 2 2 100 4 = 18 * ρsolución 100 90,0 g * 1,10 g mL = 455 mL de solución. 18. La disolución ordinaria de ácido fluorhídrico, HF, es del 49 % en HF y tiene una densidad relativa de 1,17. ¿Cuál es la molaridad de la solución? BC = 100 g solución → hay 49 g HF → nHF = Solución: Entonces: Vsolución = M= nHF Vsolución(L) = msolución ρsolución 2,449 moles = L 85,47mL * 10-3 mL 100 g 1,17 g mL mHF PFHF = 49 g 20,01 g mol = 2,449 moles HF. = 85,47 mL. Por tanto: = 28,65 moles L = 29 M. 19. Calcule la molaridad resultante cuando 145 mL de una solución de H2SO4 6,00 M se mezclan con 245 mL de H2SO4 3,00 M. Solución: M= nT VT n + n2 = 1 VT = Página 146 de 150 M1 * V1 + M2 * V2 V1 + V2 = (6,00 M) ∗ (0,145 L) + (3,00 M) * (0,245 L) (0,145 L + 0,245 L) = 4,12 M. SOLUCIÓN DE EJERCICIOS PROPUESTOS Universidad de Piura Química Básica Química Básica 20. Una muestra impura de Na2CO3 sólido se dejó reaccionar con HCl 0,1225 M según la siguiente reacción: Na2CO3 + 2HCl 2NaCl + CO2 + H2O. Una muestra de 0,1337 g de carbonato sódico necesitó 15,55 mL de disolución de HCl. ¿Cuál es la pureza del carbonato sódico? Na2CO3 + 2HCl → 2NaCl + CO2 + H2O 1 mol 2 moles 105,99 g 72,92 g ¿Pureza? 0,1225 M 15,55 mL 1 1 1 De las relaciones estequiom{etricas: nNa2 CO3 = nHCl = * (MHCl * VHCl ) = * (0,1225 M) * Solución: * �15,55 mL x 10-3 L mL 2 2 � = 9,524x10-4 moles Na2CO3. g mNa2 CO3 = nNa2 CO3 * PFNa2 CO3 = 9,524x10-4 moles * 105,99 Entonces: % pureza = mNa CO puro 2 3 mNa CO impuro 2 0,1009 * 100 = 0,1337 3 2 = 0,1009 g Na2CO3 puro. mol * 100 = 75,50 %. 21. El ácido benzoico, C6H5COOH, se usa a veces para la estandarización de soluciones de bases. Una muestra de 1,922 g del ácido reacciona con 29,47 mL de una solución de NaOH. ¿Cuál es la molaridad de la disolución de base? Solución: PFHBz = PFC7 H6 O2 = 7 * (12,01) + 6 * (1,01) + 2 * (16,00) = 122,13 entonces: nAcBz = mAcBz PFAcBz = 1,922 g 122,13 g mol g mol = PFHBz, = 1,574x10-2 moles. Como el HBz es monoprótico y la soda caústica monohidroxílica: HBz + NaOH → NaBz + H2O; na = nb nHBz = nNaOH nNaOH = nHBz = = 1,574x10-2 moles = Mb * Vb Mb = 1,574×10-2 moles 29,47 mL * 10-3 L mL = 0,534 M = MNaOH. 22. La disolución de ácido clorhídrico concentrado es del 37 % de HCl y tiene una densidad de 1,39 g/mL. Se prepara una disolución diluida de HCl diluyendo con agua 2,00 mL de esta solución de HCl concentrado hasta 100,0 mL. Luego, 10,0 mL de esta solución diluida reacciona con una solución de AgNO3 según la siguiente reacción: HCl(aq) + AgNO3(aq) HNO3(aq) + AgCl(s). ¿Cuántos mL de disolución de AgNO3 0,108 M se necesitarán para precipitar todo cloruro como AgCl? Solución: ¿Mc? H2O ¿V? 2 mL HCl(c) 37 % ρ = 1,39 g/mL 100 mL AgNO3 0,108 M 10 mL ¿Md? 3 2 Dilución 1 Reacción de precipitación Concentración Tenemos 3 problemas en 1: (1) Determinar la molaridad del ácido concentrado conociendo su pureza y su densidad Mc. (2) Dilución de 2 mL de HCl(c) hasta 100 mL de HCl diluido Md. (3) Valoración arguntométrica o arguntometría (Rx de precipitación) VAgNO3 . Resolvemos: 37 m 37 g (1) BC = 100 g de HCl(c) mHCl puro = 100 g * � � = 37 g HCl puro nHCl puro = HCl = = 1,0151 moles HCl puro, y como M = = 100 nHCl puro Vsolución (L) nHCl puro M = msolución = ρsolución PFHCl 1,0151 moles 100 g -3 L g * 10 mL mol (1 + 35,45) g mol = 14,1099 M = 1,39 = MHCl(c) = Mc. V 2 mL (2) Dilución: Mc * Vc = Md * Vd Md = Mc * c = 14,1099 M * = 0,2822 M = MHCl(dil) = Md. Vd Página 147 de 150 100 mL SOLUCIÓN DE EJERCICIOS PROPUESTOS Universidad de Piura Química Básica Química Básica (3) Valoración: AgNO3(aq) + HCl(aq) 1 mol → AgCl(s)↓ 1 mol + HNO3(aq) 1 mol 1 mol De acuerdo a las relaciones estequiométricas (mol a mol): nAgNO3 = nHCl; por tanto: MAgNO3 * VAgNO3 = MHCl * VHCl → VAgNO3 = MHCl * VHCl MAgNO = 0,2822 M * 10 mL 0,108 M 3 = 26,13 mL = VAgNO3 . 23. El cloruro de hierro (II), FeCl2, reacciona con amoníaco, NH3, y agua, H2O, para producir hidróxido de hierro (II), Fe(OH)2, y cloruro amónico, NH4Cl. (a) Escriba la ecuación balanceada para esta reacción. (b) Mezclamos 78,5 g de FeCl2, 25,0 g de NH3 y 25,09 g de agua, que luego reaccionan tan completamente como es posible. ¿Cuál es el reactivo limitante? (c) ¿Cuántos gramos de cloruro amónico, NH4Cl, se forman? Solución: (a) FeCl2(aq)+ (b) 2NH3(g) + 2H2O(l) → Fe(OH)2(s)↓ + 2NH4Cl(aq) 1 mol 2 moles 2 moles 1 mol 2 moles 126,75 34,06 36,03 89,86 106,98 78,5 g 25,0 g 25,0 g Comparamos los reactivos 2 a 2 a fin de hallar el R.L: FeCl2 y NH3: suponemos FeCl2 = R.L mNH3 necesario = 78,5 g * 34,06 g 126,75 g = 21,09 g NH3 (necesito) < < 25 g (tengo) sí alcanza suposición correcta: FeCl2 es el reactivo limitante. FeCl2 y H2O: suponemos FeCl2 = R.L mH2 O necesario = 78,5 g * 36,03 g 126,75 g = 22,31 g H2O (necesito) < < 25 g (tengo) sí alcanza suposición correcta: FeCl2 es el reactivo limitante. 106,98 g 106,98 g (c) mNH4 Cl = mFeCl2 * = 78,5 g * = 66,3 g NH4Cl. 126,75 g 126,75 g 24. En un experimento, 272 g de fósforo, P4, reaccionaron con exceso de oxígeno para formar decaóxido de tetrafósforo, P4O10, con un rendimiento del 89,5 %. En la segunda etapa de la reacción se obtuvo un rendimiento de H3PO4 del 97,8 %. (a) Escriba las ecuaciones ajustadas para estas dos etapas de reacción. (b) ¿Qué masa de H3PO4 se obtuvo? Solución: (a) P4(s) + 89,5 % ⟶ 5O2(g) 1 mol 5 moles 123,90 159,99 P4O10(s) 1 mol 283,89 272 P4O10(s) (1) x + 97,8 % ⟶ 6H2O(l) 1 mol 6 moles 283,89 108,09 4H3PO4 4 moles 391,98 x (b) En (1): x = mP4 O10 = 272 g * (2) y 283,89 * 89,5 = 557,79 g P4O10. 123,90 100 391,98 97,8 (c) En (2): y = mH3 PO4 = 557,79 g * 283,89 * 100 = = 753,223 g H3PO4 = 753 g H3PO4. 25. La disminución del ozono (O3) en la estratosfera ha sido tema de gran preocupación entre los científicos en los últimos años. Se cree que el ozono puede reaccionar con el óxido nítrico (NO) que proviene de las emisiones de los aviones a propulsión a alturas elevadas. La reacción es: O3 + NO O2 + NO2. (a) Si 0,740 g de ozono reaccionan con 0,670 g de NO, ¿cuántos gramos de NO2 se producirán? (b) Calcule el número de moles del reactivo en exceso que se recupera al final de la reacción. Página 148 de 150 SOLUCIÓN DE EJERCICIOS PROPUESTOS Universidad de Piura Química Básica Química Básica O3 + NO → O2 + NO2 1 mol 1 mol 48,00 g 30,00 g 32,00 g 46,00 g 0,740 g 0,670 g 30 (a) RL: suponemos O3: mNO necesario = 0,740 * = 0,4625 g NO (necesito) << 0,670 g NO (tengo) Solución: 48 Sí alcanza Suposición correcta: O3 es el RL. Por tanto: mNO2 = 0,740 g * (b) nNO exceso = ninic - nRx = minic - mRx PFNO = 0,670 g - 0,4625 g 30 g mol 46 48 = 0,709 g NO2. = 6,9x10-3 moles NO. 26. El dicloruro de diazufre (S2Cl2) se utiliza en la vulcanización del caucho, un proceso que impide que las moléculas del caucho se separen cuando éste se estira. Se prepara mediante el calentamiento del azufre en una atmósfera con cloro: S8(l) + 4Cl2(g) 4S2Cl2(l). (a) ¿Cuál es el rendimiento teórico del S2Cl2 en gramos cuando 4,06 g de S8 se calientan con 6,24 g de Cl2? (b) Si el rendimiento real de es de 6,55 g ¿cuál es el porcentaje de rendimiento? S8(l) + 4Cl2(g) → 4S2Cl2(l) 1 mol 4 moles 4 moles 256,52 g 283,62 g 540,14 g 4,06 g 6,24 g 283,62 g (a) RL: Suposición: S8 es el RL → mCl2 necesario = 4,06 * = 4,49 g Cl2 (necesito) < 6,24 (tengo) Solución: 256,52 g Sí alcanza Suposición correcta: S8 es el RL; por tanto: mS2 Cl2 = 4,06 * (b) %R = Rr Rt * 100 = 6,55 g 8,55 g 540,14 g 256,52 g = 8,55 g S2Cl2. * 100 = 76,6 %. 27. Cierto óxido metálico tiene la fórmula MO, en donde M representa el metal. Una muestra de 39,46 g del compuesto se calienta fuertemente bajo una atmósfera de hidrógeno, para eliminar el oxígeno en forma de moléculas de agua. Al final quedan 31,70 g del metal. Si el oxígeno tiene una masa atómica de 16,00 uma, calcule la masa atómica de M e identifique el elemento. Solución: Compuesto: MO; mM = 31,70 g; mMO = 39,46 g mO = mMO - mM = 39,46 g – 31,70 g m m 7,76 g O m 31,70 g = 7,76 g O → nM = H ; nO = O = = 0,485 moles O; y como nH = nO PAM = M = = = 65,4 g mol PAM = PAM→ Zinc. PAO 16 nM 0,485 g 28. La aspirina o ácido acetilsalicílico se sintetiza mediante la reacción del ácido salicílico con el anhídrido acético: C7H6O3 + C4H6O3 C9H8O4 + C2H4O2. ácido salicílico anhídrido acético aspirina ácido acético (a) ¿Cuánto ácido salicílico se necesita para producir 0,400 g de aspirina (aproximadamente el contenido de una tableta), en caso de que el anhídrido acético esté en exceso? (b) Calcule la cantidad de ácido salicílico necesaria si sólo el 74,9 % de ácido salicílico se convierte en aspirina. (c) En un experimento, 9,26 g de ácido salicílico se hicieron reaccionar con 8,54 g de anhídrido acético. Calcule el rendimiento teórico de aspirina y el porcentaje de rendimiento si sólo se producen 10,9 g de aspirina. C7H6O3 + C4H6O3 → C9H8O4 + 1 mol 1 mol 1 mol 138,12 g 102,09 g 180,57 g x 0,400 g 9,26 g 8,54 g 138,12 g (a) mC7 H6 O3 = 0,400 g * = 0,306 g C7H6O3. Solución: (b) m'C7 H6 O3 = mC7 H O Página 149 de 150 6 3 74,9 100 = 180,57 g 0,306 g 0,749 C2H4O2 1 mol 60,05 g (a) (b) = 0,408 g C7H6O3. SOLUCIÓN DE EJERCICIOS PROPUESTOS Universidad de Piura Química Básica Química Básica (c) RL: Suposición: C7H6O3 es el RL mC4 H6 O3 necesario = 9,26 * 102,09 g 138,12 g = 6,844 g C4H6O3 (necesito) < < 8,54 (tengo) Sí alcanza Suposición correcta: C7H6O3 es el RL; por tanto: mC9 H8 O4 = = n = 9,26 * 180,57 g 138,12 g Página 150 de 150 = 12,1 g C9H8O4 = Rt %R = Rr Rt * 100 = 10,9 g 12,1 g * 100 = 90,1 %. SOLUCIÓN DE EJERCICIOS PROPUESTOS