Solucionario de quimica excelente by Arnoldo Romero

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Sus fundamentos permite a los científicos separar a las sustancias en los más pequeños componentes y explicar muchas de sus características físicas y químicas nos permite conocer la estructura y propiedades de la materia, resolver problemas y necesidades mundiales como: diseño y síntesis de nuevos fármacos, agroquímicos, polímeros, combustibles, nuevos materiales, estudio de los procesos naturales, como las complejas reacciones bioquímicas, etc.

TEMA 1 QUÍMICA Y MATERIA

Así también ayuda a encontrar nuevas fuentes de energía relacionadas con la calidad de nuestro ambiente; métodos para la eliminación de los desechos nucleares.

1.1. Concepto de química La química es la ciencia que describe la materia, sus propiedades físicas y químicas, los cambios que experimenta y las variaciones de energía que acompaña a dichos procesos. La materia es todo aquello que tiene masa y ocupa un lugar en el espacio, químicamente, puede clasificarse en dos grandes grupos: sustancias puras y mezclas La química puede dividirse de muchas maneras como general y descriptiva, orgánica e inorgánica, cuantitativa y cualitativa. La siguiente es la división más usual:

1.2. La materia Es todo lo que ocupa un espacio y tiene masa, es todo lo que nos rodea ya sea que se puede ver y tocar como el agua y las rocas o no como el aire. La materia está constituida por sustancias y mezclas de sustancias. Una sustancia es una especie pura y puede ser elementos o compuesto como el hidrógeno, el sodio, el cloro, el agua, el cloruro de sodio, etc. Una definición moderna dice que la materia es energía sumamente condensada.

a.- Química Inorgánica.- Estudia la estructura, las propiedades la obtención y aplicaciones de las sustancias inorgánicas, o elementos y compuestos propios de cuerpos inanimados. b.- Química Orgánica.- Estudia la estructura, propiedades, obtención natural, síntesis y aplicaciones de las sustancias orgánicas o provenientes de organismos vivos, También se llama química del carbono.

Todas las propiedades medibles de la materia pertenecen a una de las dos categorías: propiedades extensivas y propiedades intensivas. Propiedad extensiva: Depende de la cantidad de materia considerada: masa, longitud, volumen. Son propiedades aditivas. Propiedad intensiva: no dependen de cuanta materia se considere: densidad, temperatura. No son aditivas.

c.- Fisicoquímica.- Estudia la interacción de la energía con la materia y los fenómenos que esto conlleva en forma cuantitativa. Esta constituida por la termoquímica, el equilibrio químico y físico, la electroquímica, la cinética química o estudio de las velocidades de reacción, la mecánica cuántica y estadística, La fotoquímica y espectroscopia, los fenómenos de transporte y superficie.

1.3. Cambios físicos y químicos

d.- Química Analítica.- Estudia los métodos y equipo para determinar la composición de la materia en forma cualitativa y cuantitativa, esta da lugar a muchas especialidades de la química como carrera profesional: bromatólogo o analista de alimentos, instrumentista o analista especializado en equipos de precisión para análisis, Analista de minerales y rocas, Analista de aguas, Control de calidad de sustancias químicas, etc.

Un cambio físico es aquel fenómeno que transforma la materia de una forma a otra sin alterar su composición química, antes y después del cambio la sustancia sigue siendo la misma, así por ejemplo los cambios de estado físico, para el agua si se la calienta desde -5ºC hasta 105 ºC a 1 Atmósfera de presión, va pasando por los estados sólido: hielo, liquido: agua líquida y gas: vapor de agua. Gasificación

Fusión

Importancia

Solidificación

Licuación

Sublimación

La Química tiene importancia fundamental en todas las áreas de las ciencias y tecnología.

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Compuestos: Son sustancias puras formada por dos o más elementos diferentes combinados en una proporción constante. Todos los compuestos se pueden descomponer en sustancias más simples, ya sean elementos o compuestos más sencillos.

Un cambio químico es una transformación de una sustancia en otra, también se llama una REACCIÓN QUÍMICA. Después de la reacción las sustancias resultantes son diferentes que al inicio. Si se quema carbón, se transforma en anhídrido carbónico C (s) + O2(g) à CO2(g)

Por ejemplo, el compuesto agua (H2O) se puede descomponer por medio de la electricidad en sus elementos constituyentes, hidrógeno y oxigeno; por medio de la experimentación se ha determinado que el hidrógeno y oxigeno siempre están presentes en la misma proporción en masa, 11.1 % H y 88,9 % O. Por otra parte, las propiedades físicas y químicas de un compuesto son diferentes de las propiedades de sus elementos constituyentes. Por ejemplo, el cloruro de sodio (NaCl) en un sólido blanco que habitualmente se emplea como sal de mesa, este compuesto se forma por la combinación de sodio (un metal blanco plateado y suave que reacciona violentamente con el agua) y cloro (un gas verde pálido, corrosivo y tóxico).

Si el anhídrido carbónico se lo burbujea en agua se transforma en ácido carbónico.

CO2(g) + H2O(l)

H2CO3(ac)

Ecuación química.- Un cambio químico se denota con una ecuación química en la que se puede notar las sustancias que reaccionan, la proporción en la que reaccionan, las sustancias productos de la reacción, y los estados físicos de cada sustancia: sólido (s), líquido (l), gas (g), en solución acuosa (ac). Ejemplo: La formación del agua a partir del hidrógeno y el oxígeno:

b.- Mezclas.- Muestras de materia compuesta de dos o más sustancias, cada una de las cuales conserva su identidad y propiedades (si es heterogénea). Las sustancias químicas se pueden clasificar a la vez como sustancias elementales o compuestos y las mezclas en homogéneas y heterogéneas. La separación de los componentes de mezclas es muy importante y las técnicas que se emplearán en esta práctica son los métodos de uso más común para separar mezclas. Las mezclas se clasifican en homogéneas y heterogéneas.

H2(g) + ½ O2(g) à H2O(l) 1.3. Clasificación La materia se clasifica inicialmente en sustancias puras y mezclas.

Materia Sustancias puras

Mezclas homogéneas.- Una mezcla homogénea, también llamada solución, tiene composición y propiedades constantes. Algunos ejemplos son: el aire, el agua salada, algunas aleaciones (mezclas homogéneas de metales en estado sólido), etc.

M ezclas

Elementos

Compuestos

H ierro

Agua

Heterogéneas

Sangre

Mezclas heterogéneas.- Una mezcla heterogénea no tiene composición ni propiedades constantes. Por ejemplo: el aire con neblina, una mezcla de hierro con azufre, una sopa de verduras, etc.; en estas se puede distinguir un componente del otro.

Homogéneas

Plasma

Separación de Mezclas. Las muestras de elementos y compuestos rara vez se encuentran en la naturaleza en forma pura, por lo que es necesario separarlos de las mezclas en las que se encuentran. Por otra parte, cuando se prepara un compuesto en el laboratorio, se requieren varios pasos para separarlo en forma pura de la mezcla de reacción en donde se formo. De la misma forma, en la industria, para obtener un producto puro se necesita separarlo de la mezcla donde se formó.

a.- Sustancias puras.- Una sustancia es cualquier tipo de materia cuyas muestras tienen composición idéntica, y en condiciones iguales, propiedades idénticas. Una sustancia puede ser un compuesto o un elemento. Elementos: Son sustancias que no se pueden separarse en sustancias mas simples por medios químicos. Por ejemplo: nitrógeno, plata, aluminio, cobre, azufre, etc. A la fecha se han identificado definitivamente 109 elementos, de los cuales 83 se encuentran en forma natural en la tierra. Los demás han sido producidos de modo artificial por científicos mediante reacciones nucleares.

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Mezclas Mezclas Homogéneas

Gas

Mezclas Heterogéneas Ambas separables Por medios físicos Líquido

Sustancias Puras Compuestos

Elementos

Separables por Medios químicos (reacciones) Sólido

Figura 2.1. Métodos de separación de mezclas y sustancias puras.

Fig. 2.2. Los diferentes cambios de fase que puede ocurrirle a una sustancia Símbolos.-Un elemento se representa por un símbolo químico constituido por 1, 2 o 3 letras donde la primera es siempre mayúscula, ejemplo: “O” oxígeno, “Ag” plata, “Unp” unnilpentium.

Las mezclas pueden separarse por métodos físicos (ver Figura 2.1.), ya que cada componente conserva sus propiedades. A continuación, se describen algunos métodos (operaciones básicas) para separar las sustancias puras de las mezclas. Estas operaciones se basan en distintos fundamentos, como son: cambios de fase (ver Figura 2.2.), producto de solubilidad, coeficiente de reparto, coeficiente de partición, etc.

Fórmulas.- Un compuesto se representa por una fórmula química que expresa la proporción mínima entre los elementos que constituyen el compuesto. Ejemplo: agua H 2O, sulfato de cobre CuSO4, cloruro de sodio NaCl. Átomos, moléculas e iones Átomo.- Es la unidad de sustancia química y es la porción más pequeña de materia que tiene todas las propiedades que identifican a un elemento químico y están constituidos por un núcleo donde se encuentran los neutrones y protones y

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reúne la carga positiva y la nube electrónica constituida por los electrones que son de carga negativa. El átomo en su conjunto es de carga neutra. Ejemplo H, Cl, Na.

c) El estado gaseoso.- Está constituido por partículas pequeñas separadas por grandes distancias en constante movimiento aleatorio. El estado gaseoso se caracteriza por no tener forma y ocupar todo el volumen del recipiente que los contiene. Se dice que en el estado gaseoso las fuerzas de repulsión entre las partículas son mucho mayores que las fuerzas de cohesión. Ejemplo El aire, el cloro, el oxígeno.

Molécula.- Es la unidad estructural de las sustancias, representa como están unidos los átomos para formar las sustancias, ya sean elementos o compuestos. Ejemplo: H2, Cl2.

d) Plasma.-Este estado de la materia es una mezcla gaseosa de iones positivos

En términos estrictos sólo existen moléculas para los elementos o compuestos unidos covalentemente como Cl2, H2O, CH4, etc., más no para las formas iónicas como NaCl, KI, etc.

y electrones. Existe a temperaturas elevadísimas en el cual todas las moléculas están disociadas y casi todos los átomos ionizados Este estado físico se obtiene como consecuencia de las reacciones termonucleares (de fusión nuclear). Un plasma actúa como un disolvente universal, disuelve todo lo que toca. Se han efectuado ensayos de contención de plasmas de bajas temperaturas mediante campos magnéticos externos

Iones.- Son átomos que han perdido o ganado electrones y que por lo tanto tienen carga positiva o negativa respectivamente, ejemplo: + + Formación del ión Na Na à Na + 1e Formación del ión Cl Cl + 1 e à Cl + 2+ 3+ Si tienen carga positiva se llaman cationes: K , Ca , Al 23Si tienen carga negativa se llaman aniones Cl , S , N Grupos de átomos también pueden formar iones: + Cationes poliatómicos: ión amonio NH4 . 22Aniones poliatómicos: ión sulfato SO4 , carbonato, CO 3

1.6. Aplicación.- La licuefacción del aire El aire es una mezcla homogénea compuesta por nitrógeno en un 78%, oxígeno en un 21 % y otros gases como argón, dióxido de carbono, neón, helio, etc. en un 1%, distribuido aproximadamente hasta una altura de 70 km en la atmósfera, el aire es una fuente natural de nitrógeno y es precisamente del aire de donde se saca la mayoría de compuestos del nitrógeno, así por ejemplo la urea (NH2)2CO se obtiene casi completamente del aire, primero se comprime el aire hasta licuarlo, la mezcla líquida se destila para separar los componentes, específicamente N2 y CO 2., el nitrógeno se hace reaccionar con hidrógeno para formar el amoniaco. N2(g) + 3H2(g) à 2NH3(g) Luego el amoniaco se hace reaccionar con dióxido de carbono acelerando la reacción con un catalizador de platino, produciéndose la urea. 2NH3(g) + CO2(g) à (NH2) 2CO(s) + H2O (g)

1.5. Estados de la materia La materia presenta propiedades físicas como su forma, color, densidad, estado físico y propiedades químicas como su forma de reaccionar y su composición. Estados físicos de la materia La materia puede presentarse en los siguientes estados.

a) Estado sólido.- Está constituido por partículas atrapadas en ordenamientos

1.7. Ejercicios

reticulares, son cuerpos compactos debido a que las fuerzas de cohesión son mayores que la fuerza de repulsión, se caracterizan por tener forma y volumen definidos, ejemplo: la sal común, el yeso, un cristal de cuarzo, etc.

b) Estado líquido.- El líquido es fluido, adopta la forma de su recipiente y no tiene una forma propia definida. Es un estado intermedio entre el sólido y el gaseoso, se caracteriza por tener volumen definido pero no tiene forma, las partículas que lo constituyen aun tienen movimiento. Ejemplo: el agua

Indique verdadero (V) o falso (F) de las siguientes proposiciones: I. La Química implica el estudio de la materia y los cambios que en ella ocurren II. La Química también proporciona antecedentes históricos para atender las propiedades del Átomo III. La Química trata solamente del estudio de las propiedades físicas A) VVV

B) VFF

C) VFV

D) FVV

E) FFF

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¿Cuál de los siguientes rubros del conocimiento humano no tiene relación en la química? A) Biología B) Astronomía C) Medicina D) Teología E) Geología

No es campo de acción de la química A) preservación de alimentos B) síntesis de fertilizantes C) construcción de edificios D) obtención de biodiesel E) bioquímica

A) FFF

B) Sólo II

C) I y II

B) FVF

C) VFV

D) VVV E) FVV

TEMA 2 ESTRUCTURA ELECTRÓNICA DE LOS ÁTÓMOS

Respecto a las siguientes alternativas I. Agua de Azar II. Hiloseco III. Aire IV. Energía nuclear ¿Cuáles son ejemplos de materia? A) Sólo I

Señale verdadero (v) o falso (F) I. Cuando una mezcla de azufre y limaduras de hierro se quema en tubo se obtiene una mezcla homogénea II. El ozono (O 3) y el azufre ( S8) son sustancias simples III. El aire es una mezcla de gases que consisten una fase

2.1. Modelos atómicos

D) I, II, III

Las primeras ideas acerca de la existencia del átomo se dieron a conocer hace aproximadamente 600 años antes de Cristo, por los filósofos de aquellos tiempos especialmente los griegos, Demócrito indicaba que la materia era una concentración de partículas a quienes denominó ÁTOMOS y que en griego significa A = sin, TOMO = división. Demócrito además manifestaba que estos átomos estaban en movimiento constante, que se combinan de maneras diferentes y se diferenciaban entre sí en forma y disposición.

E) Todas

De las siguientes especies, ¿Cuál es la mas pequeña porción de materia? A) Sal de mesa B) Hielo seco CO2(S) C) Molécula de agua D) Átomo de hidrogeno E) Gota de agua

Respecto a los estados de agregación de la materia, indique verdadero (V) o falso (F) de las siguientes proposiciones I. La materia en el estado gaseoso no tiene volumen, ni forma fijas, mas bien, se ajusta al volumen y forma el recipiente que lo contiene II. El agua, la gasolina y el alcohol, a condiciones ambientales, ocupa un volumen fijo pero adopta la forma del recipiente que lo contiene III. Los cambios de estado son fenómenos físicos

2.1.1. Teoría atómica de Dalton (1808)

A) VVV

1. La materia está constituida por partículas elementales denominadas átomos

B) VFV

C) VVF

D) FFV

Fue quien atribuyó un peso atómico a cada elemento y fue posible por primera vez ordenarlos, de esta manera se comprobó que existían relaciones cuantitativas entre los elementos. Dalton planteó ciertos postulados respecto a la materia, en la actualidad algunos de ellos han perdido validez:

E) FVV

y se caracterizan por ser indestructibles, indivisibles e impenetrables. 7.

Señale como verdadero (v) o falso (F) I. En el estado sólido las partículas componentes vibran u oscilan en posiciones fijas II. En el estado líquido las partículas componentes presentan aglomeraci n que las partículas componentes en el estado gaseoso III. El cambio de estado sólido o liquido se denomina licuación A) VVF D) VFV

B) VVV E) FFF

2. Los átomos que componen un determinado elemento se caracterizan por tener el mismo peso pero difieren en el peso de los átomos de otros elementos.

3. Los diversos compuestos químicos están formados por átomos combinados en proporciones definidas, estos se sencillos.

C) VFF

combinan en múltiplos aritméticos

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Carga total positiva = Carga total negativa

4. Por más violenta que sea una reacción química u otro tipo de fuerza, el átomo permanece indestructible, indivisible e impenetrable.

Carga distribuida homogeneamente

2.1.2. Modelo de Thompson (1 897)

Electrón incrustado en todas partes del átomo

Por el año de 1 833 Faraday iniciaba los descubrimientos acerca de la electricidad, en 1 874 G.J Stoney sugirió que el fenómeno de la electricidad se debía a una partícula denominada ELECTRÓN, y en 1897 se pudo verificar experimentalmente la existencia del electrón por el estudio de los rayos catódicos. Cuando en un tubo al que se le ha efectuado el vacío provisto de dos electrodos se aplica una diferencia de potencial se observa un haz luminoso entre los dos electrodos denominados rayos catódicos. •

En primer lugar se determinó que estos rayos salen del cátodo (de ahí su nombre) y se propagan en línea recta hacia el ánodo

•

En segundo lugar se llegó a la conclusión de que los rayos catódicos están formados por partículas con masa porque son desviados por un campo magnético.

•

2.1.3. Modelo de Rutherford (1910) Para ese tiempo ya se conocía la radiactividad descubierta por Henry Becquerel al estudiar el uranio. Se determinaron tres tipos de radiaciones: alfa, beta y gamma, los rayos alfa son partículas cargadas positivamente, las beta tienen carga eléctrica negativa y los rayos gamma son energía radiante o luz. Rutherford realizó un experimento bombardeando una lámina de oro con partículas alfa y observó que unas pocas partículas alfa rebotaban en la lámina, llegó a la conclusión de que era una fuerza eléctrica poderosa y ubicada en un pequeño volumen desviaba a las partículas alfa.

Si colocamos un campo eléctrico alrededor del tubo de vació, se demuestra que los rayos catódicos tiene carga eléctrica negativa.

Así Thompson descubrió el ELECTRÓN, y demostró que es un fragmento universal que se encuentra en todos los átomos; además se calculó la relación carga-masa (q/m) del electrón:

Esta deducción le permite a Rutherford descubrir el núcleo y da a conocer una imagen distinta del átomo, donde se indica que:

q C = 1,76 × 108 m g Más adelante Robert Millikan encontró que la carga del electrón es de q = - 1,6 × 10

–19

•

El átomo es increíblemente tenue.

•

Es un espacio casi vacío en su totalidad.

•

Posee un núcleo central muy pequeño, y este es muy pesado y denso.

•

El núcleo es de carga positiva donde se origina la fuerza que desvía las partículas alfa.

•

El átomo posee una envoltura de electrones que se encuentran rotando alrededor del núcleo en órbitas semejante a la de un sistema planetario.

Con las dos ecuaciones anteriores podemos determinar que la masa es:

m = 9,1 × 10 –28 g

2.1.4. Modelo de Niels Bohr (1 913)

En conclusión Thompson propuso su modelo atómico de esta manera:

La obra de Rutherford pasó inadvertida en sus tiempos, es decir en el mundo exterior se seguía utilizando el modelo de Thompson. Niels Bohr le dio la respectiva importancia dando inicio a la teoría cuántica aplicando la hipótesis cuántica a la estructura atómica.

“El átomo es una esfera de electricidad positiva, en la cual sus electrones están incrustados como pasas en un pastel, cada elemento tiene en sus átomos un número diferente de electrones que se encuentra siempre dispuestos de una manera especial y regular”

•

El átomo posee un núcleo y alrededor de este núcleo giran los electrones en niveles circulares, de tal manera que la fuerza coulómbica que se genera en el núcleo se balancea con la fuerza centrípeta del electrón: Fa = Fc.

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•

Los electrones sólo giran en aquellas regiones donde su momento angular es un múltiplo entero y positivo: n = 1,2,3, ...

•

Mientras el electrón permanece en un determinado nivel no absorbe ni irradia energía, es decir permanece constante.

E = •

Las partes fundamentales de una onda son: Longitud de onda ( ).- Es la distancia entre dos puntos idénticos en ondas sucesivas. Frecuencia ( ).- es el número de ondas que pasa por un punto específico en un segundo.

e2 2R

El producto de la longitud de onda por la frecuencia de una onda es igual a la velocidad de propagación. =c

Si un electrón se traslada de un nivel a otro, entonces debe absorber o emitir una cierta cantidad de energía, equivalente a la diferencia de energía entre los dos niveles. Por consiguiente si un electrón se acerca al núcleo emite energía y si se aleja absorbe energía, si la energía es de la dimensión de la luminosa, entonces se cumple:

longitud de onda

E f − E i = hυ 2.1.5. Modelo mecánico cuántico

amplitud El modelo actual es la evolución del modelo de Bohr. Se trata de un modelo netamente matemático y probabilístico que se basa en los siguientes principios: PRINCIPIO DE INCERTIDUMBRE DE HEISEMBERG. “No es posible determinar simultáneamente el momento y la posición de un electrón” PRINCIPIO DE DUALIDAD DE LA MATERIA. Louis D’Broglie atribuyo carácter dual a la materia, es decir, una partícula esta asociada con una onda electromagnética, o sea es materia y energía a la vez

Ondas electromagnéticas

Según Max Planck La energía de un fotón es el producto de “h” la constante de -34 Planck (h = 6,6x10 Js) por la frecuencia de la onda v .

Maxwell demostró que la luz está constituidas por ondas electromagnéticas, ondas constituidas por dos componentes que vibran en planos perpendiculares: un componente eléctrico y un componente magnético, ambos con la misma longitud de onda y la misma frecuencia. La característica de las ondas electromagnéticas es que todas viajan a la misma velocidad 300 000 km/s o 8 3x10 m/s en el vacio, valor que difiere muy levemente en medios naturales como aire o agua.

E = hν De otro lado el producto de la frecuencia por la longitud de onda es igual a la velocidad de la luz: c =λν = 3x108 m/s 2 Y de acuerdo a Einstein E = mc Combinando estas tres ecuaciones se obtiene que:

2.1.6. Modelo de Max Planck

h = mc λ

Max Planck propuso que la luz viaja en paquetes de energía denominados fotones o cuantos, cuya energía es proporcional a la frecuencia: E = h. v Donde: h, es una constante proporcionalidad, llamada constante de Planck y su -34 valor es 6,63x10 J s. Ejemplo: ¿Cuál es la frecuencia de la onda y la energía de un fotón que corresponde a luz verde del semáforo de longitud de onda 522 nm? (1 nm = -9 1x10 m)

Onda Una onda es una perturbación vibracional por medio de la cual se transmite energía, la velocidad de propagación de la onda depende del tipo de onda y de la naturaleza del medio en el cual se transmite.

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υ=

c 3x10 8 m s −1 = = 5,75 x1014 s −1 λ 522 x10 − 9 m

La solución de la ecuación de onda es estrictamente matemática, las diferentes soluciones nos dan los números cuánticos.

E = h.υ = 6,63x10 −34 J s x 5,75 x1014 s −1 = 3,81x10 −19 J

La aplicación de la ecuación de onda al átomo de hidrógeno que sólo tiene un electrón moviéndose alrededor de su núcleo ha dado lugar al modelo atómico moderno o modelo cuántico, que establece que un átomo está constituido por un núcleo central alrededor del cual se mueven los electrones a grandes velocidades del orden de la velocidad de la luz, distribuidos en niveles de energía, subniveles de energía, orbitales y con spin magnético y tiene un carácter de partícula y de onda.

Aparentemente parece una cantidad pequeña de energía, pero, de acuerdo a la 14 frecuencia un solo rayo lleva 5,75x10 fotones por segundo, que es una cantidad relativamente grande. Einstein aplicando este concepto al fenómeno fotoeléctrico generalizó que si la luz viaja en cuantos; cualquier fenómeno de absorción o de emisión de luz por un cuerpo siempre será en cantidades múltiplos de la energía de un fotón.

2.3. Principio de incertidumbre de Heisemberg Este principio establece que es imposible conocer simultáneamente el momento de un electrón (definido por el producto de la masa por la velocidad) y su posición en el espacio. Lo que nos indica que los electrones en los átomos no tienen una distribución tan precisa como la propuesta por Bohr sino más bien es una distribución compleja y con interacción entre los mismos electrones.

2.2. Principio de dualidad En 1927 Erwin Schrödinger, aplicando el concepto de dualidad de la materia y del principio de incertidumbre propuso una ecuación matemática compleja denominada ecuación de onda para describir el comportamiento de partículas subatómicas moviéndose con la velocidad de la luz en campos definidos. La ecuación incorpora el concepto de partícula expresada como la masa y el concepto de onda expresado como una función de onda que depende de la posición del sistema en el espacio, aunque la función no tiene significado 2 físico directo el cuadrado esta relacionado con la probabilidad de encontrar la partícula en una región del espacio.

∂ψ ∂ψ ∂ψ 8π m + 2 + 2 + ( E −V )ψ = 0 ∂x 2 ∂y ∂z h2 2

2.4. El núcleo atómico Es la parte central del átomo y en él se encuentra concentrada casi toda la masa del átomo, se encuentran principalmente protones y neutrones. Para evitar la repulsión entre los protones en el núcleo se tiene a los mesones descubiertos por ANDERSON la presencia de estos fue premeditada por YUKAWA. El mesón tiene igual carga que el electrón pero su masa es 200 veces mayor con un tiempo de vida de 200 millonésimas de segundo. El mesón π muestra una gran afinidad con protones y neutrones a tal punto que se traslada constantemente de una partícula a otra cambiando su carga y evitando la repulsión de los protones.

Donde:ψ es la función de onda m es la masa del electrón h es la constante de Planck E Energía total de la partícula V Energía potencial

2.4.1. Propiedades definidas por el núcleo Número atómico (Z).- Esta dado por el número de protones de un átomo y a su vez permite identificar al elemento químico, todos los átomos de un mismo elemento tienen el mismo número de protones y la tabla periódica está ordenada en función a Z. + Z=p

La solución matemática de la ecuación de onda requiere introducir números enteros que tiene que ver con la energía, probable ubicación y forma del recorrido de la partícula. Estos números reciben el nombre de números cuánticos. Aproximadamente un año después de la especulación de D’Broglie de que los electrones eran partículas ondulatorias, esto fue comprobado por Davison y Germer.

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Ejemplos:

Isótopos del hidrógeno:

Z=1

Hidrógeno

Z=2

Helio

Hidrógeno

Deuterio

Z=6

Carbono

Z=8

Oxígeno

1 H 1

2 H 1

Z = 15

Fósforo

1 p+ , 0 n°

Numero másico (A).- También se denomina número másico o índice de masa, indica en número total de nucleones que tiene el átomo, es decir protones y neutrones. + A = p + n°

40 K 19

X n°

11 +

11 31

A = 31 =

15 +

A = 40 =

20 +

234 U 92

12 6

15 40

A = 23 =

1p+ , 2 n°

6 p+ , 6n°

6p+ , 7 n°

14 C 6 6p+ , 8n°

40 Ca 20

14 C 6

14 N 7

Isótonos.- Son átomos de diferentes elementos que poseen el mismo número de neutrones. Ejemplos

Ejemplos: +

1p+ , 1 n°

13 C 6

12 C 6

3 H 1

Isóbaros.- Se trata de átomos que poseen diferente número de protones pero con igual número de masa, es decir, diferente número atómico pero igual número de masa. Ejemplos:

Representación de un átomo.- Un átomo se representa por su símbolo X, el número atómico a la izquierda inferior y el número de masa a la izquierda superior:

Tritio

Los isótopos son muy importantes en el estudio de la química porque en forma natural existen siempre los mismos isótopos de un elemento y en la misma proporción, y es indispensable su conocimiento para determinar la masa atómica de un elemento.

Ejemplo: El Sodio tiene 11 protones y 12 neutrones à A = 23

A Z

Isótopos del carbono

31 15

n° = 16

n° = 6

A = 234 = 92 + 142

2.5. Radioactividad Los átomos de un elemento dado pueden tener diferente número de neutrones y, por tanto, diferente número de masa; el número de masa es el número total de nucleones (protones y neutrones) que hay en el núcleo. Los átomos que tienen el mismo número atómico pero distinto número de masa se conocen como isótopos. Por ejemplo los tres isótopos de Uranio presentes en la naturaleza se identifican como uranio–233, uranio–235 y uranio–238, donde los sufijos

Isótopos.- Son de átomos que pertenecen a un mismo elemento pero poseen diferente número de neutrones. Es decir, tienen igual número atómico pero diferente número de masa.

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el cuerpo humano. Se requiere gruesas capas de plomo o de concreto para detener los rayos gamma. La capacidad de penetración relativa de los tres tipos principales de radiación nuclear se presenta en la figura siguiente.

numéricos representan el número de masa. Estos isótopos también se designan, usando símbolos genéricos, como 233 92

235 92

U, y

238 92

Alfa (α ) Beta (β ) Gamma (γ )

El subíndice es el número atómico y el superíndice es el número de masa. Los diversos isótopos tienen diferente abundancia natural. Por ejemplo el 99,3 por ciento del uranio natural es uranio–238, el 0,7 por ciento es uranio–235 y sólo hay trazas de uranio–233.

Papel

10 cm de espesor Pb

Las características de las emisiones α, β y γ se resumen en la siguiente tabla

Los distintos núcleos también tienen diferente estabilidad. Las propiedades nucleares de un átomo dependen del número de protones y neutrones que hay en su núcleo. Los núcleos que son radiactivos se llaman radionúcleos y los átomos que contienen estos núcleos se conocen como radioisótopos. En 1 896, el físico Henri Becquerel estudiaba el fenómeno fosforescencia en minerales de uranio cuando descubrió accidentalmente la radiactividad. Becquerel efectuó muchos más experimentos y encontró que el uranio metálico producía las mismas emisiones que las sales de uranio, pero más fuertes aún, Becquerel estaba totalmente desconcertado ¿De dónde provenía toda esa energía? La reducción nada tenía que ver con la fosforescencia. Marie Curie y su esposo Pierre posteriormente llamaron radiactividad al fenómeno. Confirmaron que el Uranio metálico mismo era radiactivo, así también Marie Curie probó que la pechblenda, una mena común que contiene uranio y otros metales (como plomo, bismuto y cobre) que era más radiactiva que el uranio puro.

Nombre

Símbolo

Alfa

4 2

He 2+ ,

Beta

0 −1

Gamma

4 2

0 -1

0 0

Carga

Masa (g /partícula) -24

6,65×10

-1

9,11×10

-28

2.6. Reacciones nucleares 1

Con excepción del hidrógeno ( 1 H ), todos los núcleos contienen dos tipos de partículas fundamentales, los protones y los neutrones. Algunos núcleos son inestables y emiten partículas y/o radiación electromagnética de manera espontánea (decaimiento radiactivo), fenómeno al que se le llama radiactividad. Todos los elementos que tienen número atómico mayor de 83 son radiactivos.

Rutherford descubrió que la radiación alfa, α se compone de partículas que, al pasar por un campo eléctrico, son atraídas hacia el lado negativo del campo, de hecho, sus posteriores estudios revelaron que estas partículas alfa son núcleos 4

0,5 cm de espesor

de helio, 2 He de poder limitado de penetración y pueden ser detenidos por la piel, la ropa o varias hojas de papel. En el mismo experimento, Rutherford encontró otro tipo de radiación más penetrante a la que llamó radiación beta, β, partículas con carga negativa, atraídas por la placa electrónicamente positiva. Becquerel mostró que estas partículas tienen una carga eléctrica y una masa iguales a las del electrón. Las partículas beta son electrones expulsados a gran velocidad de algunos núcleos radiactivos. Son más penetrantes que las partículas alfa ya que se requiere un trozo de aluminio de un espesor de por lo menos 3,2 cm para detenerlos, y penetrar aproximadamente 1 cm en los huesos o tejidos vivos.

210 84

Po ),

→

Por ejemplo el polonio–210 (

decae de modo espontáneo a

206 82

emite una partícula α. 210 84

206 82

4 2

Otro tipo de radiactividad conocida como transmutación nuclear, se produce al bombardear el núcleo con neutrones, protones y otros núcleos. Se puede lograr por medios artificiales, y también puede suceder en el espacio. Por ejemplo, cuando el isótopo de nitrógeno 14 captura un neutrón del sol se convierte en.

Posteriormente, P. Willard descubrió la radiación gamma, γ. Es una forma de radiación electromagnética como los rayos X y no son afectadas por un campo eléctrico. La radiación gamma es más penetrante y puede atravesar totalmente

14 7

1 0

→

14 6

1 1

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más neutrones. Este proceso libera gran cantidad de energía. Por ejemplo la fisión nuclear del Uranio–235 cuando captura un neutrón se fisiona para forma dos núcleos más pequeños.

El decaimiento radiactivo y la transmutación nuclear son reacciones nucleares, que son muy distintas a las reacciones químicas. La diferencia entre estas reacciones se resume en la tabla siguiente: Comparación de las reacciones químicas y las reacciones nucleares Reacciones Químicas Reacciones Nucleares 1. Pueden estar implicados los 1. Sólo los electrones de los protones, neutrones, electrones y orbitales atómicos están otros partículas elementales. implicados en la ruptura y 2. Los elementos (o los isótopos de formación de enlaces. los mismo elementos) se 2. Los átomos se arreglan por la interconvierten los unos en los ruptura y formación de enlaces otros. químicos 3. Las reacciones van acompañadas 3. Las reacciones se acompañan por por la absorción o liberación de la absorción o liberación de enormes cantidades de energía. cantidades de energía 4. Las velocidades de reacción, por relativamente pequeñas lo general, no se ven afectadas 4. Las velocidades de reacción se por la temperatura, la presión o ven afectadas por la temperatura, los catalizadores. presión, concentración y catalizadores.

La reacción representativa es:

Balanceo de las Ecuaciones Nucleares

235 92

En una ecuación nuclear además de escribir los símbolos de las distintos elementos químicos, también se debe indicar, de manera clara, protones, neutrones y electrones. Se debe conseguir el número de protones neutrones que hay en cada especie. Los símbolos de las partículas elementales son los siguientes:

U + 01 n →

90 38

Sr +

143 54

Xe + 3 01 n 13

Esta es una reacción demasiado exotérmica. La energía liberada es 2,0 × 10 J. Así también, se producen más neutrones que los que se capturaron al inicio del proceso. Esta propiedad hace posible una reacción nuclear en cadena, que es una secuencia de reacciones de fisión nuclear autosostenidas. Los neutrones que se generan durante las etapas iniciales de la fisión pueden inducir fisión en otros núcleo que a su vez producen más neutrones, y así sucesivamente. En menos de un segundo, la reacción se vuelve incontrolable, liberando gran cantidad de calor. Una de las aplicaciones de la fisión nuclear fue el desarrollo de la bomba atómica. Muchos neutrones emitidos durante el proceso de fisión se capturarán por otros núcleos

Al balancear cualquier ecuación nuclear se deben cumplir las siguientes reglas: a) El número total de protones y neutrones en los productos y reactivos debe ser el mismo (para conservar el número de masa) b) El número total de cargas nucleares en los productos y reactivos debe ser el mismo (para conservar el número atómico) Fisión nuclear La fisión nuclear es el proceso en el que el núcleo pesado, número de masa >200, se divide para formar núcleos más pequeños de masa intermedia y uno o

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2.7.

Aplicaciones de los isótopos

2.7.1. Isótopos en medicina Algunos radionúclidos se utilizan en medicina como trazadores radiactivos, pueden utilizarse para marcar un elemento en los compuestos. Si empleamos un detector de radiaciones puede seguirse el recorrido de ese elemento a través del cuerpo. Así se inyectan en el flujo sanguíneo soluciones que contienen Na-26 para seguir el recorrido de la sangre y localizar obstrucciones en el sistema circulatorio. El Talio-201, tiende a concentrarse en los tejidos musculares sanos del corazón, mientras que el Tecnecio-99 se encuentra en los tejidos anormales. Ambos pueden usarse para obtener una visión del daño producido en el corazón. El Yodo-131, se concentra en la glándula tiroides, el hígado y ciertas partes del cerebro se utiliza para seguir el bocio y otros problemas de tiroides y también para los tumores del hígado y cerebrales. El calor generado por la desintegración del Plutonio-238 puede convertirse en energía eléctrica para marcapasos, cuyo mecanismo permite utilizarlo durante 10 años antes que sea necesario reemplazarlo. 2.7.2.

Usos agrícolas

Las muestras marcadas de fertilizantes se utilizan para investigar que nutrientes absorben las plantas y estudiar el aumento de las cosechas. La irradiación gamma de algunos alimentos permite almacenarlos durante largos periodos de tiempo. Por ejemplo, retrasa la germinación de papas y cebollas. Fusión nuclear La fusión nuclear es la combinación de pequeños núcleos en otros más grandes, está libre, en gran parte, del problema de desecho de desperdicios. Cuando dos núcleos ligeros se combinan o se fusionan para formar núcleos más grandes y más estables, se liberará una cantidad considerable de energía en el proceso. Esta es la base de la investigación para el aprovechamiento de la fusión nuclear en la producción de energía. La fusión nuclear ocurre de manera continua en el sol, formado principalmente por hidrógeno y helio, mantiene la temperatura interior del sol a unos 15 millones de grados Celsius. Se supone que se llevan a cabo las siguientes reacciones de fusión: 1 1

H + 21 H → 23 He

3 2

He + 23 He → 42 He + 2 11 H

1 1

H + 11 H → 21 H +

Control de orugas de moscas por técnica radiológica, que consiste en irradiar al macho con rayos gamma lo que altera sus células reproductivas y se lo esteriliza al aparcarse con las hembras no produce descendencia con lo cual, se reduce o elimina la población de moscas. 2.7.3.

Determinación de la edad

a) Con Carbono-14 La técnica del Carbono-14 es útil para estimar la edad de productos de origen orgánico, con una antigüedad inferior a 50 000 años. El radioisótopo carbono-14 se produce continuamente en la atmósfera superior al capturar los átomos de nitrógeno neutrones de los rayos cósmicos. 14 7

0 +1

N + 01 n →

14 6

C + 11 H

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Número cuántico principal (n)

El Carbono-14 reacciona con moléculas de oxígeno y forma CO 2 cuya cantidad permanece constante en la atmósfera por la emisión beta con una vida media de 5730 años. 14 6

C → 147 N +

Indica el nivel de energía en que se encuentra un electrón. Indica el tamaño de la nube electrónica. Hace referencia a la distancia promedio entre el electrón y el núcleo. Señala el valor energético de un electrón en dicho nivel:

0 -1

Las emisiones del Carbono-14 en tejidos muertos disminuyen con el tiempo y la actividad por gramo de carbono es una medida del tiempo que ha pasado desde su muerte. b)

En =

E n = energía total del electrón m = masa del electrón z = carga nuclear h = constante de PLANCK o n = N cuántico principal Sus valores son números enteros positivos: 1, 2, 3, 4, 5, 6, 7, ....

Con Potasio-40

El Potasio-40 está presente en todos los organismos vivos. Se desintegra a Argón-40 mediante captura electrónica, con una vida media de 1 300 millones de años. 40 19

K + -01 e →

40 18

- 2π 2 .m.e.4 z 2 n2h2

Puede utilizarse para datar objetos de hasta un millón de años; determinando la 40 19

40 18

Con este método se estima la edad de minerales que contengan Uranio de varios miles de millones de años de antigüedad.

Número cuántico secundario o azimutal ( l ).- Llamado también parámetro de la forma de la nube electrónica o angular. Indica el subnivel energético del electrón. Esta relacionado con la forma del orbital atómico. Sus valores van desde 0 hasta n-1. 0 1 2 3 ... ( n - 1 ). s p d f ….

2.7.4.

Aplicaciones industriales

Número cuántico magnético o de orientación ( m )

El flujo de líquido o un gas que ocurre a través de una cañería bajo tierra se mide mediante un contador Geiger al inyectarle una muestra que contenga una sustancia radiactiva. Fugas en las cañerías. El espesor de un metal se correlaciona con la intensidad de la radiación que lo atraviesa.

Indica el número de posibilidades de orientación espacial de los subniveles o el número de orbitales atómicos. Sus valores son: m = 2l + 1 , es decir dependen de l , por ejemplo cuando l = 1, hay tres valores permitidos para m.

relación de c)

Ar en la muestra.

Método de Uranio-Plomo

Se basa en la serie radiactiva natural de Uranio-238 que termina con la producción de plomo- 206 estable.

b) c)

2.8.

Para cada subnivel l , m puede tomar valores enteros que van desde -l hasta +l incluyendo cero. Si l = 2 entonces: m = -2, -1, 0, +1 y +2. Cada orientación u orbital puede alojar a un máximo de 2 electrones.

Corona y envoltura Número cuántico de spin ( s ) Indica el sentido de rotación del electrón sobre su propio eje, el giro de los electrones en el orbital debe ser opuesto para anular la repulsión electrostática.

Números cuánticos Son cuatro parámetros que explican de manera satisfactoria el movimiento de los electrones en un átomo, se representan por n, l, m y s; los dos primeros son energéticos y los dos últimos magnéticos.

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Sus valores son s = -

1. En los elementos: 24Cr, 29Cu, 41Nb, 42Mo, 43Tc, 44Ru, 46Pd, 47Ag, 78Pt, 79Au, lo

1 1 y + (el signo es convencional) 2 2

que resulta con el serrucho no es correcto. Se debe pasar un electrón del penúltimo subnivel al último. 2 2 6 2 6 1 10 Ejemplo: 29Cu 29 e1s , 2s , 2p ,3s , 3p , 4s , 3d En el 46Pd se deben pasar 2 electrones.

Por conveniencia es mejor empezar por los valores de "m" y "s" negativos. 2.9.

Distribución electrónica

2. En el 57 La y los lantánidos se coloca un electrón en el subnivel 5d antes de

Principio de Aufbau

que ocupe el 4f. Ejemplo:

El ordenamiento de los electrones en un átomo no necesariamente es en el orden de los niveles porque a medida que los niveles aumentan, sus subniveles se traslapan y entonces hay subniveles de niveles inferiores con mayor energía que otros subniveles de niveles superiores, por ejemplo el subnivel 3d es de mayor energía que el subnivel 4s y por lo tanto el 4s se ocupará antes que el 3d

Xe 6s2 , 4f 3, 5d1

3. En el actinio y los actínidos se coloca un electrón en el subnivel 6d antes que ocupe el 5f. Ejemplo:

El orden de llenado es entonces en estricto orden de energía, ocupándose primero los subniveles de menor energía.

102No

Regla de la máxima multiplicidad de Hund

“En un mismo subnivel, antes que cualquiera de sus orbitales contenga electrones apareados, los otros deben contener por lo menos un electrón".

S U B

Es decir, en los subniveles p, d, f, los orbitales se llenan uno a uno con un electrón, cuando cada orbital tiene al menos un electrón, recién se aparean los electrones. El 8O tiene una distribución basal 1s2, 2s2, 2p4. En el último subnivel hay 4 electrones, se puede pensar que todos están apareados, pero aplicando la Regla de Hund, la distribución electrónica desglosada es:

Ejemplos: 17Cl

11 e17 e-

NIVEL

4f 11Na

Rn 7s ,5f , 6d .

Se llaman especies isoelectrónicas a los átomos neutros o iones que tienen igual distribución electrónica, es decir, igual número de electrones. + -Ejemplo: El ión Na es isoelectrónico con el ión F + 10e1s2, 2s2, 2p6 11Na 2 2, 6 10e 1s , 2s 2p 9F

El modo más práctico y sencillo es con la regla del serrucho o construcción progresiva AUFBAU.

N I V E L

60Nd

1s , 2s , 2p ,3s 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p5

↑↓

A esta se llama distribución electrónica basal o en el estado fundamental, porque corresponde a un átomo en estado libre de interacciones, cuando un átomo está formando enlaces la distribución electrónica sufre transformaciones. Excepciones en la distribución electrónica basal:

↑↓

↑

2px

2py

2pz

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Principio de exclusión de Pauli

2.11. Ejercicios

“Dos electrones en un mismo átomo no pueden tener sus 4 números cuánticos iguales (n, l, m, s) al menos se debe diferenciar en el spín”. Por ejemplo el primer y segundo electrón de cualquier átomo.

-1

-½

-1

+½

Indique verdadero (V) o falso (f) según corresponda I. El átomo es la particula más pequeña de un elemento que conserva la identidad de dicho elemento II. Según Dalton todos los átomos de un elemento son idénticos. III. Teniendo en cuenta que los elementos tienen isótopos, los átomos de un elemento no son idénticos. IV. En un átomo eléctricamente neutro, el número de electrones es igual al número de protones. A) FVFF

2.10. Propiedades magnéticas

Paramagnetismo.- Un átomo o ión es paramagnético, cuando es atraído por un campo magnético, este fenómeno se debe a la existencia de electrones desapareados y por lo tanto spin. Ejemplo: 8O → 1s2, 2s2, 2p4 Aplicando la regla de Hund al último subnivel 2 1 1 2px 2py 2pz Tiene 2 electrones desapareados, por lo tanto es paramagnético.

E) FVFV

B) aI, bIII, cII E) aI, bII, cIII

alter-

C) aII, bIII, cI

¿Qué proposiciones son correctas acerca del átomo y sus partes? I. El diámetro del núcleo atómico es aproximadamente 10000 veces más pequeño que el diámetro del átomo. II. El núcleo atómico posee elevada densidad III. En un átomo neutro, el número de protones es igual al número de neutrones A) Sólo I B) Sólo II C) Sólo III D) I y II E) II y III

Se denominan partículas subatómicas fundamentales: A) Electrones, positrones y protones B) Protones, neutrones y positrones C) Protones, neutrones y deuterones D) Neutrones, protones y electrones E) Partículas α , partículas β y rayos γ

Respecto a las partículas subatómicas principales: protón, electrón, neutrón, indique verdadero (V) o falso (F) según corresponda: I. Las partículas más livianas se encuentran alrededor del núcleo. II. Las partículas más pesadas se encuentran en el núcleo del átomo.

µ = n( n + 2)

D) VVVV

Ejemplo: 8Ne→ 1s ,2s ,2p Aplicando la Regla de Hund al último subnivel 2px2 2py2 2pz2 No hay electrones desapareados. Ferromagnetismo.- Es una forma extrema de paramagnetismo, en la que se puede llegar a una magnetización permanentemente, mientras que el paramagnetismo se muestra tan solo, en presencia del campo magnético aplicado. Son ferromagnéticos: Fe, Co, Ni, Gd, y sus aleaciones. La susceptibilidad magnética de una sustancia se expresa como momento magnético: ( µ ) y esta determinado por el número de electrones desapareados (n ).

C) VFVV

Respecto a las partículas subatómicas del átomo, indique la nativa que contiene la relación correcta: a. Nube electrónica b. Núcleo c. Nube electrónica I. Hay partículas de carga negativa (e-) II. El número de electrones es igual al número de protones. III. Hay protones y neutrones. A) aIII, bIII, cI D) aII, bIII, cIII

Diamagnetismo.- Cuando un átomo o ión no es atraído por los campos magnéticos debido a que no tiene electrones desapareados y por lo tanto todos sus espines están neutralizados. 2

B) VVFV

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11. Clasifique como falso (F) o verdadero (y), según corresponda, a cada una de las siguientes proposiciones: I. El número de nucleones fundamentales de un átomo está determinado por su número de masa. II. La elevada densidad del núcleo se puede justificar por la existencia de la fuerza electromagnética. III. Los electrones de los átomos de oxigeno son mas pesados que los electrones del hidrógeno. IV. Los isótopos de un elemento sólo se diferencian en el número de neutrones. A) VFFF B) VFFV C) VVFF D) FFFV E) VFVV

III. La masa del protón es mayor que la masa del neutrón. IV. Todas las partículas que se encuentran en el núcleo presentan carga positiva. A) VVVV B) VFVF C) FVFV D) VVFF E) VVFV 6.

Con respecto a las partículas subatómicas fundamentales señale lo incorrecto: A) El neutrón, es la partícula de mayor masa y no tiene carga eléctrica. B) El protón, es la partícula positiva y su masa es ligeramente menor que la Masa del neutrón. C) El electrón, es la partícula negativa, cuya masa es aproximadamente 1836 veces menor que la masa del protón D) El protón y el neutrón constituyen los nucleones fundamentales E) En el ión

14 6

C 4− hay 20 partículas subatómicas fundamentales.

12. La especie iónica X tiene el mismo número de electrones que el ion 3+ Y . Este último posee 88 nucleones fundamentales y 59 neutrones. ¿Cuál es la carga nuclear del anión? A) 12 B) 22 C) 32 D) 42 E) 52

Los isótopos del hidrógeno se diferencian en: A) Masa atómica promedio B) Carga nuclear C) Electrones D) Neutrones E) Protones

Marque el enunciado falso con respecto a los isótopos. A) Poseen el mismo número de protones B) Poseen diferente número de neutrones C) Poseen diferente número de masa D) Poseen diferentes propiedades químicas E) Poseen diferentes propiedades físicas

Con respecto al siguiente núclido marque lo incorrecto.

13. La plata tiene dos isótopos, uno de neutrones (abundancia porcentual 51,839%) y el otro de 62 neutrones. Teniendo en cuenta que el número de este elemento Atómico de este elemento es 47, indique si las proposiciones son verdaderas (V) o falsas (F) I. La abundancia porcentual más pesada es: 48,161%. II. La cantidad de nucleones en el átomo más liviano 107. III. Los átomos de este elemento son idénticos. A) VVV B) FFF C) VFV D) VVF E) VFF 14. Acerca de la teoría atómica de Dalton (1808), marque lo que no podría deducirse de ella. A) Todo cuerpo está constituido, de átomos que son partículas muy diminutivas, indivisibles e indestructibles. B) Los átomos de un elemento, son idénticos en masa y propiedades C) Los átomos de elementos diferentes son diferentes en masa y en propiedades D) Los átomos de elementos diferentes se combinan para formar la molécula de un compuesto. E) Los átomos se desintegran las reacciones nucleares.

269 110

A) Posee 269 nucleones fundamentales B) Posee 110 protones C) Posee 110 electrones D) Posee 159 neutrones E) Posee sólo 379 partículas subatómicas 10. Si el átomo de un deteminado elemento contiene: 6 protones, 8 neutrones y 6 electrones, ¿Qué alternativa contiene un isótopo del átomo dado? A) 6 protones, 8 neutrones y 8 electrones B) 6 protones, 6 neutrones y 6 electrones C) 6 protones, 6 neutrones y 7 electrones D) 8 protones, 6 neutrones y 6 electrones. E) 8 protones, 8 neutrones y 6 electrones

15. Marque como verdadero (V) o falso (F) respecto a la Teoría Atómica de Dalton, según corresponda: I. Átomos de un mismo elemento son iguales en tamaño y propiedades II. Átomos diferentes no pueden formar compuestos. III. El átomo es la partícula fundamental más pequeña e indivisible de la materia que mantiene todas las propiedades de la sustancia A) VVV B) VVF C) VFF D) FVF E) VFV

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21. A continuación se proponen 4 contribuciones que fueron elevantes en el avance de la química y la física. I. Descubrimientos del electrón, al determinar la relación e/m de los rayos catódicos. II. Propuesta del modelo planetario III. Propuesta del primer modelo atómico IV. Descubrimiento de los rayos X. ¿Cuáles son contribuciones de J. J. Thomson?

16. Con respecto a la teoría de Dalton, indique lo incorrecto. A) Los elementos están formados de partículas muy pequeñas llamadas átomos. B) Los átomos de un elemento son semejantes; particularmente en masa. C) Los cambios químicos se producen por unión íntima, de sus átomos, en la relación de números enteros simples. D) Los átomos permanecen indivisibles en una reacción química E) Según esta teoría el átomo está formado por electrones 17. La teoría atómica de Dalton es inconsistente con la existencia de: A) Átomos B) Isótopos C) Elementos D) Compuestos E) Sustancias

A) Sólo I

A) Está basado en el estudio de los rayos catódicos. B) Thomson midió la relación carga/masa del electrón, que es 1,76.108 coulomb/gramo. C) El modelo atómico de Thomson, era semejante a un budín con pasas, (electrones). D) La carga negativa de los electrones neutralizada por la carga positiva de la esfera atómica. E) El átomo no era eléctricamente neutro

A) Sólo III

D) I, II y III

E) Todos

B) Sólo II

C) Sólo I

D) III y II

E) III y I

23. Con la experiencia de Rutherford -Geiger y Mariden A) Se demostró la validez del modelo atómico de Thomson. B) Se pudo demostrar la relación e/m de las partículas α C) Se pudo deducir la existencia del núcleo atómico. D) Se dedujo que los niveles energéticos en el átomo están cuantizados. E) Se pudo concluir que las partículas α rebotan en la lámina metálica.

19. ¿Cuáles de las siguientes proposiciones son incorrectas respecto a lo planteado en el modelo de Thomson?

24. Con respecto al modelo atómico de Rutherford (1911) marque lo incorrecto A) Está basado en la desviación de las partículas alfa ( α ), cuando son bombardeadas a través de una lamina de oro B) Las particulas alfa que se desvían o rebotan, lo hacen con el núcleo atómico. C) Rutherford descubre que todo átomo posee un núcleo positivo. D) El núcleo atómico posee densidad muy baja. E) El modelo atómico de Rutherford semejante al sistema planetario en miniatura.

I. II.

La masa del átomo está distribuida en todo el volumen del átomo. El átomo consiste en una masa de carga negativa en el cual están incrustados los cationes. III. Según este modelo los átomos pueden formar iones. B) Sólo II E) II y III

C) I y III

22. Marque los enunciados incorrectos respecto al modelo Rutherford. I. Utilizó los núcleos de helio para bombardear láminas delgadas de metales preciosos. II. Concluye en un átomo nucleado III. La masa del átomo está repartida en todo el volumen del átomo.

18. Con respecto al modelo atómico de Thomson (1897) marque lo incorrecto:

A) Sólo I D) I y II

B) I y II

C) Sólo III

20. Thomson consideró el átomo: A) Como Mi núcleo cargado positivamente rodeado de cargas negativas (electrones) B) De naturaleza corpuscular y ondulatoria C) Eléctricamente neutro, estando sus electrones sin movimiento D) Como una esfera de carga positiva con electrones inmersos en ella, de tal forma que se neutraliza E) Como un sistema planetario.

25. Marque como verdadero (V) o falso (F) respecto al modelo atómico de Bohr. I. El modelo de Bohr es válido para átomo de hidrógeno exclusivamente II. Se demuestra la estabilidad del ele tren dentro del átomo de hidrógeno III. El electrón en el átomo de hidrógeno posee energía variable en una órbita definida A) VVV B) FVF C) FVV D) VVF E) VVV

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26. En relación al modelo atómico de Bohr para el átomo de hidrógeno, indique verdadero.(V) o falso (F): I. En la órbita basal, el electrón tiene menor velocidad. II. En la transición electrónica de n=5 a n=2 se origina un espectro de emisión III. La longitud de onda mínima para las series espectrales de Balmer es 4/RH A) VFV B) VVV C) FVF D) FVV E) VVF

TEMA 3 PERIODICIDAD QUÍMICA Tabla Periódica En 1869, el químico ruso Dimitri Mendeleiev, publicó una tabla de los elementos a la que llamo Tabla Periódica, donde mostró que las propiedades de los elementos se repiten periódicamente a intervalos regulares. Este hecho se conoce hoy como la Ley Periódica. La ley periódica resume muchas observaciones sobre las propiedades de los elementos. Se puede establecer como sigue: cuando los elementos se acomodan en orden creciente de sus números atómicos, muestran propiedades similares periódicamente. Todos los elementos están ordenados de acuerdo con el valor creciente de sus pesos atómicos, formando hileras horizontales llamados periodos, con propiedades físicas y químicas que cambian en forma progresiva a través de la tabla, y columnas verticales llamadas grupos o familias, con propiedades similares. La IA elaborar la tabla periódica actual, los elementos fueron acomodados uno tras otro, en grupos, debido a sus propiedades químicas semejantes. Por ejemplo, todos los elementos del grupo IA, son metales que, cuando reaccionan, forman iones con una carga de 1+. Si se examinan las configuraciones electrónicas de estos elementos, se verá que el nivel electrónico exterior para cada uno no tiene sino un electrón en un sub. Nivel s. En forma semejante, todos los elementos del grupo IIA tienen una 2 configuración electrónica en el nivel exterior que se podría generalizar como ns . De hecho, examinando cualquier grupo dentro de la tabla periódica, se ve que todos los elementos en el grupo tienen la misma estructura electrónica en el nivel exterior. Las estructuras electrónicas similares conducen a propiedades físicas y químicas semejantes.

27. El electrón de un átomo de hidrógeno realiza una transición desde el nivel n=6 hasta un nivel inferior emitiendo una radiación con λ =410,29 mm ¿Cuál fue el nivel inferior? -1 7 RH = 109678 cm ; 1 cm =10 mm A) 1

B) 2

C) 3

D) 4

E) 5

28. El electrón de un átomo de hidrógeno, luego de estar en el estado basal, absorbe una cantidad de energía que lo lleva a incrementar el ο

radio de su órbita en 12,72 A . Calcule la energía del electrón en su nueva órbita. A) –13,6

B) –3,4

C) –1,5

D) –0,85 E) –0,54

29. ¿Cuál de las siguientes proposiciones es verdadera? A) Thomson concluyó que los protones están distribuidos dentro del átomo como “las pasas están distribuidos eh un budín”. B) Rutherford explicó el espectro, continuo del átomo de hidrógeno. C) Thomson determinó la relación e/m del protón. D) La contribución del modelo de Rutherford es haber introducido la idea de núcleo atómica E) El modelo de Rutherford explicaba la estabilidad de los átomos en base a la existencia de órbitas en forma de espiral.

3.1. Ley periódica Después de muchos intentos de clasificar los elementos, desde Dobereiner (triadas) hasta Mendeleiev (periodicidad por masa atómica), Moseley llegó a la conclusión de que si se ordenan los elementos por su número atómico, se encuentran propiedades comunes para ciertos elementos, así por ejemplo, el 11, 19, 37, 55 y 87 tienen propiedades comunes que se incrementan o disminuyen según su número atómico y constituyen los metales alcalinos. Gracias a esta conclusión se estableció la Ley Periódica para clasificar los elementos en una Tabla Periódica: "Las propiedades químicas de los elementos son una función periódica de sus números atómicos crecientes".

30. Marque como verdadero (V) o falso (F) según corresponda I. Si el modelo de Ruitherford fuese cierto el átomo debería colapasar o desaparecer II. El modelo de Bohr introduce el concepto de niveles discretos de energía. III. El modelo de Thomson es conocido como el modelo de “Budín de pasas” A) FFF

B) FFV

C) FVV D) FVF E) VVV

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3.2. Tabla periódica de Moseley y IUPAC (2003)

Grupo 11 o IB Grupo del cobre: Cu, Ag, Au,Uuu. Grupo 12 o IIB Grupo del cinc: Zn. Cd, Hg. Grupo 13 o IIIA Grupo del boro: B, Al, Ga, In, Tl. Grupo 14 o IVA Grupo del carbono: C, Si, Ge, Sn, Pb. Grupo 15 o VA Grupo del nitrógeno: N, P, As, Sb, Bi. Grupo 16 o VIA Calcógenos o grupo del oxígeno.- O, S, Se, Te, Po. Grupo 17 o VIIA Halógenos: F, Cl, Br, I, At. Grupo 18 o VIIIA Gases nobles: He, Ne, Ar, Kr, Xn, Rn. El hidrógeno aunque se ubica en el grupo 1 no es un metal alcalino. Los períodos.- son las filas horizontales de izquierda a derecha, enumeradas del 1 al 7.

Descripción de la tabla periódica moderna. La tabla periódica moderna es la conclusión de los diversos intentos que se hicieron para buscar una clasificación natural de los elementos. Esta tabla periódica puede ser de forma corta o forma larga; pero, en cualquiera de sus formas no se debe olvidar que la periodicidad es una función de los números atómicos y por ese motivo se clasifica de acuerdo al orden creciente de los mismos. Tabla periódica moderna (IUPAC 2003) 18 grupos (columnas)

1 p e r i o d o s

18 13 14 15 16 17

En cada uno de los períodos encontramos los siguientes números de elementos: 1er período 2 elementos (del H al He) 2do período 8 elementos (del Li al Ne) 3er período 8 elementos (del Na al Ar) 4to período 18 elementos (del K al Kr) 5to período 18 elementos (del Rb al Xe) 6to período 32 elementos (del Cs al Rn) 7mo período 25 elementos (del Fr al Uuu)

2 3

3 4 5 6 7 8 9 10 11 12

4 5 6 7

104 105 106 107 108 109 110 111

El número de elementos oficialmente reconocidos por IUPAC es 111 y están ordenados en grupos y períodos. 3.3. Grupos y periodos

Después del uranio (z = 92) todos los elementos se llaman transuránidos y son artificiales; es decir, se obtienen en el laboratorio y no se han encontrado en forma natural.

Los grupos.- son las columnas de arriba hacia abajo; enumerados del 1 al 18 o en números romanos del I al VIII familias A y B..

Categorías en las que se agrupan los elementos

Grupo 1 o IA Grupo 2 o IIA Grupo 3 o IIIB Grupo 4 o IVB Grupo 5 o VB Grupo 6 o VIB Grupo 7 o VIIB Grupos 8, 9 y 10 o VIIIB

Elementos representativos, s y p.- También conocidos como elementos de los grupos principales, son los elementos que se encuentran en los extremos izquierdo y derecho de la tabla; al lado izquierdo los metales tienen una configuración electrónica que termina en orbitales “s”; y a la derecha, los no metales cuya configuración electrónica termina en orbitales “p”. Todos tienen incompletos los subniveles s o p del máximo número cuántico principal. Estos elementos muestran en general variaciones distintivas y muy regulares de sus propiedades con el número atómico. Elementos de transición o metales de transición, d.- Se les considera como transiciones entre los elementos alcalinos de la izquierda y los formadores de ácidos a la derecha. Todos son metales y se caracterizan por un aumento progresivo de electrones en los orbitales d, incluye las siguientes series:

Metales alcalinos: Li , Na, K, Rb, Cs, Fr. Metales alcalinotérreos: Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra. Grupo del escandio: Sc, Y, La, Ac Grupo del titanio: Ti, Zr, Hf, Rf. Grupo del vanadio: V, Nb, Ta,Db. Grupo del cromo: Cr, Mo, W,Sg. Grupo del manganeso: Mn, Tc, Re,Bh. Fe, Co, Ni; Ru, Rh, Pd y Os, Ir, Pt. Hs, Mt, Ds.

__________________________________________________________________QUÍMICA__________________________________________________________________

Primera serie de transición Segunda serie de transición Tercera serie de transición Cuarta serie de transición

21Sc

a 29Cu 37Y a 47Ag 57La a 79Au no está completa

Elementos de transición interna, f.- Incluye: Lantánidos. Primera serie de transición interna Actínidos. Segunda serie de transición interna

elementos de trans ición

5 57

Actínidos

Grupos representativos de la tabla periódica 1 a) Metales alcalinos: Li, Na, K, Rb, Cs, ns •

•

Se conservan en petróleo o atmósfera inerte.

•

Forman hidróxidos sólidos blancos.

Sus actividades aumentan de arriba hacia abajo.

•

Casi todos sus compuestos son iónicos.

•

No aparecen libres en la naturaleza.

•

Se obtienen por electrólisis de sus cloruros fundidos.

Se obtienen de sus sales fundidas por electrólisis.

•

Las elevadas reactividades se ilustran mediante sus reacciones con el agua. El potasio, rubidio y cesio arden al ser sumergidos en agua según: + K(s) + H2O(l) → [K + OH ](ac) + H2(g) + 481,16 kJ

•

Sus átomos muestran la máxima tendencia a perder electrones.

•

Al aumentar el número atómico aumenta la densidad, volumen atómico, radio atómico, etc.

Tienen tendencia a perder dos electrones y formar cationes divalentes.

•

Los metales de este grupo son más duros que los metales alcalinos.

•

Tienen puntos de fusión y ebullición mayores que los metales alcalinos.

•

Los metales de este grupo no forman iones complejos, ni sus óxidos se reducen fácilmente con carbón.

•

Estos metales se obtienen por electrólisis de sus sales fundidas. ns2np5

•

A medida que aumenta el número atómico, son mayores el punto de fusión, ebullición, densidad, etc.

•

La estabilidad del ion haluro frente a la oxidación disminuye al aumentar el número atómico.

•

Las moléculas de los halógenos en estado gaseoso son diatómicas;

•

Tienden a formar ácidos y luego sales.

3.4. Elementos de los bloques: s, p, d, f

No aparecen en la naturaleza en estado libre porque se oxidan con facilidad.

•

c) Halógenos: F, Cl, Br, I, elementos de trans ición interna

Lantánidos

Al aumentar el número atómico aumentan sus puntos de fusión.

•

Son metales muy blandos.

•

b) Metales Alcalinotérreos: Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra, 58Ce a 71Lu 90Th a 103Lr

s p elementos representativos

•

Se denominan elementos representativos a los elementos que se encuentran en los extremos izquierdo y derecho de la tabla; al lado izquierdo los metales cuya configuración electrónica termina en orbitales “s” y a la derecha los no metales cuya configuración electrónica termina en orbitales “p”. Los elementos situados en la parte central Grupos del 3 al 12 o familias B, se denominan elementos de transición y sus distribuciones electrónicas terminan en orbitales “d”. Los elementos de la parte inferior se denominan elementos de transición interna: lantánidos o tierras raras y actínidos se caracterizan porque su distribución electrónica termina en orbitales “f”.

__________________________________________________________________QUÍMICA__________________________________________________________________

K (g) + o Ca (g) +

Utilizando la numeración romana, los grupos se dividen en familias A y familias B.

418,8 kJ/mol à K (g) + 589,5 kJ/mol à Ca (g)

+ e + e

Si se desea arrancar más de un electrón a un átomo neutro, entonces usaremos los términos: 1ra energía de ionización, 2da energía de ionización, etc. Esta energía se incrementa al tratar de sacar más electrones, por ejemplo: o + (1ra) Co (g) + 757,3 kJ/mol à Co (g) + e + 2+ (2da) Co (g) + 1 644 kJ/mol à Co (g) + e 2+ 3+ (3ra) Co (g) + 2 231,7 kJ/mol à Co (g) + e-

3.5. Propiedades periódicas Las variaciones de las propiedades dependen de las configuraciones electrónicas (ordenamiento electrónico del átomo en su estado basal), en especial de la configuración de la capa externa ocupada y de su distancia con respecto al núcleo. Radio atómico.- El tamaño de un átomo está directamente relacionado con el radio atómico. El radio atómico de un átomo individual no puede medirse directamente, porque no existe aislado. Por lo tanto el radio atómico se define como la mitad de la distancia entre los núcleos de dos átomos adyacentes de una molécula homonuclear, como Cl2, H2, Br2, etc. En la tabla periódica el radio atómico en los grupos aumenta de arriba hacia abajo, así en el primer grupo el Li es el más pequeño y el Fr el más grande. Esto se debe a que el electrón del último nivel se va alejando del núcleo conforme se incrementa el número atómico, al ocupar niveles de mayor energía.

aum enta a u m e n t a

a u m e n t a

el radio atómico disminuye

En la tabla periódica varía de la siguiente manera:

•

En un grupo, la energía de ionización de los átomos aumenta de abajo hacia arriba. Esto se debe a que al aumentar el número de niveles el electrón periférico se encuentra más alejado del núcleo y por consiguiente tendrá menor fuerza de atracción.

•

En un período la energía de ionización de los átomos aumenta de izquierda a derecha. Esto se debe a que aumenta la carga nuclear y de igual manera la fuerza de atracción de los electrones.

En un período el radio atómico disminuye de izquierda a derecha, esta tendencia no parece lógica ya que en los períodos también se va incrementando el número atómico; pues bien, en un período el número de niveles ocupados es el mismo, pero conforme se va avanzando a la derecha se incrementa el número de protones y el número de electrones, aumentando así la atracción entre el núcleo y la nube electrónica, causando una contracción del átomo y por lo tanto en un periodo es más pequeño el átomo mientras mayor sea el número atómico. Energía de ionización

Resumiendo: Los elementos con bajas energías de ionización pierden electrones más fácilmente. Formando iones positivos. Afinidad electrónica La afinidad electrónica (AE) de un elemento es la cantidad de energía que se absorbe cuando se añade un electrón a un átomo gaseoso aislado para formar un ión con carga 1. Los elementos con afinidades electrónicas muy negativas ganan electrones con facilidad para formar iones negativos (aniones). Por ejemplo: -Br(g) + 1 e à Br (g) + 322 kJ/mol (emite) O (g) + 1 e à O (g) + 142 kJ/mol (emite) 2O (g) + 1 e à O (g) - 378 kJ/mol (absorbe)

La primera energía de ionización o primer potencial de ionización es la cantidad mínima de energía que se requiere para remover al electrón enlazado con menor fuerza en un átomo aislado para formar un ión gaseoso con carga +1. Ejemplos: o + Li (g) + 520 kJ/mol à Li (g) + e

__________________________________________________________________QUÍMICA__________________________________________________________________

Radios iónicos.- Muchos elementos del lado izquierdo de la tabla periódica, al combinarse pierden electrones y quedan convertidos en cationes. Mientras que los elementos del lado derecho tienden a ganar electrones y trasformarse en aniones. Comparando los átomos neutros con sus iones positivos o negativos, se puede afirmar: a) Los iones simples con carga positiva (cationes), son siempre más pequeños que sus respectivos átomos neutros. Na > Na+ Mg >> Mg2+

aument a a H u Li m Na e n K t Rb a Cs

He Ne Ar Kr Xe Rn

b) Considerando la afinidad como energía liberada cuando un átomo gana un electrón la tendencia en la tabla periódica es la siguiente. •

Los aniones son siempre más grandes que los átomos neutros correspondientes: 3P >P Cl > Cl

En un grupo o columna la afinidad electrónica aumenta de abajo hacia arriba.

• En un período la afinidad electrónica aumenta de izquierda a derecha. La afinidad electrónica es lo contrario de la energía de ionización. Los elementos con afinidades electrónicas muy negativas ganan fácilmente electrones, como los halógenos.

3.6. Tendencias del punto de ebullición y punto de fusión En un grupo los puntos de fusión y de ebullición se incrementa de arriba hacia abajo, así por ejemplo en los halógenos los puntos de ebullición para el Cl2, Br2 y I2 son: -34,6ºC, 58,6ºC y 184,4ºC respectivamente. En un periodo, para los metales aumentan de izquierda a derecha y en los no metales se incrementan de derecha a izquierda.

Electronegatividad.- La electronegatividad de un elemento mide la tendencia relativa del átomo a atraer electrones hacia sí cuando se combina químicamente con otro átomo. Las electronegatividades de los elementos se expresan en la escala de Pauling.

Carácter metálico y no metálico A lo largo de cualquier periodo, las propiedades físicas y químicas de los elementos cambian de manera gradual de metálicas a no metálicas. La comparación de las propiedades de los elementos del mismo grupo es más válida si se trata de elementos del mismo tipo en relación con su carácter metálico.

aume nta d i s m i n u y e

a u m e n t a

Valencia Es el número de electrones que un átomo puede ganar o perder para conseguir una distribución electrónica de gas noble, como el máximo de electrones en último nivel ocupado o nivel de valencia es 8, entonces, las valencias fluctúan entre 1 y 4 Cada elemento sólo tiene una valencia y depende del grupo en que se encuentra:

En los grupos la electronegatividad va disminuyendo de arriba hacia abajo, conforme aumenta el número atómico, mientras que en los períodos se incrementa de izquierda a derecha. Los elementos más electronegativos están en el lado derecho superior de la tabla (Halógenos F) y los menos electronegativos se ubican en el lado inferior izquierdo (metales alcalinos, Fr).

Grupo

IIA

IIIA

IVA

VIA

VIIA

VIIIA

Valencia

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Estado de oxidación

Diga que proposiciones son correctas I. Actualmente los elementos químicos se ubican en 18 grupos y 7 periodos. II. El primer, segundo y tercer periodo contienen 2,8 y 18 elementos químicos; a partir del cuarto periodo son 32 elementos, hasta el séptimo que aun es incompleto. III. Los grupos 1, 2, 3, 4 y 5 contienen 7 elementos químicos cada uno A) Solo I B) Sólo II C) Sólo III D) I y II E) II y III

Según la ley periódica moderna marque lo correcto: I) Fue establecida por Mendeleiev en 1913. II) Las propiedades físicas de los elementos no tienen variación. III) Las propiedades físicas y químicas de los elementos varían en función periódica de números atómicos. IV) Las propiedades químicas de los elementos varían en función periódica de sus masas atómicas. V) Las propiedades químicas de los elementos varían en función periódica de sus valencias.

Indique verdadero (V) o falso (F) según corresponda: I. Los grupos 1, 2, 13, 14, 15, 16, 17 y 18 son elementos representativos. II. Los grupos 3 al 12 son elementos de transición. III. Los electrones de valencia de los elementos de transición se ubican en orbitales s y d. IV. Los gases nobles ubican sus electrones de valencia en orbitales s y p, excepto el helio. I) VVV B) FFFF C) FVFV D) VFVF E) VVFV

Indique la verdad (V) o falsedad (F) de las siguientes relaciones: I. Periodo - arreglo horizontal II. Grupo - diferente nivel de valencia III. Periodo - igual nivel de valencia IV. Grupo - igual configuración electrónica en la última capa.

Es el número aparente de electrones ganados o perdidos en promedio por los átomos de un elemento cuando forma un compuesto. Así por ejemplo el Na en el NaCl pierde un electrón por átomo por lo tanto su número de oxidación es +1. El O en el H 2O aparentemente gana 2 electrones por lo tanto su número de oxidación es -2. Grupo

IIA

IIIA

IVA

VIA

VIIA

VIIIA

Números de oxidación

+4 +2

+5 +3

+6 +4 +2

-4

-3

-2

+7 +5 +3 +1 -1

3.7. Ejercicios 1. I)

Indique la verdad (V) o falsedad (F) de las siguientes proposiciones: Mendeleiev clasificó los elementos químicos en orden creciente de sus “pesos atómicos”, agrupándolos en grupos y en periodos, primando siempre las propiedades químicas y físicas. II) Meyer al clasificar los elementos químicos en orden creciente de sus “pesos atómicos”, dejó espacios vacíos para ubicar los futuros elementos no descubiertos III) La periodicidad establecida por Mendeleiev le permitió predecir la propiedades de algunos elementos aún no descubiertos A) V V V B) F F F C) V V F D) V F V E) F V V

Indique la proposición incorrecta, respecto a la Tabla Periódica. A) Meyer pone en manifiesto que se obtienen curvas periódicas al representar.; frente al “peso atómico”, diversas propiedades como: fusibilidad, volatilidad, maleabilidad, fragilidad y comportamiento electroquímico. B) Mendeleiev ordena los elementos en forma de tabla, de acuerdo a su “peso atómico” y desde el punto de vista química C) Mendeleiev considera en su ordenamiento los periodos. D) Sólo Meyer dejó espacios vacíos en 12 tablas para ubicar elementos aun no conocidos. E) La ley periódica surgió de modo empírico antes de conocerse sus fundamentos

A) FFFF 7.

C) VVFF

D) VVVF

E) VVVV

Indique cuál de las siguientes preposiciones es incorrecta: Los metales alcalinotérreos tienen sus electrones de valencia en subnivel s. II) Los no metales y los semimetales tienen electrones de valencia en subniveles s y p III) Los no metales y los semimetales están ubicados en el mismo bloque de la tabla Periódica IV) En el grupo de los halógenos no existen semimetales. V) Ningún elemento de transición es no metal I)

B) VFFF

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13. Señale las proposiciones verdaderas (V) o las falsas (F) I. Son ejemplos de metales del bloque s: H, Na, K, Ca. II. Son elementos de transición: Fe, Co, Ni. III. Los elementos del bloque f son metales A) VVV B) FVF C) VFV D) FVV E) FFF

Dada la configuración de los siguientes elementos:

A : [ Ar ]4 s 3d 2

B : [ Ar ]4 s 2 3d 10 4 p 1

C : [He]2 s 2 3 p 5 I) II) III) IV) V) 9.

14. Indique la veracidad (V) o falsedad (F) de las proposiciones siguientes: I. El hidrógeno es un alcalino (Z = 1) II. El elemento con Z= 17 pertenece al bloque “p” III. El elemento con (Z =30) pertenece a un elemento de transición A) VVV B) FFV C) FFV D) VFV E) VVF

A y B son metales A y B son no metales A y C son no metales B y C son no metales A y B son no metales

15. Un elemento con la configuración de valencia: 2 10 4 5s 4d 5p se llama A) Teluro B) Antimonio C) Germanio D) Zinc E) Selenio'

Diga qué proposición es correcta: I. Los elementos: Hg, Cu, Au, P, Ca, Na, son metales II. Los elementos: C, B, N, S, O, Cl , son no metales. III. Los elementos: Cr, Mn, Zn, Al , Ge, Te son semimetales IV. Los elementos metálicos, no metales, semimetales y gases nobles, constituyen todos los elementos químicos existentes A) Sólo I B) Sólo II C) Sólo III D) Sólo IV E) I y II

16. Determine la ubicación de un elemento que tiene un catión divalente con 36e- , señalando su periodo y grupo respectivo. A) P: 3 B) P: 4 C) P: 4 G: IIA G: VIA G: IA

10. Señale las proposiciones correctas. I. Los elementos representativos sólo terminan en subniveles s, en su configuración electrónica. II. Todos los elementos de transición son metales. III. Los elementos representativos, todos son no metales. A) Sólo I B) Sólo II C) Sólo III D) I y II E) II y III

D) P: 3 G: VIA

17. Indique la veracidad (V)o falsedad (F) de las siguiente proposiciones: I. El Oxígeno (Z=8) pertenece a la familia de los anfígenos II. Los elementos de transición interna pertenece al grupo IIIB. III. El 29Cu pertenece al grupo VIIIB. A) VVV B) VFV C) VVF D) VFF E) FVV

11. Qué configuración no corresponde al elemento indicado?

II.

Cr : [Ar ]4s1 3d 5 2 10 1 31 Ga : [ Ar ]4 s 3d 4 p

III.

Cs : [ Xe]6 s 2

A) Sólo I

B) Sólo II

C) Sólo III

D) I y II

E) P: 5 G: IIA

TEMA 4

E) II y III

12. Indique la veracidad (V) o falsedad (F) de las siguientes proposiciones: I. Se trata de un elemento representativo, 19K. II. Se trata de un elemento de transición, 21Sc III. La configuración electrónica de un elemento alcalino terreo termina en 1 s A) VVV B) VFV C) VVF D) FVV E) VFF

ENLACES QUÍMICOS Introducción En la mesa de casi todas las cafeterías podemos encontrar dos sustancias cristalinas blancas: sal de mesa y azúcar granulada. A pesar de su aspecto tan similar, la sal de mesa es cloruro de sodio, NaCl soluble en agua, que se

__________________________________________________________________QUÍMICA__________________________________________________________________

4.3. Representación Lewis, regla del octeto

compone de iones sodio, Na e iones cloruro, Cl . El azúcar granulada no contiene iones, mas bien, consta de moléculas de sacarosa, C12H22O 11, en los que existen fuertes enlaces covalentes entre los átomos de cada molécula. Generalmente nos hacemos las siguientes preguntas respecto a la naturaleza de las sustancias: ¿Por qué reaccionan los átomos de los distintos elementos? ¿Por qué algunas sustancias se componen de iones y otras de moléculas? ¿Cuáles son las fuerzas que contienen unidos a los átomos en las moléculas y a los iones en los compuestos iónicos? ¿Qué formas adoptan?

Los símbolos de electrón punto, llamados también símbolos de puntos de Lewis, son una forma de mostrar los electrones de valencia de los átomos y de seguirles el camino durante la formación de enlaces. El símbolo de electrón-punto para un elemento consiste en el símbolo químico del elemento más un punto por cada electrón de valencia. Por ejemplo, el Flúor 2 2 5 tiene la configuración electrónica 1s , 2s , 2p , por tanto, su símbolo de electrónpunto muestra siete electrones de valencia: ••

:F.

Las respuestas se encuentran en las estructuras electrónicas de los átomos en cuestión y en la naturaleza de las fuerzas químicas dentro de los compuestos.

••

En esta balota se examinará las relaciones entre estructura electrónica, fuerzas de enlace químico y propiedades de las sustancias.

Debido a que se consideran los electrones de valencia, es decir los electrones de los orbitales s y p.

Las fuerzas químicas se clasifican en: enlaces iónicos, enlaces covalentes y enlaces metálicos.

Observe que los puntos se colocan en los cuatro lados del símbolo atómico: arriba, abajo y a la izquierda, a la derecha. Cada lado puede dar cabida a dos electrones como máximo. Los cuatro lados del símbolo son equivalentes, la colocación de dos electrones o de uno es arbitraria.

Enlace Químico Puede definirse como las fuerzas que mantiene unidos a los átomos de elementos y compuestos se llaman enlaces químicos. Para que se forme un enlace químico, entre dos átomos, debe haber una disminución neta de energía potencial del sistema, es decir, los iones o moléculas producidas por las distribuciones electrónicas deben estar en un estado enerogético mas bajo que el de los átomos aislados.

4.3.1. Símbolos de electrón-punto Elemento

Configuración electrónica

[He]2s1

1 , IA

ENLACE QUIMICO

•

Clasificación

ENLACE INTERATOMICO

Símbolo de Nº de grupo en la electrón-punto tabla periódica

- Ionico

- Normal o no polar

- Covalente

- Covalente polar

- Metálico

[He]2s2

2 , IIA •

[He]2s2 2p1

[He]2s 2p

- Puente de hidrógeno - Fuerzas de dispersión de London FUERZAS Interacción dipolo – dipolo INTERMOLECULARES Interacción dipolo – dipolo inducido

B• 14 , IVA

• •

FUERZAS DE VAN DER WAALS O

13 , IIIA

• •

- Coordinado

•

[He]2s 2p

•

N: •

15 , VA

__________________________________________________________________QUÍMICA__________________________________________________________________

[He]2s2 2p4 •

[He]2s 2p

aparear totalmente estos electrones para lograr un octeto alrededor de cada átomo.

16 , VIA

•

: O

• •

••

•

2) Moléculas en las que un átomo tiene menos de un octeto:

17 , VIIA

••

[He]2s 2p

••

: Ne :

Cuando hay menos de ocho electrones alrededor de un átomo en una molécula o ión. Esta situación la presentan los compuestos de boro y berilio. Por ejemplo, el trifluoruro de boro, BF3

18 , VIIIA

••

Los electrones de valencia que participan en los enlaces químicos se denominan electrones de valencia. El término valencia está relacionado con la formación de enlaces químicos. Los electrones de valencia son los que residen en la capa electrónica exterior parcialmente ocupada de un átomo. El número de electrones de valencia de cualquier elemento es el mismo que el número de grupo en el que está el elemento de la tabla periódica. Por ejemplo, los símbolos de Lewis para el oxígeno y el azufre, miembros del grupo 16, tienen seis puntos. 2 4 Oxígeno [He]2s 2p 2 4 Azufre [He]3s 3p Los átomos con frecuencia ganan, pierden o comparten electrones tratando de alcanzar el mismo número de electrones que los gases nobles más cercanos a ellos en la tabla periódica. Los gases nobles con excepción del helio, tienen ocho electrones valencia. Muchos átomos que sufren reacciones también terminan en ocho electrones de valencia.

B F

Sólo hay seis electrones alrededor del boro. El comportamiento químico es congruente con esta representación. 3)

Moléculas en las que un átomo tiene más de un octeto: Cl

Consiste en moléculas o iones en lo que hay más de ocho electrones en la capa de valencia de un átomo. Por ejemplo, la estructura Lewis para el PCl5 es:

Cl Cl

P Cl Cl

El fósforo, P tiene 10 electrones, su capa de valencia está expandida. Otros ejemplos con capas de valencia expandidas son SF4, AsF6 , ICl4. 4.4. Enlace Iónico El término enlace iónico se refiere a las fuerzas electrostáticas que existen entre iones con carga opuesta. Los iones pueden formarse a partir de átomos por transferencia de uno o más electrones de un átomo a otro. Las sustancias iónicas casi siempre son el resultado de la interacción entre metales de extrema izquierda de la tabla periódica y no metales de extrema derecha (excluidos los gases nobles). El Enlace iónico o electrovalente se forma cuando uno o más electrones del nivel de valencia de un átomo, se transfieren al nivel de valencia de otro, transformándose ambos en iones positivo y negativo, respectivamente, y atrayéndose entre sí electrostáticamente. El átomo que ha perdido uno o más electrones de valencia posee carga positiva (ion positivo o catión); del mismo modo, el átomo que ha ganado uno o más electrones posee carga negativa (ion negativo o anión); a estos iones se les conoce por electrolitos, porque estos conducen la corriente eléctrica. Los compuestos que contienen enlace predominante iónico se conocen como compuestos iónicos. Esta atracción electrostática entre los iones de carga contraria

4.3.2. Regla del Octeto Los átomos tienden a ganar, perder o compartir electrones hasta estar rodeados por ocho electrones de valencia. Un octeto de electrones de valencia dispuestos alrededor del átomo como en la configuración del Neón es: ••

: Ne : ••

4.3.3. Excepciones a la Regla del Octeto Tiene limitaciones al tratar las siguientes situaciones en la que intervienen enlaces covalentes: 1) Moléculas con número impar de electrones: En las moléculas como ClO 2, NO y NO2 el número de electrones es impar. Por ejemplo, el NO contiene 5 + 6 = 11 electrones de valencia, es imposible

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es el enlace llamado iónico. Los compuestos iónicos en estado fundido o en soluciones acuosas contienen iones (átomos con carga eléctrica), los cuales originan una diferencia del potencial, que permite el paso de la corriente eléctrica. Por lo general, estos compuestos son sólidos con puntos de fusión altos (> 400 ºC), muchos de ellos son solubles en agua, la mayoría es insoluble en solventes no polares, los compuestos fundidos, así como, sus soluciones acuosas conducen bien la electricidad porque contienen partículas móviles con carga. Por ejemplo: NaCl, MgCl2, Li2O, CaO, Al2O 3, Mg3N2, etc. Cuando el sodio metálico, Na (s), se pone en contacto con Cloro gaseoso, Cl2(g) ocurre una reacción violenta. El producto de esta reacción tan exotérmica es cloruro de sodio sólido.

1 + Cl → NaCl (s) 2 2(g) (s)

2 •

(s)

Ca • +

[Ar ]4s

2(g)

•• •

→ →

•

••

1s 2s sp

CaO

(s)

Ca 2 +

••

: O :2 −

[Ar ]

••

[Ne]

Hay una transferencia de dos electrones del átomo de calcio al átomo de 2+ oxígeno. El ión Calcio (Ca ) formado tiene la configuración electrónica del argón, el ión óxido es isoelectrónico con el neón y el compuesto, CaO, es eléctricamente neutro. En muchos casos, el catión y el anión en un compuesto no tienen la misma carga. Por ejemplo cuando el litio se quema en aire y forma óxido de litio (Li2O), la ecuación balaceada es:

∆H o = - 410,9 kJ/mol f +

El cloruro de sodio se compone de iones Na y Cl , que están dispuestos en una matriz tridimensional, cada uno de los iones Na+ está rodeado por seis iones Cl- , + y cada ión Cl está rodeado por seis iones Na , según de siguiente figura:

4 Li( s ) + O2(s) → 2Li 2 O (s) -

Cl Na

••

•

O→ •

••

2 Li • +

2 Li +

•• 2 −

O ••

o (Li O) 2

1s2 2s1 1s22s22p4 [He][Ne]

El oxígeno recibe dos electrones de cada uno (de los átomos de litio) para formar el ión óxido.

La formación del ión Na (catión) a partir de Na y del ión Cl (anión) a partir del Cl2, indica que un átomo de sodio, perdió un electrón, y que un átomo de cloro lo ganó:

Energía reticular Energía reticular se define como la energía requerida para separar completamente un mol de un compuesto iónico sólido en sus iones y no sólo de la interacción catión con un anión. La energía reticular es una medida cuantitativa de la estabilidad de cualquier sólido iónico. Depende de las interacciones de todos los iones y no sólo de la interacción catión con un anión. La energía reticular se define como la energía requerida para separar completamente un mol de un compuesto iónico sólido en sus iones en estado gaseoso.

Na → Na + + 1eCl + 1e− → Cl− El NaCl es representativo de los compuestos iónicos, implica un metal con energía de ionización baja y un no metal con elevada afinidad por los electrones. Según los símbolos de electrón-punto se puede representar esta reacción como sigue:

Na • +

 +  Cl : → Na + : Cl : ••

•

••



••

−

La energía reticular se puede calcular utilizando la ley de Coulomb (si se conoce la estructura y la composición de un compuesto iónico) la cual establece que “la energía potencial (E) entre dos iones es directamente proporcional al producto de sus cargas e inversamente proporcional a la distancia que los separa”. Para



Muchas otras reacciones comunes llevan a la formación de enlaces iónicos. Por ejemplo, al quemar calcio en presencia de oxígeno se forma óxido de calcio:

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4.5. Enlace Covalente

iones individuales de Li y Cl separados por una distancia r la energía potencial del sistema está dada por:

E=k

Q Li + Q F − r

Donde:

Q Li +

El enlace covalente se debe a que se comparten uno o más pares de electrones entre dos átomos, debido a que diferencia de electronegatividades no es suficientemente grande como para que se efectúe una transferencia de electrones; por lo tanto, no pierden ni ganan electrones, sino que los comparten. Por consiguiente, este tipo de enlace se encuentra en todas las moléculas constituidas por elementos no metálicos, combinaciones binarias que estos elementos forman entre si, tales como hidruros gaseosos y en los compuestos de carbono. En la mayoría de los enlaces covalentes participan dos, cuatro o seis electrones, es decir, uno, dos o tres pares de electrones; formado enlaces covalentes simples, dobles o triples, por aportes equitativos de cada átomo. Los compuestos que contienen enlace predominantemente covalente se llaman compuestos covalentes. Por lo general, estos compuestos son gases, líquidos o sólidos con puntos de fusión bajos (< 300 ºC), muchos de ellos son insolubles en agua, la mayoría es soluble en solventes no polares, los compuestos líquidos o fundidos no conducen la electricidad, las soluciones acuosas de la mayoría de los compuestos covalentes suelen ser malas conductoras de la electricidad porque no contienen partículas con carga. Según la teoría de enlace de valencia (TEV), los enlaces covalentes se forman por el solapamiento de dos orbitales atómicos, cada uno de los cuales tiene un solo electrón. Los ejemplos más comunes de enlaces covalentes se observan en las interacciones de los elementos no metálicos entre sí. La molécula de hidrógeno, H 2, utilizando la simbología Lewis se forma según:

Q F − son las cargas de los iones Li+ y F-

k = constante de proporcionalidad E, es una cantidad negativa entonces la formación de un enlace iónico a partir + de Li y F es un proceso exotérmico. En consecuencia para invertir el proceso se debe aportar energía, es decir la energía reticular del LiF es positiva, por lo + que el par de iones Li y F enlazado es más estable que los iones separados. También se puede determinar la energía reticular indirectamente mediante el ciclo de Born-Haber. Este procedimiento relaciona las energías reticulares de los compuestos iónicos con las energías de ionización, afinidad electrónica y otras propiedades atómicas y moleculares. El cielo de Born – Haber define las distintas etapas que preceden a la formación de un sólido iónico. Existe cierta correlación entre la energía reticular y el punto de fusión. Cuanto mayor es la energía reticular más estable es el sólido y los iones se enlazan con más fuerza. Por ello, se requiere mayor energía para fundir dicho sólido y éste tendrá mayor punto de fusión que aquel que tenga menor energía reticular. Ejemplos de energía reticulares y puntos de fusión. Compuesto

Energía reticular (kJ/mol)

Punto de fusión (ºC)

LiF

1017

854

LiCl

828

610

LiBe

787

550

LiI

732

450

NaCl

788

801

NaBr

736

750

NaI

686

662

KCl

699

772

KBr

689

735

632

680

H • + • H → H: H El par de electrones compartidos proporciona a cada átomo de hidrógeno dos electrones en su orbital de capa de valencia (1s), teniendo la configuración del gas noble helio. La energía mínima que corresponde a la disposición más estable aparece a una distancia internuclear de 0,74 Å. De forma análoga, cuando dos átomos de cloro se combinan para formar la molécula Cl2 se tiene: ••

:Cl ••

••

•

+ • Cl:→ ••

••

: Cl : Cl:

Cada átomo de cloro, al compartir el par de electrones de enlace, adquiere ocho electrones (un octeto) en su capa de valencia. Al escribir estructuras Lewis normalmente indicamos con una línea cada par de electrones compartido entre dos átomos y los pares de electrones no

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distorsiona en dirección del átomo más electronegativo; es decir, el par de electrones se comparte en forma desigual, generando dipolos, cargas parciales de signo contrario. Todas las moléculas diatómicas heteronucleares, como HF, HCl, HBr, HI, etc., poseen este tipo de enlace. Por ejemplo el fluoruro de hidrógeno, HF, en este enlace, el H y F no son átomos idénticos y no atraerán a los electrones con la misma fuerza. El átomo de flúor tiene mayor electronegatividad (4,0) respecto al hidrógeno (2,1) por lo que atraerá al par electrónico compartido con mucha más fuerza que el hidrógeno. Presentan distribución asimétrica de la densidad electrónica, se distorsiona en la dirección del átomo de flúor más electronegativa.

compartidos se dibujan con puntos siguiendo esta convención, las estructuras de Lewis para H2 y Cl2 se dibujan así:

H H

••

: Cl Cl :

Los pares de electrones compartidos no se encuentran en posiciones fijas entre núcleos. Para los no metales, el número de electrones de valencia es igual al número de grupo. Por lo que elementos del grupo 17, forman un enlace covalente para alcanzar el octeto, elementos del grupo 16 como O, formarán dos enlaces covalentes, los elementos del grupo 15 como N, formarán tres enlaces covalentes y los elementos 14 como C, formarán cuatro enlaces covalentes. Por ejemplo:

( F > H) →

H H F

H O

H N H

H C

δx

δ+

δ F

H La δ sobre el átomo de H indica una “carga positiva parcial”. La δ sobre el Flúor indica una “carga negativa parcial” o sea que el extremo de flúor es negativo con respecto al extremo del hidrógeno. +

4.5.1. Enlace Covalente normal o no polar Se produce entre dos átomos idénticos (electronegatividades iguales), generando una distribución simétrica de la densidad electrónica alrededor de los núcleos de los dos átomos; es decir, el par de electrones se comparte de manera igual. Todas las moléculas diatómicas homo nucleares, como H2, O2, N 2, F2 Cl2, etc., poseen este tipo de enlace.

Los enlaces covalentes polares pueden considerarse como intermedios entre los enlaces covalentes puros y los enlaces iónicos. La polaridad a veces se describe como carácter iónico parcial que normalmente aumenta al hacerlo la diferencia de electronegatividad entre los átomos unidos. La separación de cargas de un enlace covalente polar crea un dipolo, polos negativo y positivo que aparecen en el proceso de separación de cargas.

En el caso de la molécula de hidrógeno, H2 la densidad electrónica se representa:

A mayor diferencia de electronegatividades (∆EN) mayor será el dipolo o mayor la separación de la densidad electrónica en la molécula. Por ejemplo, si consideramos las moléculas covalentes HF, HCl, HBr y HI sus dipolos son diferentes porque el F, Cl, Br, y I tienen distinta electronegatividad.

Moléculas biatómicas homonucleares. Presentan enlace covalente no polar: H2, O2, N2, F2 y Cl2.

∆(EN)

H -F

H - Cl

H - Br

H - I

2,1 4,0

2,1 3,0

2,1 2,8

2,1 2,5

1,9

0,9

0,7

0,4

4.5.2. Enlace covalente polar o enlace polar Una regla que ayuda a distinguir un enlace polar, no polar o un enlace iónico es la diferencia de electronegatividades entre dos átomos enlazados si es dos o

Se produce entre dos átomos con diferentes electronegatividades, generando una distribución asimétrica de la densidad electrónica, la densidad electrónica se

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líneas, que representan un doble enlace. Un triple enlace corresponde a tres pares de electrones que se comparten. Por ejemplo:

mayor forma enlace iónico, cuando es menor que 0,9 se forma un enlace no polar y enlace polar cuando la diferencia está entre 0,9 y 1,7. El HF, H 2O, HCl, presentan enlace covalente polar.

HF H–F

4.5.3. Enlace covalente coordinado Se define como un enlace covalente en el cual uno de los átomos cede los dos electrones. Se produce cuando dos átomos comparten un par de electrones, pero dicho par procede solamente de uno de los átomos combinados; es decir, uno de los átomos aporta el par de electrones (donante) y el otro aporta un orbital vació (aceptor). Los compuestos de coordinación presentan este tipo de enlace; estos compuestos presentan iones metálicos de transición, los cuales poseen orbitales d vacíos que pueden aceptar compartir pares electrónicos.

F B F

F B

H +

N H H

N2 ••

••

:N ≡ N :

O =C = O

La distancia entre los átomos enlazados disminuye al aumentar el número de pares de electrones que se comparten. Por ejemplo: N–N

N=N

N≡N

1,47 Å

1,24 Å

1,10 Å

4.5.5. Resonancia El término resonancia en sí mismo significa el empleo de dos o más estructuras de Lewis para una molécula particular. Ninguna de las estructuras de resonancia representa adecuadamente a la molécula real. Presentan enlaces conjugados. Los dobles enlaces están alternados con uno simple. Ejemplo:

La reacción del trifluoruro de boro con el amoníaco representada con estructura de Lewis el boro sólo tiene seis electrones de valencia a su alrededor según,

CO2 ••

Al dibujar la estructura de Lewis del ozono (O3), el enlace doble se puede colocar en cualquier extremo de la molécula, dando dos estructuras equivalentes según:

El enlace BßN difiere de los otros debido a que el par de electrones es cedido solamente por el átomo de N. Este tipo de reacción se define como un ácidobase Lewis.

O O

O O O

Ninguna de estas dos estructuras explica las longitudes de enlaces conocidos en el O3. Se utilizan ambas estructuras de Lewis para representar la molécula de ozono.

Ácido Lewis.- Es toda sustancia capaz de aceptar un par de electrones en + + compartición. H , Na , AlCl3.

Base Lewis.- Es toda sustancia capaz de donar un par de electrones en compartición, Ejemplo Cl , NH3,

O O

O O O

La doble flecha indica que las estructuras mostradas son estructuras de resonancia.

De acuerdo a esta definición, una reacción de neutralización es la formación de un enlace covalente coordinado entre el donador del par y el aceptor del par.

La estructura de resonancia para el ion carbonato es:

4.5.4. Enlace covalente: simple, doble, triple En muchas moléculas, los átomos completan un octeto compartiendo más de un par de electrones entre ellos. Cuando se comparte un par de electrones constituye un solo enlace covalente, enlace sencillo. Cuando se comparten dos pares de electrones, se dibuja dos

O O

C O

O O

C O

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La estructura de resonancia para la molécula de benceno es:

requiere 16 kJ/mol para vencer las atracciones intermoleculares entre las moléculas HCl en el HCl líquido y vaporizado. En cambio, la energía necesaria para romper el enlace covalente y disociar el HCl en átomos de H y Cl es de 431 kJ/mol. Muchas propiedades de los líquidos, incluido punto de ebullición reflejan la intensidad de las fuerzas intermoleculares. Cuanto más intensas son las fuerzas de atracción, más alta es la temperatura a la que el líquido hierve. Asimismo, el punto de fusión de un sólido se incrementa al elevarse la intensidad de las fuerzas intermoleculares.

4.5.6 Propiedades de las sustancias covalentes 1. Gas, líquido o sólidos de bajo punto de fusión. 2. La mayoría son insolubles en disolventes polares. 3. La mayoría son solubles en disolventes no polares. 4. Los líquidos y sólidos no conducen la electricidad 5. 6.

4.7.1 Enlace de hidrógeno Los puentes de hidrógeno son un tipo especial de atracción intermolecular que existe entre el átomo de hidrógeno de un enlace polar (sobre todo un enlace H – F, H – O o H – N) y un par de electrones no compartido en un ión o átomo electronegativo cercano (usualmente un átomo F, O o N de otra molécula). Los puentes de hidrógeno pueden considerarse como atracciones dipolo – dipolo único. Por ejemplo:

Las disoluciones acuosas son malas conductoras de la electricidad porque no contienen partículas cargadas. Presentan bajo punto de ebullición.

4.6. Enlace Metálico

••

Los enlaces metálicos se encuentran en metales sólidos como cobre, hierro, y aluminio. En los metales, cada átomo metálico está unido a varios átomos vecinos. Los electrones de enlace tienen relativa libertad para moverse dentro de toda la estructura tridimensional. Los enlaces metálicos originan propiedades metálicas típicas como: 1) Una superficie metálica reciente tiene un lustre característico. 2) Presentan elevada conductividad térmica, así los metales que podemos manipular con las manos desnudas producen una sensación fría. 3) Tienen una alta conductividad eléctrica; la corriente eléctrica fluye fácilmente a través de ellos. 4) La conductividad térmica de un metal es por lo común paralela a su conductividad eléctrica. 5) Casi todos los metales son maleables y dúctiles pueden formar hojas delgadas y alambres. Casi todos los metales forman estructuras sólidas en los que los átomos están dispuestos como esferas empacadas de manera compacta.

H – F.... H -

••

(Los puntos (....) representan el Puente de hidrógeno) ••

••

H2O

H −O: |

¨¨

H −O: |

Las líneas continuas representan Enlaces covalentes c)

NH3

H N : .... H N : H

4.7. Enlace intermolecular Fuerzas de Van der Waals

Las propiedades físicas de los líquidos y sólidos moleculares, se deben en gran medida a las fuerzas intermoleculares, fuerzas que existen entre moléculas. Las intensidades varían dentro de un intervalo amplio, pero generalmente son mucho más débiles que los enlaces iónicos o covalentes. Por ejemplo, sólo se

••

:•F• : .... H O: H

••

H N : .... H O : H

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••

H O:

estas propiedades indican que las fuerzas entre las moléculas H2O son anormalmente intensas. Estas fuertes atracciones intermoleculares del H 2O son el resultado de los puentes de hidrógeno.

H .... H N :

Importancia de los puentes de hidrógeno

Los puntos de ebullición de los hidruros simples de los elementos de los grupos 16 y 17 se muestran a continuación. Compuesto

Punto de ebullición (ºC) 100 -62 -42 -4

H2O H2S H2Se H2Te

Compuesto HF HCl HBr HI

1) 2) 3)

Punto de ebullición (ºC) 19 -84 -67 -35

Son importantes para estabilizar las proteínas, que son componentes clave de la piel, los músculos y otros tejidos estructurados de los animales. Hacen posible la transmisión de información genética mediante el DNA. La densidad del hielo a 0ºC (0,917 g/mL) es menos que la del agua líquida a 0ºC (1,00 g/mL), lo que se puede entender en términos de las interacciones de puente de hidrógeno entre moléculas del agua, esto es a. Adoptan la disposición ordenada abierta. b.

Una masa dada de hielo ocupa un mayor volumen que la misma masa de agua líquida.

Temperatura (ºC)

100

H2O

Enlace covalente Enlace de H

H2Se

H2S

-100

H2Te HI

HBr

Longitud del enlace de H

HCl

100

150

Masa molecular

En general, el punto de ebullición se eleva al aumentar el peso molecular, porque las fuerzas de London o dispersión son más grandes. La excepción notable a esta tendencia es el H2O, cuyo punto de ebullición es mucho más alto que el que esperaríamos con base en su peso molecular. Los compuestos NH3 y HF también tienen puntos de ebullición anormalmente altos. Además, estos compuestos tienen muchas otras características que los distinguen de otras sustancias con peso molecular y polaridad similares. Por ejemplo el agua tiene un punto de fusión alto, calor específico alto y calor de vaporización alto. Todas

La densidad del hielo en comparación con la del agua líquida afecta profundamente la vida en la Tierra. El hielo flota en ella. Cuando se forma

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hielo por lo frío del tiempo, cubre la superficie de un lago y aísla el agua que está abajo. Si el hielo fuera más denso que el agua, el hielo que se forma en la superficie de un lago se hundiría al fondo y el lago podría congelarse por completo. Casi ningún organismo acuático podría sobrevivir en tales condiciones. 5)

4) Si el elemento “X” tiene caracterizado a su último electrón con el

El agua es una de las pocas sustancias que se expande al congelarse, debido a que la estructura del hielo es más abierta que la del agua líquida. Esto hace que las tuberías de agua se revienten cuando el clima está frío.

siguiente conjunto de números cuánticos: 4, 1, 0, -

6) Marque verdadero (V) o falso (F) según convenga . Hay compuestos binarios formados por un metal y un no metal, no son iónicos . Hay compuestos iónicos formados solo por átomos no metálicos . En el Al2O3 se transfieren 6 electrones de valencia . En el Ca3N2 el calcio es anión y el nitrógeno catión

A) VVFF

A) NH3

E) VVVF

B) H2O

C) CH 4

D) O3

E) H 2

A) F2 B) HCl C) N 2 D) NH3 E) BF3 9) ¿Cuántos pares solitarios se pueden encontrar en una molécula de H 2SO 4? A) 1 B) 2 C) 3 D) 4 E) 5

Cuando el elemento magnesio se combina con el elemento cloro, cada átomo de magnesio… A) Gana dos electrones B) Pierde dos electrones C) Pierde un electrón D) Gana un electrón E) No gana ni pierde electrones Si se tiene los elementos

D) VFFF

8) ¿Cuál de las siguientes moléculas no cumple con la regla del octeto?

4.8. Ejercicios

que clase de enlaces formaran: A) Covalente puro B) Covalente polar D) Iónico E) Covalente dativo

B) VVVV C) VFVF

7) ¿Qué molécula presenta mayor número de electrones no enlazantes?

4.7.3. Momento Dipolo: Producto de la carga por la distancia entre las cargas en una molécula.

luego al

5) Señale el número de enlaces sigma y pi, respectivamente que existen en la molécula de acetileno A) 3,3 B) 2,2 C) 2,3 D) 3,2 E)1,2

Cuantos más electrones haya en una molécula más fácilmente podrán polarizarse. Las fuerzas de London varían entre 0,05 y 40 kJ/mol. Las fuerzas dipolo-dipolo son interacciones no covalentes entre dos moléculas polares o dos grupos polares de la misma molécula si esta es grande.

1 2

enlazarse con un átomo “Y” perteneciente al grupo de los alcalinos ¿Qué fórmula tendrá el compuesto formado? A) yx B) y2x C) yx2 D)y2x3 E) yx3

4.7.2 Fuerzas dipolo – dipolo, dipolo inducido-dipolo, fuerzas de London o de dispersión Las fuerzas de London se presentan en todas las sustancias moleculares. Son el resultado de la atracción entre los extremos positivo y negativo de dipolos inducidos en moléculas adyacentes. Un dipolo inducido se forma temporalmente cuando los electrones de una molécula adquieren momentáneamente una distribución no uniforme por la polarización.

Determine cuál de las siguientes moléculas tiene uno o mas enlaces covalentes dativos A) CO2 B) H2O C) O2 D) S03 E) HCl

10) Señale el número de enlaces sigma y pi, que existen en la molécula del C2H2

al combinarse ambos

A) 3,2

B) 1,2

C) 2,3

D) 2,2

E) 1,3

11) El número total de electrones de valencia que debe tener el siguiente compuesto AlCl3 es: A) 8 B) 12 C) 16 D) 18 E) 24

C) metálico

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12) ¿Cuál de los siguiente conceptos no corresponden al enlace covalente? A) Puede ser polar B) Por lo general se da entre líquidos o gases C) Puede ser apolar D) En el, los átomos comparten electrones E) Es característico entre los elementos del grupo VIIA con los del IA

TEMA 5 FUNCIONES INORGÁNICAS

13) Los átomos transfieren electrones y se mantienen unidos por atracción electrostática. Corresponde a un enlace A) Covalente polar B) Covalente apolar C) Covalente dativo D) Iónico E) Metálico

Función Química Se designa como función química a la presencia de un elemento(s) común a un conjunto de compuestos, que determinan características comunes al conjunto de compuestos, ello no descarta que los compuestos que se clasifican dentro de una función química puedan tener propiedades físicas y químicas diferentes.

14) La molécula donde no se cumple el octeto es: A) Cl2 B) N2 C) BH3 D) PH3

Clasificación de los Compuestos Inorgánicos

E) HI

Anteriormente, se indicó que los compuestos inorgánicos pueden ser clasificados como iónicos o covalentes, de acuerdo al tipo de enlace que predomine en ellos. Sin embargo, para una mejor clasificación de los compuestos inorgánicos, se han aplicado dos criterios (ver Tabla 5.1.), de acuerdo al numero de elementos en el compuesto y de acuerdo al grupo funcional. Nº de Elementos Grupo Funcional

15) Sabiendo las electronegatividades (E.N) de A y B A=0,8 B=3,5 el tipo de enlace que formara A y B al combinarse es: A) Electrovalente C) Covalente polar

B) Covalente apolar D) Covalente dativo E) metálico

16) ¿Qué compuesto tendrá sus enlaces esencialmente covalentes? A) H3PO4

B) H2SO4 C) C 3H6O

D) N2

Óxidos Metálicos

E) HCl

Óxidos No metálicos

17) Señale el número de enlaces Dativos en cada caso I. P2O 5 II. Cl2O 7 A) 2,6

B) 3,5

C) 3,6

D) 6,3

Binarios

Hidruros metálicos Hidruros No metálicos

E) 5,3

Sales Haloideas 18) ¿Cuál de las siguientes moléculas no tiene enlaces Pi: A) C2H 2

B) N2

C) Cl2

D) C2H4

Hidróxidos

E) O2

Ternarios

Sales Oxisales

19) Señalar la cantidad de pares solitarios que presenta: HClO4 A) 3

B) 2

C) 1

D) 0

Cuaternarios

E) 4

20) ¿Qué molécula presenta el fenómeno resonancia? A) CO

B) HI

C) O2

D) O3

Ácidos Oxácidos

Complejos

Tabla 5.1. Clasificación de los compuestos inorgánicos.

E) Cl2 5.1. Hidruros Los hidruros son compuestos binarios, formados por hidrógeno con otros elementos. Tienen propiedades físicas y químicas muy variadas que se

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Nomenclatura. Tienen nombres comunes. Ejemplo:

relacionan con el mayor o menor carácter covalente de sus enlaces y las electronegatividades de sus componentes. El átomo de hidrógeno posee un 1 único electrón (1s ), que en unos casos se cede fácilmente al otro elemento, mientras que en otros es el hidrógeno el que capta o comparte un electrón del otro elemento. De esta forma se completa el orbital 1s y adquiere la configuración electrónica del helio (1s2). c)

ELEMENTO + HIDRÓGENO à HIDRURO Clasificación: Los hidruros pueden ser hidruros iónicos, covalentes e intersticiales. a) Hidruros iónicos. Resultan de la combinación directa del hidrógeno molecular con un metal alcalino o alcalinotérreo. El hidrógeno trabaja con número de oxidación de –1.

METAL TRANSICIÓN + HIDRÓGENO àHIDRURO INTERSTICIAL

METAL ALCALINO + HIDRÓGENO à HIDRURO IONICO ALCALINOTERREO + HIDRÓGENO à HIDRURO IONICO

Propiedades. Conservan su conductividad metálica y otras propiedades metálicas. Nomenclatura. Tienen nombres comunes. Ejemplo:

Li (s) + H2 (g) à 2 LiH(s) Ca (s) + H2 (g) à CaH2 (s) Propiedades. Son sólidos de alto punto de fusión. Reaccionan con el agua y forman hidróxidos liberando hidrógeno. CaH 2 (s) + H 2O(l) à Ca(OH)2(ac) + H2(g)

TiH2 Hidruro de titanio 5.2. Óxidos Son compuestos binarios, que se forman por la combinación del oxígeno con estado de oxidación –2 con un elemento cualquiera. ELEMENTO + OXÍGENO à ÓXIDO

Nomenclatura. Se nombra con la palabra hidruro seguido del nombre del metal en genitivo. Ejemplo: NaH Hidruro de sodio CaH2 Hidruro de calcio AlH3 Hidruro de aluminio b)

BH 3 Borano SbH 3 Estibina ArH3 Arsina SiH4 Silano Hidruros Intersticiales. Cuando el hidrógeno reacciona con los metales de transición. En muchos hidruros metálicos, la proporción de átomos de metal a átomos de hidrógeno no es una relación de números enteros y tampoco es fija. La composición puede variar dentro de ciertos límites, de acuerdo con las condiciones. Ejemplo. TiH1.8.

Clasificación: Los óxidos pueden clasificarse como: Óxidos Metálicos u óxidos básicos Oxidos No metálicos, u óxidos ácidos (anhídridos) Oxidos anfóteros Oxidos neutros.

Hidruros Covalentes. Cuando el hidrógeno está enlazado covalentemente a un no metal. Son aquellos en donde el hidrógeno actúa con el número de oxidación +1. Ejemplo.

Óxidos básicos u óxidos metálicos Se obtienen por la combinación del oxígeno con un elemento metálico.

NO METAL + HIDRÓGENO à HIDRURO COVALENTE

METAL + OXÍGENO à ÓXIDO BASICO

Propiedades. Son gases y líquidos en condiciones estándar. En cada grupo la estabilidad térmica disminuye al descender a lo largo de una familia.

Propiedades. Son sólidos que se pueden preparar por reacción directa entre un metal y el oxígeno, ya sea a temperatura ambiente o a temperaturas elevadas. Estos óxidos son compuestos iónicos, tienen carácter básico, cuando se disuelven en agua forman hidróxidos.

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Nomenclatura.

La nomenclatura IUPAC recomienda la nomenclatura sistemática, es decir usando los prefijos de cantidad; mono, di, tri, etc. Ejemplo:

En nomenclatura común se nombra con la palabra óxido seguido del nombre del metal con la terminación OSO (menor estado de oxidación) e ICO (mayor estado de oxidación), cuando el metal tiene un solo estado de oxidación la terminación no cambia.

Boro

La nomenclatura IUPAC recomienda la sistemática, que consiste en nombrar con la palabra óxido acompañada de un prefijo numérico (mono, di, tri, etc) que indica el número de átomos de oxígeno en la fórmula. Le sigue la preposición de y el nombre del otro elemento, también acompañado de su correspondiente prefijo numérico. Ejemplo: Na2O Oxido de sodio Común Monóxido de disodio IUPAC Cu2O Oxido cuproso Común Monóxido de dicobre IUPAC CuO Oxido cúprico Común Monóxido de cobre IUPAC 5.2.2. Óxidos no metálico u óxidos ácidos (Anhídridos) Compuestos que resultan de la combinación de un no metal con el oxígeno.

B2O3

Anhídrido bórico Común Trióxido de diboro IUPAC

Fósforo: (3,5) P 2O3 P 2O5 Azufre: (4, 6) SO2 SO3

Anhídrido fosforoso Trióxido de difósforo Anhídrido fosfórico Pentóxido de difósforo Anhidrido sulfuroso Dióxido de azufre Anhidrido sulfúrico Trióxido de azufre

Cloro (1, 3, 5,7) Cl2O Cl2O 3

NO METAL + OXÍGENO à ÓXIDO ACIDO (ANHÍDRIDO)

Cl2O 5 Propiedades. Generalmente son gases que se pueden preparar por reacción directa entre un no metal con el oxígeno. Estos óxidos son compuestos covalentes, tienen carácter ácido, cuando se disuelven en agua forman ácidos.

Cl2O 7

Nomenclatura

Anhidrido hipocloroso Oxido de dicloro Anhidrido cloroso Trióxido de dicloro Anhidrido clorico Pentóxido de dicloro Anhidrido perclorico Heptóxido de dicloro

5.2.3. Óxidos anfóteros. Son aquellos que se comportan como ácidos y como bases. Al reaccionar con el agua forman bases o ácidos. Ejemplo: Al2O3 + 3 H 2O 2 Al(OH)3 Hidróxido de aluminio

La nomenclatura común nombra con la palabra Anhídrido seguido de la terminación del metal con la terminación OSO (menor estado de oxidación) e ICO (mayor estado de oxidación), cuando el no metal tiene un solo estado de oxidación la terminación es ICO, y cuando tiene tres o cuatro estados de oxidación se sigue en el orden:

Al2O3 + H2O

5.2.4. Óxidos neutros. bases. Por ejemplo: CO NO NO2

Anhídrido hipo..................oso Anhídrido...........................oso Anhídrido............................ico Anhídrido per.....................ico

2 HAlO2

Ácido alumínico

Son aquellos que en agua no producen ni ácidos ni Monóxido de carbono Monóxido de nitrógeno Dióxido de nitrógeno

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5.3. Función Peróxidos

Fe (OH)3 Hidróxido férrico Trihidróxido de hierro Co (OH)2 Hidróxido cobaltoso Dihidróxido de cobalto Co (OH)3 Hidróxido cobáltico Trihidróxido de cobalto 5.5. Ácidos

Se forman al agregar un átomo de oxígeno a aquel óxido básico que se ha originado con la mayor valencia del metal. El oxígeno participa con el estado de oxidación 1– del oxígeno. Se caracterizan por presentar el enlace O-O peroxo ( 2O 2 ), por lo tanto no se debe simplificar lo subíndices. Na2O2 Peróxido de Sodio BaO2 Peróxido de Bario H 2O2 Peróxido de hidrógeno

Los ácidos son sustancias hidrogenadas, al disolverse en agua liberan iones hidrógeno (H+). Propiedades: Presentan propiedades opuestas a los hidróxidos tales como:

5.4. Función Hidróxido Estos compuestos resultan por combinación del óxido básico con agua, de tal manera que se genere el grupo oxidrilo (OH ) en la base

•

ÓXIDO BASICO + AGUA à HIDRÓXIDO Propiedades. Los hidróxidos presentan las siguientes propiedades: •

Presentan el grupo funcional OH , que al disolverse en agua se disocian generando el ión oxidrilo (OH ).

•

Dan color azul al indicador tornasol rojo.

•

Tienen sabor a lejía.

•

Son untuosas al tacto. Poseen propiedades detergentes y jabonosas.

•

Reaccionan con ácidos para formar sales.

Al disolverse en agua se ionizan produciendo iones hidrógeno

•

Reaccionan con hidróxido formando sales.

•

Enrojecen el indicador tornasol.

•

Son muy corrosivos.

( H ).

• Reaccionan con metales liberando hidrógeno. Clasificación: Pueden ser: ácido hidrácidos y ácidos oxácidos.

•

Común IUPAC Común IUPAC Común IUPAC

5.5.1. Ácidos hidrácidos Resultan de la combinación del hidrógeno con un no metal del grupo VI A (Calcógenos) y no metal del grupo VII A (halógeno). Son hidrácidos porque al disolverse en agua y disociarse generan disoluciones ácidas. NO METAL + HIDROGENO à ACIDO HIDRACIDO Br2(l) + H2(g) à 2 HBr(g)

Nomenclatura Cuando el metal presenta un solo estado de oxidación la ambas notaciones son las mismas es decir se nombra con la palabra hidróxido seguido del nombre del metal. Ejemplo: K 2O + H2O à 2 KOH Hidróxido de potasio Ba(OH) 2 Hidróxido de bario Al(OH)3 Hidróxido de aluminio

Nomenclatura. La nomenclatura común nombra con la palabra ácido seguido de la terminación hídrico. La nomenclatura IUPAC designa con el nombre del no metal terminado en uro, seguido de la palabra hidrógeno en genitivo, a la que se antepone el prefijo di, tri según la cantidad de hidrógenos. Ejemplo: HF Fluoruro de hidrógeno HCl Cloruro de hidrógeno HBr Bromuro de hidrógeno HI Ioduro de hidrógeno H2S Sulfuro de dihidrógeno H2Se Seleniuro de dihidrógeno

Para nombrar hidróxidos en donde el metal presenta dos estado de oxidación, la nomenclatura común nombra usando las terminaciones OSO e ICO cambiando la palabra oxido por hidróxido. Mientras que la IUPAC usa la nomenclatura sistemática Fe (OH)2 Hidróxido ferroso Común Dihidróxido de hierro IUPAC

__________________________________________________________________QUÍMICA__________________________________________________________________

H2Te

Teleruro de dihidrógeno

Toman este nombre cuando están puros en la fase gas, pero cuando están en solución acuosa se les nombra como ACIDO con la terminación HÍDRICO. HF Ácido fluorhidrico HCl Ácido clorhídrico HBr Ácido bromhidrico HI Ácido iodhidrico H2S Ácido sulfhidrico H2Se Ácido selenhidrico H2Te Ácido Telurhidrico

HNO2

Dioxonitrato de hidrógeno

H 2CO3

Trioxocarbonato de dihidrógeno

5.5.3. Oxácidos Especiales a) Poliácidos Se forman al combinarse una molécula de agua con más de una molécula de óxidos ácidos. n OXIDO ACIDO + AGUA à POLIACIDO Para nombrarlos se usa el nombre del ácido normal, pero en este caso se utilizan prefijos que indiquen el número de elementos no metálicos en la molécula. 2 SO2 + H 2O à H2S2O5 Anhídrido sulfuroso Ácido disulfuroso 2 B 2O3 + H2O à H2B4O7 Anhídrido bórico Ácido tetrabórico 2 CrO3 + H2O à H2Cr2O7 Anhídrido crómico Ácido dicrómico

5.5.2. Ácidos oxácidos Llamados también oxiácidos, se producen al combinar el óxido ácido (anhídrido) con el agua. OXIDO ACIDO + AGUA à ACIDO OXACIDO Nomenclatura. La nomenclatura común usa los mismos prefijo y terminaciones que los óxidos ácidos, pero cambiando la palabra anhídrido por ácido. Ejemplo: SO3 + H 2O à H2SO4 Anhídrido sulfúrico ácido sulfúrico Cl2O + H2O à H2Cl2O2 à HClO Anhídrido hipocloroso ácido hipocloroso N2O5 + H 2O à Anhídrido nítrico

b) Ácidos polihidratados. En este caso combinamos al óxido ácido con más de una molécula. Esto no ocurre con cualquier no-metal, solamente con algunos como por ejemplo: fósforo, arsénico, antimonio. OXIDO ACIDO +n AGUAàACIDO OXACIDO POLIHIDRATADO

H 2N2O6 à HNO3 ácido nítrico

Para nombrarlos se usa el nombre normal del ácido pero agregando ciertos prefijos de acuerdo al siguiente cuadro:

También se nombra usando prefijos de cantidad, para nombra los oxígenos el término “oxi” u “oxo” precedida de los prefijos mono, tri, tetra, etc. según el número de átomos de oxígeno, seguido del nombre del elemento no metálico terminado en “ATO”, y de la palabra hidrógeno en genitivo, a la cual también se antepone los prefijos mono, di tri, etc. según el número de átomos de hidrógeno. Ejemplo: H 2SO 4 Tetroxosulfato de dihidrógeno

PREFIJO

Estado Oxidación par

Estado Oxidación impar

Meta

1 anhídrido + 1 H 2O

1 anhídrido + 1 H2O

Piro

2 anhídrido + 1 H2O

1 anhídrido + 2 H2O

Orto

1 anhídrido + 2 H2O

1 anhídrido + 3 H2O

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5.6.2. Sales oxisales

Ejemplos con estado de oxidación par: SO3 anhídrido sulfúrico 1 SO3 + 1 H 2O à H2SO4 ácido meta sulfúrico 1 SO3 + 2 H 2O à H4SO5 ácido ortosulfúrico 2 SO3 + 1 H 2O à H2S 2O7 ácido pirosulfúrico Ejemplos con estado de oxidación impar: P2O 5 anhidrido fosfórico 1 P2O5 + 1 H2O à H2P 2O6 à HPO 3 ácido meta fosfórico 1 P2O5 + 2 H2O à H4P 2O7 à H 4P2O7 ácido piro fosfórico 1 P2O5 + 3 H2O à H6P 2O8 à H 3PO 4 ácido orto fosfórico Es necesario tener en cuenta que se puede obviar el término meta y orto para algunos casos. Por ejemplo: H 3PO 2 ácido ortohipofosforoso se le llama ácido hipofosforoso H3PO3 ácido ortofoforoso se llama ácido fosforoso H3PO4 ácido ortofosfórico se llama ácido fosfórico

Cuando la reacción es entre un ácido oxácido y una base. ACIDO OXACIDO + BASE à SAL OXISAL + AGUA Ejemplo: H 2SO4 + 2 NaOH à Na2SO4 + 2 H2O Nomenclatura. La nomenclatura común se cambian las terminaciones OSO e ICO del ácido respectivo por ITO y ATO. Ejemplos: H2SO4 Ácido sulfúrico HNO3 Ácido nítrico HClO Ácido hipocloroso

5.6. Sales Son compuestos que se obtienen al sustituir en forma parcial o total los hidrógenos de un ácido por elementos metálicos. Experimentalmente se obtienen por reacción de neutralización entre un ácido y una base. ACIDO + BASE à SAL + AGUA Clasificación: Las sales se clasifican: Por su origen: sales haloideas y sales oxisales. Por su Constitución: Sales neutras, ácidas, dobles.

Na2SO4 Sulfato de sodio Cu(NO3)2 Nitrato cúprico KClO Hipoclorito de potasio

La nomenclatura sistemática de la IUPAC, es usando prefijos de cantidad similar a los oxiácidos. Ejemplo: Na2CO 3 Trioxocarbonato de disodio CaSO 4 Tetraoxosulfato de calcio

5.6.1. Sales Haloideas Son sales binarias que resultan de la reacción de un ácido hidrácido y una base.

5.6.3. Sales neutras

ACIDO HIDRACIDO + BASE à SAL HALOIDEA + AGUA

Son aquellas donde se ha sustituido totalmente los hidrógenos del ácido de donde provienen, por elementos metálicos. CaSO 3 Sulfito de calcio Trioxosulfato de calcio (IUPAC) AlCl3 Cloruro de aluminio Tricloruro de aluminio (IUPAC) KClO4 Perclorato de potasio Tetraoxoclorato de potasio (IUPAC)

Ejemplo: HCl + NaOH à NaCl + H2O Nomenclatura. La IUPAC y el sistema común coinciden en la notación, el anión se hace terminar en “uro” seguido del nombre catión. Ejemplo: NaCl Cloruro de sodio AlBr3 Bromuro de aluminio CuS Sulfuro de cobre o sulfuro cúprico

5.6.4. Sales ácidas En este caso la sustitución de hidrógenos ha sido parcial, para reemplazarlo por metales. Por ejemplo: NaHSO4 Sulfato ácido de sodio

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Al(H2PO4) 3 NaHS 5.6.5. Sales dobles

hidrógenoTetraoxosulfato de sodio Fosfatodiácido de aluminio Tris(dihidrógenotetraoxofosfato) de aluminio Sulfuro ácido de sodio

incrustaciones reduce la eficiencia de la transferencia de calor y reduce el flujo de agua a través de los tubos. La eliminación de los iones que causan el agua dura se llama ablandamiento del agua. No todos los sistemas municipales de suministro de agua requieren ablandamiento. Cuando el mismo es necesario, el agua se tomas por lo general de fuentes subterráneas en las que ha tenido un contacto considerable con 2+ 2+ 2+ piedra caliza, CaCO3, y otros minerales que contienen Ca , Mg , y Fe . El proceso cal-carbonato se emplea para operaciones de ablandamiento de aguas municipales en gran escala. El agua se trata con cal, CaO [o cal apagada, Ca(OH) 2], y carbonato de sodio, Na2CO3. Estas sustancias químicas causan la 2+ -9 2+ precipitación del Ca como CaCO 3 (Kps = 2,8x10 ) y del Mg como Mg(OH)2 -11 (Kps = 1,8x10 ) 2+ -2 Ca (ac) + CO3 (ac) à CaCO3 (s)

Son aquellas en las que existen 2 y 3 elementos metálicos diferentes respectivamente. Para formar estas sales uniremos el ion negativo del ácido con el ion positivo de los metales, pero en este último caso el número de oxidación será igual a la suma de los iones respectivos de los metales. Para la nomenclatura sólo seguiremos las reglas ya conocidas pero nombrando los diferentes metales y colocando cuando crea conveniente los prefijos DOBLE y TRIPLE respectivamente. NaKSO4 Sulfato doble de sodio y potasio BaNa(NO3) 3 Nitrato doble de bario y sodio CaNaPO4 Fosfato doble de calcio y sodio

+ 2 OH

-1 (ac)

à Mg(OH)2 (s)

El intercambiador de iones es un método doméstico típico para ablandar agua. En este proceso el agua dura se hace pasar a través de una resina de intercambio de iones: perlas de plástico con grupos aniónicos unidos de forma covalente. Estos grupos + con carga negativa tienen iones Na unidos a ellos para balancear sus cargas. Los 2+ iones Ca y otros cationes del agua dura son atraídos hacia los grupos aniónicos y + desplazan los iones Na con carga más baja hacia el agua. Así pues, un tipo de ión intercambia por otro. Para mantener el balance de cargas, dos iones Na+ pasan al 2+ agua por cada ión Ca que se retira El agua ablandada de esta manera contiene una concentración mayor de iones + + Na . Aunque los iones Na no forman precipitados ni causan otros problemas que se asocian con los cationes del agua dura.

5.6.6. Sales hidratadas Generalmente son sales que cristalizan con varias moléculas de agua. Ejemplo: CaSO4.2 H2O Sulfato de calcio dihidratado CuSO4 5 H2O Sulfato cúprico pentahidratado Na2CO3.10 H2O Carbonato de sodio decahidratado CaCl2.5 H2O Cloruro de calcio pentahidratado. 5.7. Ablandamiento del agua 2+

(ac)

El agua que contiene una concentración relativamente al de Ca , Mg y otros cationes divalentes se conoce como agua dura. Aunque la presencia de estos iones no constituye en general una amenaza para la salud, puede hacer que el agua sea inadecuada para ciertos usos domésticos e industriales. Por ejemplo, estos iones reaccionan con los jabones para formar una nata de jabón insoluble, que es lo que forma anillos de las tinas de baño. Además, se pueden formar depósitos minerales cuando se calienta el agua que contiene estos iones. Cuando se calienta el agua que contiene iones calcio y iones bicarbonato, se desprende dióxido de carbono. En consecuencia, la solución se hace menos ácida y se forma carbonato de calcio, que es insoluble: 2+ -1 Ca (ac) + 2 HCO 3 (ac) à CaCO3 (s) + CO 2(g) + H 2O(l) El CaCO3 sólido recubre la superficie de los sistemas de agua caliente y de las teteras, y esto reduce la eficiencia de calentamiento. Estos depósitos, llamados incrustaciones, pueden ser especialmente graves en las calderas donde el agua se calienta a presión en tubos que corren a través de un horno. La formación de

5.8. Ejercicios 1. Cuando los ácidos fuertes reaccionan con os carbonatos hay desprendimiento de gas A) Monóxido de Carbono B) Vapor de agua C) Hidrógeno D) Dióxido de carbono E) Oxigeno 2.

Según el Ácido de Origen las Sales se clasifican en: A) Ácidas y Básicas B) Oxisales, Básicas y Dobles C) Ácidas, Básicas y Neutras D) Haloideas y Ácidas E) Oxisales y Haloideas

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En el siguiente grupo de bases fuertes hay una incorrecta A) Al (OH)3 B) Na OH C) Ba (OH)2 D) Sr (OH)2 E) K OH

De la combinación de dos moles de anhídrido con una de agua se obtiene: A) Hidrácido B) Poliacido C) Polihidratado D) Tioacido E) Sulfoacido

B) C) D) E)

(NH4)2 NO3: Nitrato de Amonio Cr(OH)3: Hidróxido de Cromo (III) K2MnO4: Permanganato de Potasio H2SO4: Sulfato de Dihidrógeno

TEMA 6 REACCIONES QUÍMICAS

La formula del Sulfito ferrico es: A) Fe (SO4)3 B) Fe (SO 3)2 C) Fe2 (SO3)3 D) Fe2 (SO4)3 E) Fe2 (SO3)

6.1. Definición Las reacciones químicas son representaciones de las transformaciones químicas permanentes de las sustancias en la cual se altera su naturaleza química, formando nuevas sustancias (productos) con propiedades diferentes a las sustancias que le dieron origen (reaccionantes). Las reacciones químicas modifican la composición y las propiedades de las sustancias que forman parte de ellas. El estudio de las mismas es de vital importancia no sólo como ciencia sino por su amplia aplicación en la industria y en muchas disciplinas relacionadas con la química, biología, diferentes ramas de la Ingeniería, Medicina, etc. son muy importantes. En la naturaleza y en laboratorio ocurren diferentes reacciones químicas, y estas son representadas a través de las ecuaciones químicas, que nos proporciona los medios para: 1- Resumir la reacción 2- Mostrar las sustancias que reaccionan, y los productos formados. 3- Indica las cantidades totales las sustancias que intervienen en la reacción.

El compuesto H 3PO4 se llama: A) Ortofosfito de Hidrógeno B) Acido Pirofosforoso C) Acido Pirofosfórico D) Acido Fosfórico E) Acido Fosforoso Si se deja reaccionar al oxido de Calcio con el anhídrido carbónico, se forma: A) Carbonato de calcio y Agua B) Acido Carbónico e Hidróxido de Ca C) Solo carbonato de calcio D) Monóxido de carbono e Hidróxido E) Acido carbónico y Calcio Metálico

La formula Na H2BO3, indica que es una sal A) Doble B) Compleja C) Acida D) Básica E) Oxisal Hidratada 9. Son características de óxidos no metálicos I. Están formados por dos no metales II. La mayoría son sólidos, poco solubles III. Su enlace son de tipo covalente IV. Al disolverse en el agua se convierten en hidróxidos Son correctos: A) I, II, IV B) Sólo I C) Sólo III D) Todos E) I, III

6.2. Ecuación química Las ecuaciones químicas no sólo permiten la interpretación del cambio químico que está ocurriendo, sino que indican como reaccionan ciertos materiales químicos cuando se mezclan así como los productos que puede obtenerse. Las reacciones químicas siempre implican un cambio, donde los átomos, moléculas e iones se reacomodan para formar nuevas sustancias. Las sustancias que participan en la reacción se llaman reactivos y las sustancia formadas son los productos. Durante las reacciones químicas se rompen enlaces y se forman otros productos, y los reactivos y productos suelen estar como sólidos, líquidos y gaseosos. Además en una reacción química debe cumplir la Ley de conservación de la masa Los átomo no se crean ni se destruyen, todos los átomos que existen en los productos deben estar presentes en los reactivos. Las reacciones químicas se representan por medio de una ecuación química. Las ecuaciones se representan mediante símbolos y fórmulas de los elementos

10. El cobre al reaccionar con el oxigeno forma dos óxidos cuyas fórmulas correctas son: A) CuO 2, CuO B) Cu2O, CuO 2 C) CuO, Cu2O3 D) Cu2O, CuO E) CuO2, Cu2O3 11. ¿Cuál de las formulas no guarda relación con el nombre? A) NaHCO3: Bicarbonato de Sodio

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La descomposición de un compuesto se puede producir dos elementos. Por ejemplo de la electrólisis del agua se obtiene oxígeno e hidrógeno gaseoso.

y compuestos involucrados en la reacción. Los reactivos se indican en la parte izquierda y los productos en la derecha. REACTIVOS → PRODUCTOS Para representar una ecuación química, se debe tener en cuenta lo siguiente: •

Electrólisis 2 H2O (l) →

Una sal soluble o solución acuosa se indica por la fórmula de los iones que forman el compuesto, colocando como subíndice (ac) luego de la fórmula o símbolo de compuestos.

•

Un compuesto insoluble o ligeramente soluble se representa por una fórmula molecular de compuestos seguida del símbolo (s).

•

Un gas insoluble o ligeramente soluble se representa por la formula molecular del gas seguida del símbolo (g).

La descomposición de un compuesto se puede producir un elemento y uno o más compuestos. Por ejemplo el clorato de potasio por acción del calor se descompone en : 2 KClO 3 (s)

• Un compuesto líquido (l). Por ejemplo para representar la siguiente ecuación:

∆

→

2 KCl (s) + 3 O2 (g)

Descomposición de un compuesto da otros compuestos. Cuando el carbonato de calcio (caliza) se calienta se descompone en óxido de calcio y dióxido de carbono.

A2 (s) + 2 BC (ac) → 2 AB (ac) + C2 (g) A2 es un sólido o un compuesto insoluble(o precipitado), BC, y AB son compuestos solubles en agua (acuosas) y C2 es un gas. 6.3. Clases de reacciones químicas. Las reacciones químicas pueden ser:

CaCO3(s) 6.3.3.

∆

→

CaO(s) + CO 2 (g)

Reacciones de desplazamiento simple

Son aquellas donde un elemento desplaza a otro en un compuesto, quedando el elemento desplazado en forma libre. Una forma sencilla de predecir si ocurriría una reacción de sustitución, tanto en el caso de sustitución de hidrógeno como de metal, es referirse a una serie de actividad metálica De acuerdo con esta serie cualquier metal ubicado arriba del hidrógeno lo sustituiría del agua o de un acido. De hecho, cualquier especia de la lista reaccionara con cualquier otra especie que se encuentre debajo de ella y no al contrario. Cu(s) + 2 AgNO3(ac) → Cu(NO3)2(ac) + 2 Ag(s) Zn(s) + H2SO4(ac) → ZnSO4(ac) + H2(g)

6.3.1. Reacciones de combinación Son reacciones en las que dos o más sustancias reaccionantes se combinan para formar un sólo producto es decir un sólo compuesto. SUSTANCIA + SUSTANCIA → COMPUESTO Las reacciones de combinación pueden ser: Combinación de dos elementos para formar un compuesto. H2 (g) + Cl2 (g) → 2 HCl (g) Combinación de un elemento y un compuesto para formar un compuesto. 2 CO (g) + O2 (g) → 2 CO 2 (g) Combinación de dos compuestos para formar otro compuesto. SO3 (g) + H 2O (l) →

2 H2 (g) + O2 (g)

→

2 NaCl(ac) + Br2(l)

Zn (s) + 2 HCl (ac) →

ZnCl2 (ac) + H 2 (g)

Cl2(g) + 2 NaBr(ac)

H2SO4 (ac)

6.3.2. Reacciones de descomposición

6.3.4.

Son aquellas en las que un compuesto se descompone para producir dos o más sustancias. Pueden descomponerse en: dos elementos, un elemento y un compuesto y dos ó mas compuestos. Estas reacciones son no espontáneas es decir se llevan a cabo solamente por la acción de un factor externo como el calor, corriente eléctrica, etc. Las reacciones de descomposición son reacciones opuestas a las reacciones de combinación.

Cuando reaccionan dos compuestos para formar dos nuevos compuestos, sin que se produzcan cambios en sus números de oxidación. En estas reacciones los iones de los dos compuestos cambian o intercambian iones formando nuevos compuestos. Las reacciones de metátesis pueden ser :

COMPUESTO → SUSTANCIA + SUSTANCIA

Reacciones de metátesis o doble desplazamiento

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oxidación. En una reacción redox siempre se da una Oxidación y una Reducción. estos ocurren en forma simultánea, nunca se dará solamente la oxidación o la reducción, ya que en la oxidación se pierde electrones y en la reducción se ganan electrones. Por ejemplo en la reacción del cobre con el ácido nítrico, el cobre se oxida y el nitrógeno en el nitrato se reduce.

NEUTRALIZACIÓN. Es la reacción de un ácido y una base para formar una sal y agua, es decir se eliminan las propiedades corrosivas del ácido y cáusticas de la base. Ecuaciones moleculares En las reacciones de doble desplazamiento se debe considerar tres ecuaciones : La ecuación molecular, en la que se considera todo los compuestos que participan en los reaccionantes y productos por ejemplo:

3 Cu(s) + 8 HNO3 (ac) → 3 Cu(NO3)2 (ac) + 2 NO (g) + 4 H 2O (l) Reacciones redox pueden considerarse a las de reacciones de combinación o descomposición en donde participa un elemento como reaccionante o producto, así como también se considera a las reacciones de desplazamiento simple.

KOH (ac) + HCl (ac) → KCl (ac) + H 2O (l) La ecuación iónica total, en este caso considera a los compuestos acuosos en forma iónica tal como: [K

+ (ac)

+ OH−(ac)] + [H

(ac)

+ Cl −(ac)] → [ K

+ (ac)

6.4.1. Número de oxidación o estado de oxidación

+ Cl −(ac)] + H2O(l)

Es el número de electrones que gana o pierde un átomo de dicho elemento al formar el compuesto. En el caso de iones atómicos sencillos, corresponde a la carga real del ión. En compuestos covalentes (con enlace covalente), los números de oxidación se asignan siguiendo unas reglas arbitrarias, tal como al elemento más electronegativo se le asigna un número de Oxidación negativo, y al elemento menos electronegativo se le asigna el número de oxidación positivo.

La ecuación iónica neta, para ello se deben simplificar los iones comunes en + ambos miembros de la reacción, por ejemplo, los iones K y Cl− aparecen en ambos lados de la ecuación no cambian con la reacción, por lo tanto se simplifican entonces obtenemos: H+(ac) + OH

−

(ac)

→

H2O (l)

Para identificar el número de oxidación de un elemento en un compuesto se debe tener presente las siguientes reglas:

PRECIPITACIÓN. Cuando reaccionan dos compuestos para formar otros compuestos poco solubles o insolubles llamados comúnmente precipitados que se forman en el seno de una disolución. La reacción de cloruro de bario y carbonato de sodio en disolución acuosa forman un compuesto insoluble (llamado precipitado) de sulfato de bario, la ecuación molecular es: BaCl 2 (ac) + Na 2CO 3 (ac) →

1. El número de oxidación de un átomo al estado elemental libre no combinado es cero (0), ya sea en forma mono o poliatómica. Ejemplo: 0 0 0 0 Cu , H2 , N2 , S 8 . 2. El hidrógeno en los compuestos tiene un número de oxidación +1. Ejemplo: HCl, HNO 3, NH 3; a excepción de los hidruros de metales fuertemente electropositivos que trabaja con _1. Ejemplo: NaH, BaH 2 .

BaCO3 (s) + 2 NaCl (ac)

La ecuación iónica total es: [Ba

2+ (ac)

+ 2 Cl−(ac)] + [2 Na

2− (ac)

+ CO3

(ac)

] → BaCO3(s) + 2 [Na

(ac)

+ Cl − (ac) ]

3. El oxígeno en las combinaciones actúa con _2, Ejemplo: CaO, HNO 3, NaOH, CuSO4 ; a excepción en los peróxidos donde trabaja con 1−, Ejemplo: H2O2 , Na2O2, BaO 2. 4. Los metales alcalinos en todos sus compuestos trabajan con 1+ y siempre dan compuestos iónicos, Ejemplo: NaCl, KI, LiBr. 5. Los metales alcalinotérreos siempre forman compuestos iónicos con 2+, Ejemplo: Ca(OH)2, CaO, MgSO4, BaCl2. 6. Los halógenos cuando forman halogenuros lo hacen con 1-, dando compuestos iónicos, Ejemplo: NaCl, CaCl2, AlCl3, cuando forman compuestos oxigenados (al combinarse con el oxígeno) lo hacen con números de oxidación positivos, ejemplo: HClO (cloro +1), NaIO4 (yodo +7), etc.

−

Eliminando los iones Na y Cl obtenemos la ecuación iónica neta: Ba

2+ (ac)

2−

+ CO3

(ac)

→

BaCO3 (s)

6.4. Reacciones de oxido reducción (REDOX) Son reacciones en las que experimenta cambios en su estado o numero de oxidación, en ellas hay transferencia de electrones, es decir ganancia o pérdida de electrones, por que más de un elemento sufre cambio en su estado de oxidación, o sea en la misma ecuación en los reaccionantes aparece con un estado de oxidación y en los productos con otro estado de

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7. En todo compuesto di o poliatómico, suponiendo que todos sus componentes son iones o compuestos covalentes, la suma de sus números de oxidación (carga), es cero, Ejemplo: Na2CO3,

Na2 C

Todo cambio de número de oxidación que tiende hacia la derecha es Oxidación, y todo cambio de número de oxidación que tiende a la izquierda es una Reducción. Ejemplo: Determinar la oxidación y reducción en: 0 +1+5 -2 +1 +5 -2 +2 -2 +1 -2

O 3−2 = 2 (+1) + (+4) +3 (−2) = + 2 + 4 − 6 = 0.

3 Ag + 4 HNO3 → 3 AgNO 3 + NO + 2 H2O

8. La carga de un ión (mono atómico), siempre es el número de oxidación del elemento de dicho ión. En un ión poliatómico es la suma de los números de oxidación de los átomos constituyentes la que indica la carga del ión.

Cambian su número de oxidación la plata de 0 a +1, va hacia la derecha entonces es la oxidación y el N va de +5 a +2, va hacia la izquierda entonces es la reducción. 0 +5 +1 +2 3 Ag + 4 HNO3 → 3 AgNO 3 + NO + 2 H2O

Ejemplo: Cuál es el número de oxidación del Mn en el Permanganato de potasio (KMnO4). KMnO4 K es metal alcalino entonces está con +1 O no es peróxido entonces está con Mn no se conoce entonces KMnO4

OXIDACIÓN: Ag −1 e − → Ag + REDUCCIÓN: NO3 − + 4 H + 3 e − → NO + 2H 2O +

−2 X

= (+1) + (X) + 4 (−2) = 0

En las reacciones químicas, los electrones no se crean ni se destruyen, por lo que la oxidación y la reducción siempre se producen simultáneamente en un mismo grado. De tal forma que la cantidad de electrones que pierde un compuesto el otro compuesto las gana produciendo una transferencia de electrones para dar una reacción de oxidación-reducción (redox).

= +1 + X − 8 = 0 ⇒ X= +7 El número de oxidación del Mn es +7. 9. En una molécula neutra, la suma de los números de oxidación de todos los átomos debe ser cero. En un ión poli atómico, la suma de los números de oxidación de todos sus elementos debe igualar la carga neta del ión.

6.4.3. Agente oxidante y agente reductor a) AGENTE OXIDANTE. Los agentes oxidantes son sustancias cuyos átomos aceptan electrones y oxidan a otras sustancias, ellas siempre se reducen. Los agentes oxidantes son las especies que:

6.4.2. Oxidación y reducción a) OXIDACIÓN. Es un incremento algebraico del número o estado de oxidación y corresponde a una pérdida real o aparente de electrones. b) REDUCCIÓN. Es la disminución algebraica del número o estado de oxidación, corresponde a una ganancia real o aparente de electrones. Para identificar la oxidación y la reducción, hacemos una escala de números de oxidación de la siguiente forma:

-4

-3

-2

-1

+2 +3

Oxidan a otras sustancias.

•

Ganan electrones real o aparentemente.

• Se reducen. Si una sustancia se reduce (gana electrones), hace que otra los pierda. Por lo tanto, es un agente oxidante por que provoca una oxidación. b) AGENTE REDUCTOR. A las sustancias cuyos átomos donan electrones y reducen a otras sustancias se les denominan agentes reductores, ellas siempre se oxidan Los agentes reductores son las especies que:

oxidación -1 e- (aumento)

-5

•

reducción +1e- (disminución)

•

Reducen a otras sustancias.

•

Pierden electrones real o aparentemente.

•

Se oxidan.

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Para reacciones en medio básico agregar H 2O y OH para balancear los átomos de H y O. Por cada átomo de oxigeno en exceso en un lado de la ecuación, agregar una molécula de H2O al mismo lado y dos OH al otro lado; y por cada átomo de hidrógeno en exceso en un lado, agregar un OH al mismo lado y una molécula de H2O al otro lado. 4. Balancear las cargas de cada una de las semireacciones por separado, añadir electrones (e ) en forma de reactivos (semirreacción de reducción) o productos (semi-reacción de oxidación) de tal manera que la ecuación tenga carga cero. El balance de carga siempre debe hacerse después del balance de átomos, nunca antes. 5. Multiplicar cada semirreacci´on por un número apropiado, de modo que el numero total de electrones perdidos por en agente reductor sea igual al numero de electrones ganados por el agente oxidante.

Si una sustancia se oxida al perder electrones hace que otras los ganen, por lo tanto, es un agente reductor por que provoca la reducción. Ejemplo: En la siguiente ecuación: 0

3 Cu SO 4 + 2 Al → Al2 (SO4) 3 + 3 Cu +2

La oxidación es

→ Al

La reducción es Cu2+ → Cu El agente oxidante es el CuSO4. El agente reductor es el Al.

6. Sumar las dos semireacciones que resultan de estas multiplicaciones. En la ecuación iónica resultante anular todos los términos comunes en ambos lados. Todos los electrones se anulan automáticamente. 7. Transformar la ecuación iónica obtenida en una ecuación molecular, esto se realiza añadiendo a cada lado de la ecuación, números iguales de iones que no sufren transferencia de electrones. Balancear estas especies, respetando los coeficientes ya obtenidos. 8. Finalmente, comprobar la ecuación final, contando el número de átomos de cada elemento en ambos lados de la ecuación y calculando la carga neta en cada uno de ellos.

6.5. Balanceo de ecuaciones redox: método ion electrón El método del ión electrón se basa en el concepto de que la oxidación consiste en la pérdida de uno o más electrones, en cambio, la reducción es la ganancia de uno o más electrones. Por tanto, la reacción global se divide en dos semireacciones, una para la oxidación y la otra para la reducción. Las ecuaciones de las dos semireacciones se balancean por separado (elementos y carga). A continuación, se iguala el número de electrones que se gana y se pierde en ambas. Por ultimo, se suman las semireacciones resultantes para obtener la ecuación total balanceada. Las siguientes reglas ayudaran a aplicar este método, en el balanceo de las ecuaciones redox.

Este método es sistemático y normalizado y por lo tanto exacto, se fundamenta en el balanceo de las ecuaciones en forma separada y completa, describiendo SEMIREACCIONES de oxidación y reducción igualando los átomos, luego el número de electrones que se ganan en ambas semireacciones. Finalmente se suman las semireacciones resultantes para obtener la ecuación total balanceada.

1. Establecer una ecuación iónica que incluya aquellos reactivos y productos que contengan los elementos, que sufren una variación del número de oxidación. 2. Escribir una ecuación para la semirreacción de reducción, con el elemento que sufre una disminución en su número de oxidación; y una para la semirreacción de oxidación, con el elemento que sufre un aumento en su número de oxidación. Las especies deben ser escritas en forma iónica o molecular. Los compuestos iónicos se separan en sus iones componentes, señalando con toda claridad sus cargas correspondientes. Los óxidos y los compuestos covalentes no se separan en iones.

Las ecuaciones redox, en la mayoría de casos procede en un medio ácido (H+), en medio básico (OH−). 6.5.1. En medio ácido Ejemplo: Balancear la siguiente ecuación:

3. Balancear los átomos de cada una de las semirreacción por separado, teniendo en cuenta el medio de la reacción. v Para reacciones en medio acido o neutro agregar H2O para balancear los átomos de O, y H+ para balancear los átomos de H. Por cada átomo de oxigeno en exceso en un lado de la ecuación, agregar una molécula de H2O al otro lado; y por cada átomo de hidrógeno en exceso en un lado, agregar H+ al otro lado.

KMnO4 + H2O2 + H2SO4 → O 2 + MnSO 4 + K 2SO4 + H2O 1. Se identifica los elementos que cambian su número de oxidación para reconocer la oxidación y la reducción.

__________________________________________________________________QUÍMICA__________________________________________________________________

KMnO4 + +1+7 -2 +1 -1 +1+6-2 0 +2 +6 -2 H2O2 + H 2SO4 → O2 + MnSO4 + K 2SO4 + H2O Se oxida el oxígeno del peróxido de (-1) a (0) en oxígeno molecular y se reduce el Manganeso de +7 en el permanganato de potasio a Mn (+2) en el sulfato de manganeso (II).

K MnO4)

-1

+ H2O2 +

+1 -2 H2 (SO 4)

→ O2 + Mn

-2 SO4 +

MnO 4− + 8 H + 5 e− → Mn +1

2 MnO4− + 16 H + 10 e− → 2 Mn 5 H2O2 + 2 MnO4− + 16 H

+ 8 H2O

Cl2 + NaOH → NaCl + NaClO3 El Cloro se oxida y se reduce a la vez. Oxidación: Cl2 → ClO3−

H2O2 → O2 + 2 H

S.R.R. MnO4− + 8 H + 5 e− → Mn

→ 5 O2 + 2 Mn

b) Por cada hidrógeno que sobre en un lado, en el otro se forma un agua + y se contrarrestan con un oxidrilo: H + OH − → H 2O Ejemplo: 0 -1 +5

+ 4 H2O

+ 8 H2O

a) Por cada oxígeno que sobre en un lado en el otro se forman 2 oxidrilos y se contrarrestan con un agua: O 2- + H2O → 2 OH − .

Reducción: Cl2 → Cl −

5. Se balancea por carga aumentando electrones (e-) en el lado necesario de tal manera que en ambos lados haya el mismo número de cargas del mismo signo (o sea la carga total de la reacción sea cero). S.R.O

Se sigue los mismos pasos que para el medio ácido, teniendo en cuenta que:

H → H H2O2 → O2 + 2 H+ + 8 H → Mn

+ 2 Mn

6.5.2. En medio básico

S.R.R.

2 KMnO4 + 5 H 2O2 + 3 H2SO4 →5 O2 + 2MnSO 4 + K 2SO4 + 8 H2O

+ 8 H2O

8. Cada semirreacción regresa a sus compuestos de origen llevando los coeficientes hallados.

O + 2 H → H2O b. Si en un lado sobra un hidrógeno en el otro se forma un ión hidrógeno:

+ 10 e−

→ 5 O2 + 10 H

5 H2O2 + 2 MnO 4− + 6 H

K 2SO4 + H 2O

4. Se balancea por masa, primero todos los elementos diferentes de H y oxígeno, luego se balancean estos teniendo en cuenta las siguientes reglas: a. Si en un lado sobra un oxígeno, en el otro se forma un agua y se + contrarresta con dos iones hidrógeno o dos protones (H ):

MnO 4−

7. Se reducen términos comunes: (en este caso hay)

Semi reacción de Oxidación (S.R.O.) H2O2 → O 2

S.R.O.

+ 2 e−

+ 4 H2O

3. Sacar las semirreacciones con los iones o moléculas que contengan a los elementos cambiantes. Semi reacción de Reducción (S.R.R.) MnO4− → Mn

5 H2O2 → 5 O2 + 10 H

2. Todas las formas iónicas se parten en anión y catión y las formas moleculares se conservan. Teniendo en cuenta que en solución acuosa se ionizan los ácidos, los hidróxidos y las sales. +1(

H2O 2 → O2 + 2 H

−

+ 2e

+ 4 H2O

Cl2 + 12 OH− − 10 e− → 2 ClO 3− + 6 H2O

Cl2 + 2 e− → 2 C l − Cl2 + 12 OH− + 5 Cl2 → 2 ClO3− + 6 H2O + 10 C l −

6. Se multiplica cada semirreacción por el número de electrones de la otra

6 Cl2 + 12 OH− → 2 ClO3− + 6 H2O + 10 C l − (entre 2)

reacción y luego se suma miembro a miembro.

3 Cl2 + 6 OH− → ClO3− + 3 H2O + 5 C l − 3 Cl2 + 6 NaOH → 5 NaCl + NaClO3 + 3 H2O

__________________________________________________________________QUÍMICA__________________________________________________________________

2. Completar e indicar la clase de reacción de :

6.5.3. Balanceo de ecuaciones iónicas

a) Cl2O5 (g) + H 2O(1) → b) H 2SO 4 (ac) + NaOH (ac) →

Ejemplo: MnO4−

+ SO3

2−

→ Mn

2 −

c) NaCl(ac) + F2 (g) →

SO4

∆

1. Identificación del estado de oxidación y reducción: +7 +4 MnO4−

2 SO3 −

d) N2 (g) + H 2 (g) → e) SO2(g) + O2 (g) →

→ Mn

is f) NaCl (l) Electrolis   →

2 −

SO4

3. Haga las ecuaciones iónicas totales y netas de:

2. Semirreacción de: Oxidación:

2 SO3 − −

→

2 SO4 − 2+

a) CaCl2 (ac) + H 2SO4 (ac) → CaSO4 (s) + HCl (ac)

→ Mn

Reducción: MnO4

b) AlCl3 (ac) + NH4OH (ac) → Al(OH)3 (s) + NH4Cl (ac) c) H 3PO 4 (ac) + Ca(OH)2 (ac) → Ca3(PO4) 2 (s) + H 2O (l)

3. Balanceo por masa: 2 −

SO3

MnO4 −

+ H2 O

4. Formule e indique la clase de reacción. →

2−

SO 4

a) b) c)

+ 2H

2+ + 8 H+ → Mn + 4 H2O

2−

+ H2O − 2 e− →

SO3

MnO4

5 SO3

2−

−

2−

SO 4

+ 8 H+ + 5 e− → Mn2+ + 4 H2O +

2−

5 SO3

2−

+ 2 MnO4 − + 6 H+ → 5 SO4

+ 10 H +2 Mn 2+

+2 Mn

Si combustiona propano en aire. gas dióxido de nitrógeno dejando como residuo una sal de cobalto.

+ 2H

+ 5 H2O + 2 MnO4 − + 16 H → 5 SO4

Si el sulfuro ferroso reacciona con el oxígeno produce dos compuestos.

d) Si reacciona cobalto metálico con un exceso de ácido nítrico, se libera un

4. Balanceo por carga y multiplicación cruzada de los coeficientes de electrones 5

Si reacciona un trozo de potasio con agua.

Se desprende dióxido de carbono cuando se hace reaccionar carbonato de calcio con ácido clorhídrico.

5. Balancear por el método ión electrón en medio ácido las siguientes reacciones redox :

+ 8 H2O

a) MnO + PbO2 + HNO3 → HMnO4 + Pb(NO3)2 + H2O

+ 3 H2O

b) KI + KIO 3 + H 2SO4 → I2 + K2SO4 + H2O

6.6. Ejercicios 1. Indique la clase de reacción de :

c) K2Cr2O7+ H2SO4 + CH3CH2OH → Cr2(SO4)3 + K2SO 4 + CH3CHO + H2O

CaO(s) + H2O(l) → Ca(OH)2(ac)

d) BaSO4 + Na2CO3 + C → Na2S + BaCO3 + CO

N 2O3 (s) + H 2O(l) → HNO2 (ac)

e) P4 + HClO 3 + H2O → H3PO4 + HCl

NaI (ac) + Cl2 (g) → I2(s) + NaCl(ac)

f) PbO2 + HI

Ba(NO3)2 (ac) + Na2CO3 (ac) → BaCO3 (s) + NaNO3 (ac)

→ PbI2 + I2 H2O

g) Zn + H2MoO4 + H2SO4 → ZnSO4 + Mo2(SO4)3 + H2O

__________________________________________________________________QUÍMICA__________________________________________________________________

10. Señalar la relación incorrecta:

6. Balancear por el método ión electrón en medio básico las siguientes reacciones redox:

a) C 2O4 à CO2 b) CH3OH à HCHO c) H 2O2 à O2 23+ d) Cr2O7 à Cr e) MnO2 à MnO4

a) NaClO3 + MnO2 + KOH → K2MnO4 + KCl + H 2O b) Mn2+ + Ag+ → MnO2 + Ag c) MnO4 − + HSnO2− → SnO32− + MnO2

: Oxidación : Reducción : Oxidación : Reducción : Oxidación

d) MnSO4 + KMnO4 + KOH → MnO 2 + K 2SO 4 + H 2O 11. Cuántos electrones se requieren para balancear la siguiente semireacción de oxidación:

e) P4 + KOH → K3PO3 + H2

7. Por reacción entre el carbonato de sodio y el cloruro de bario en solución acuosa se forma un compuesto insoluble, la fórmula es: a)

NaCl

b) BaCO3

c) Na2CO 3

d) BaCl2

P4 + 16 H2O - ......e à 4 PO4 + 32 H a) 5 b) 10 c) 15 d) 20 d) 3

f) Al + NaOH + H 2O → NaAlO2 + H2

12. Asigne números de oxidación a cada elemento de los siguientes compuestos e iones: a) SO3 b) HNO3 c) LiOH d) Fe(OH) 3 e) HClO 3 f) CuCl2 g) K 2CrO4 h) Ni(OH)2 l) S 2O32k) SO42i) N2H4 j) NO3-

e) NaHCO3

8. Cuando el etanol arde en presencia de aire, produce anhídrido carbónico y agua más energía. CH3CH2OH + O2 à CO2 + H 2O + Energía A qué clase de reacción corresponde: a) Combinación. b) Descomposición. c) Desplazamiento doble. d) Redox. e) Desplazamiento simple.

13. Decide cuáles de las siguientes reacciones son de oxidación – reducción. En cada caso, explique su decisión e identifique los agentes oxidantes y reductores.

a) b) c) d) e) f) g) h)

9. Respecto a la reacción redox siguiente: K2Cr2O7 + FeSO4 + HCl à CrCl3 + Fe2(SO 4)3 + FeCl3 + KCl Las proposiciones son verdaderas y falsas. I. El agente oxidante es el K2Cr2O7 II. El agente reductor HCl III. El cromo se reduce de +6 a +3 IV. El cloro se oxida de –1 a +1 El orden correcto es: a) VFVF b) VFVV c) VVVF d) FVFV e)VFFV

Na (OH) (ac) + HNO3(ac) → NaNO3(ac) + H 2O(l) 4Cr(s) + 3O 2(g) → 2Cr 2O3(s) NiCO3(s) + 2HCl(ac) → NiCl2(ac) + H2O(l) + CO2(g) Cu(s) + Cl2(g) → CuCl2(g) Fe(s) + 2HCl(ac) → FeCl2(ac) + H2(g) 2Al(s) + 3CuSO4(ac) → Al2(SO4)3(ac) +3Cu(s) Au(s) + 3AgNO3(ac) → Au(NO3) 3(ac) + 3Ag(s) CdCl2(ac) + Na2S(ac) → CdS(s) + 2NaCl(ac)

14. Escriba semirreacciones de oxidación y de reducción para las siguientes ecuaciones redox netas. Demuestre que su suma es la reacción neta.

a) Cd(s) + Cu2+(ac) → Cu(s) + Cd2+(ac) b) Zn(s) + 2H3O+(ac) → Zn2+(ac) + H2(g) + 2H2O(l)

__________________________________________________________________QUÍMICA__________________________________________________________________

c) 2Al(s) + 3Zn2+(ac) → 2Al3+(ac) + 3Zn(s) 15. Balancee la ecuación para la reacción de Zn con Cr2O7 ácida. 2-

Zn(s) + Cr2O7

(ac)

→ Cr

P.A.V =  100

en solución

49,9472 uma (0,75) + 50,9490 uma (99,25) P.A. V =  = 50,9415 uma 100

(ac)

+ Zn

(ac)

7.1.2. Peso fórmula (PF) Es la suma de los pesos atómicos de los elementos en la formula, contando cada uno el número de veces que aparece en ella. El peso fórmula da la masa de una unidad fórmula en uma. El termino “peso formula” se usa tanto para sustancia iónicas como moleculares. Ejemplo el Peso fórmula del NaCl es 58,45 uma.

TEMA 7 ESTEQUIOMETRÍA La palabra “estequiometría” se deriva del griego stoicheion, que significa “primer principio o elemento”, y metron, que significa “medida”. La estequiometría describe relaciones cuantitativas: a. Entre los elementos en los compuestos (estequiometría de composición). b. Entre las sustancias químicas cuando sufren cambios químicos (estequiometría de la reacción).

7.1.3. Peso Molecular o masa molar (PM) Es la suma de los pesos atómicos de los elementos en la fórmula, contando cada uno el número veces que aparece en ella. El peso molecular es específicamente para sustancias moleculares (no iónicas). Ejemplo el peso molecular del CO2 es 44 g/mol 7.1.4. El Mol

7.1. Unidades químicas de masa 7.1.1 Peso atómico (PA) o masa atómica

Es la Cantidad de sustancia que contiene tantas entidades elementales (átomos, moléculas, partículas, etc.) como átomos hay en exactamente 12 g de carbono 23 12. Este número es igual a 6,022045x10 . 23 1 mol = 6,022045 x10 átomos (moléculas o partículas). Este número se llama Número de Avogadro, Para cálculos este número se redondea a cuatro cifras significativas 6,022 x1023 átomos.

Promedio de las masas atómicas de todos los isótopos de un mismo elemento, se expresa en unidades de masa atómica (uma). El Carbono de masa 12 sirve como patrón, de modo que una unidad de masa atómica se define como 1/12 de la masa de un átomo de carbono-12. uma = 1/12 masa de carbono 12

Un mol de átomos de carbono 12 tiene una masa exactamente de 12 g y contiene 6,022045 x1023 átomos. Esta cantidad se llama masa molar del carbono 12 y es la masa (en gramos o kilogramos) de un mol de unidades (como átomos o moléculas) de la sustancia. Ejemplo: ¿Cuántas moléculas de oxígeno hay en 10 moles del mismo? Solución:

Masa de un átomo de carbono 12 = 12 uma

Peso atómico =

Masa V (% abun) + Masa V (% abun)

M 1 (% 1 ) + M 2 (% 2 ) + ... + M n (% n ) 100

1 mol de O2  6,022 x10 átomos de oxígeno 23

Ejemplo: 50 ¿Cuál es el peso atómico del vanadio si tiene dos isótopos: V con una masa 51 atómica de 49,9472 uma, su abundancia es 0,75 % y V que tiene una masa atómica de 50,9490 uma cuya abundancia es 99,25%? Solución:

10 moles de O2  X 24 X = 6,022 x10 átomos de oxígeno

__________________________________________________________________QUÍMICA__________________________________________________________________

Peso Eq-g H2SO4 = 98 g 2 Peso Eq-g H2SO4 = 49g

Ejemplo: a) ¿Cuantas moléculas de dióxido de carbono?, b) ¿Cuántos átomos de Carbono y oxígeno, hay en 11 g del mismo? Solución: 1 mol de CO2  6,022 x10 moléculas de CO2 23

b) c)

44 g de CO2  6,022 x10 moléculas de CO2 11 g X 23

Peso Equivalente de una base Peso equivalente base = Peso formula o peso molecular 0 N de oxidrilos (OH )

X = 1,5055 x10 moléculas CO2 Ejemplo: El peso equivalente del hidróxido de sodio: Átomos de C: por cada molécula de CO2 hay un carbono entonces hay: 1,5055 23 x10 átomos de carbono. Átomos de O: 2 (1,5055 x1023 átomos de O) = 3.011x1023 átomos de oxígeno

Peso Eq-g NaOH =

40 g 1 Peso Eq-g NaOH = 40 g

7.1.5. Peso Equivalente (Peq-g) Es el peso de una sustancia necesaria para combinarse o desplazar a 1,008g de hidrogeno (H2), u 8 g de oxígeno (O2), ó 35,45 g de cloro (Cl2). Se puede definir también como: El peso de una sustancia que gana, pierde o comparte el número de Avogadro de electrones (mol) cuando se combina con otra sustancia. O también la masa de una sustancia involucrada en la transferencia de una unidad de carga

d) Peso Equivalente de una sal Peso fórmula o peso molecular Peso equivalente de una sal =

El peso equivalente o equivalente-gramo cuando se expresa en gramos permite con facilidad realizar cálculos estequiométricos sin necesidad de establecer relaciones molares.

Ejemplo: El peso equivalente del sulfato de calcio Peso eq-g Na2CO3 = 106 g 2 Peso eq-g Na2CO3= 53 g

a) Peso equivalente de un elemento Peso equivalente elemento =

Peso atómico Estado de oxidación

e) Peso Equivalente de un agente oxidante o reductor Peso fórmula

Ejemplo: El peso equivalente del Magnesio: Peso Eq-g Mg = 24 g = 12 g 2 b) Peso Equivalente de un ácido Peso equivalente ácido =

 Carga total (iones positivos o negativos)

Peso equivalente del agente oxidante o reductor =  N° de electrones ganados o perdidos 7.1.6. Composición Porcentual La composición porcentual es la composición de la masa en gramos de cada elemento constituyente con respecto a 100 g de compuesto.

Peso formula o peso molecular 0 + N de Hidrógenos reemplazables (H )

Ejemplo: El peso equivalente del ácido sulfúrico:

__________________________________________________________________QUÍMICA__________________________________________________________________

Masa en gramos del elemento

7,75 g H x

________________

= 7,69 mol de H 1,008 g H

Composición porcentual de un elemento =  x 100% Masa molar del compuesto

Si ambos dividimos por 7,69, resulta que la relación es 1:1, por lo tanto la fórmula empírica es CH, pero la fórmula molecular del acetileno es C 2H2. Determinación de fórmula molecular

Por ejemplo si se desea hallar la composición porcentual del SO2: Se determina la masa molar: (32 g S) + 2(16 g de O) = 64 g, entonces:

De la misma manera que las fórmulas empíricas, se pueden determinar las fórmulas moleculares. Una de las formas para determinar la fórmula molecular es a partir de la fórmula empírica, para ello se debe conocer masa molar del compuesto, este permite relacionar la fórmula empírica con la fórmula molecular de la siguiente manera:

32 g de Azufre % de S =  x 100 = 50 % de S 64 g SO2

Masa molar de la sustancia

32 g de Oxígeno

n =  Masa molar de la fórmula empírica

% de O =  x 100 = 50 % de O 64 g SO2

Donde n: es el número de unidades de fórmulas empíricas, luego la fórmula molecular se calcula con la fórmula siguiente: Fórmula molecular = n × Fórmula empírica

7.1.7. Fórmula empírica y molecular La formula empírica para un compuesto es la mas pequeña relación de números enteros de átomos presentes. La formula molecular o verdadera indica los números reales de átomos presente en una molécula del compuesto. Por ejemplo, para el peróxido de hidrógeno su formula empírica es HO y su formula molecular es H2O2.

Problema: La vitamina C (Ácido ascórbico) es antiescorbútica, se encuentra en frutas agrias. Tiene una composición de 40,89 % de carbono, 4,58 % de hidrógeno y 54,53 % de oxígeno. Determinar: a) Su fórmula empírica, b) Su fórmula molecular si masa molar es de 176? Solución: Primero se calcula la fórmula mínima con los porcentajes: 40,89 g ________________ C: = 3,408 12,00 g C

Determinación de la fórmula empírica El acetileno es un hidrocarburo no saturado, usado en la soldadura autógena, Tiene una composición porcentual de 92,25 % de carbono y 7,75 % de hidrógeno. ¿Cuál es la fórmula empírica? Solución: Considerando que 100 % constituye 100 g de muestra, entonces:

4,58 g H:

92,25 g C x

= 4,544

1,008 g H

1 mol de C C:

________________

= 7,69 mol de C 12,00 g C

54,53 g O:

________________

16,00 g C

1 mol de H

= 3,408

__________________________________________________________________QUÍMICA__________________________________________________________________

b. de mol. c. de moléculas. d. de volumen.

Para encontrar la relación de números enteros dividimos entre el menor: 3,408 C:

___________

= 1

RELACIONES ESTEQUIOMÉTRICAS Por ejemplo en la reacción siguiente:

3,408

H2S (g) + 2 NH3 (g) → (NH4) 2S (g)

4,544 H:

____________

= 1,33

3,408 3,408 O:

___________

Masa :

34 g

→

68 g

Mol :

1 mol

2 mol

→

1 mol

Moléculas : 6,022x10 Volumen :

= 1

Como todavía no son números enteros, entonces se multiplica por 3 entonces obtenemos: C3H 4O3 que es la fórmula empírica, para hallar la fórmula molecular conociendo la masa molar de la fórmula empírica (3 C + 3 O + 4H = 88,03) dividimos la masa molar de la fórmula molecular entre la masa molar de la fórmula empírica:

Masa molar de la fórmula molecular n=

2(6,022x10

1 Volumen

2 Volumen

Masa molar de la fórmula empírica

1. Ecuación química: NaOH (ac) + H3PO4 (ac)

→ Na3PO4 (ac) + H2O (ac)

= 2

88,03

Moles de ácido fosfórico: Primero la conversión de 60 g de NaOH a mol, luego la relación estequiométrica de mol de NaOH a mol de H3PO4 3 (40 g) NaOH  3 mol NaOH  1 mol de H3PO 4 60 g NaOH  X mol

“

 Y Y = 0,5 mol H 3PO4

7.2. Relación estequiométrica

•

→ 1 Volumen

2. Balanceo: 3 NaOH (ac) + H3PO4 (ac) → Na3PO4 (ac) + 3 H2O (ac) 3 (40 g) 97,99 g 163,97 g 3 (18 g) 3 mol 1 mol 1 mol 3 mol

Y la fórmula molecular es = 2 fórmula empírica Fórmula molecular = n x Fórmula empírica Fórmula molecular = 2 (C3H4 O3 ) = C6H8 O6

•

Ejemplo: Una disolución acuosa que contiene 60 g de hidróxido de sodio, se neutralizan con suficiente cantidad de ácido fosfórico (ácido ortofosfórico). a) ¿Cuántos moles de ácido son necesarios?, b) ¿Cuántos moles de agua se han formado? Solución:

176 _______________

) → 6,022x10

2(22,414 L) → 22,414 L

22,414 L

3,408

_____________________________________________

Las relaciones estequiométricas en una ecuación química balanceada puede ser : a. Entre reaccionantes. b. Entre productos. c. Entre un reaccionante y producto.

Moles de agua:

3 (40 g) NaOH  3 mol NaOH  3 mol de H2O 60 g NaOH  X mol

“

 Y Y = 1,5 mol H2O

A su vez pueden ser relaciones: a. de masa (generalmente en gramos).

Ejemplo: Considerar la reacción: 4 NH3 + 5 O 2 à 4 NO + 6 H 2 O

__________________________________________________________________QUÍMICA__________________________________________________________________

X = 32,8 g Ca(NO3)2

Por cada 10,0 moles de NH3,(a) ¿Cuántos moles de O2 se necesitan? (b) ¿cuántos moles de NO se producen?

De las dos respuestas se escoge el menor es decir 32,8 g Ca(NO3)2 ,por lo tanto el reactivo limitante es el hidróxido de calcio por que está presente en menor cantidad y se consume primero, estando en exceso el ácido nítrico.

4 mol NH 3  5 mol O2 10 mol NH3  X mol

X= 12,5 mol O 2

7.4. Rendimiento de una reacción

4 mol NH3  4 mol NO 10 mol NH3 X mol

El rendimiento teórico de una reacción química es el rendimiento calculado suponiendo que la reacción se complete, en la practica a menudo no se da esto por diferentes razones: a. Muchas reacciones no se completan, es decir los reactantes no se convierten completamente en productos. b. Algunos reactantes pueden sufrir dos o mas reacciones simultaneas, reacciones no deseadas “reacciones secundarias”. c. La separación del producto deseado de la mezcla no se puede aislar en su totalidad.

X = 10 mol NO

Ejemplo: Hallar la masa de cloro que se combinara con 4,77 g de hidrogeno para formar cloruro de hidrógeno. H 2 + Cl2 à 2 HCl 2 g H2  70,9 g Cl2 4,77g H2  x g

x = 169,1 g Cl2

7.3. Reactivo limitante

El término porcentaje de rendimiento se usa para indicar cuanto del producto deseado se obtiene en una reacción.

Cuando se efectúa una reacción, los reactivos comúnmente no están presentes en las cantidades estequiométricas exactas, esto es, en las proporciones indicadas en la ecuación balanceada. El reactivo que se consume primero en la reacción se llama reactivo limitante, dado que la máxima cantidad de producto formado depende de la cantidad de este reactivo que se encuentra presente originalmente, cuando se acaba este reactivo no se puede formar mas producto, los reactivos presentes en cantidades mayores a las requeridas se llaman reactivos excedentes. Ejemplo:

Porcentaje de rendimiento = rendimiento real de producto x 100 rendimiento teórico de producto El mesitileno (C9H 12), se emplea para sintetizar algunos compuestos orgánicos. Si se obtiene 73,4 g de mesitileno a partir 143 g de acetona (C3H6O) en presencia de ácido sulfúrico. ¿Cuál es el rendimiento porcentual del mesitileno en esta reacción?

¿Cuántos gramos de nitrato de calcio se obtiene por la reacción de 37,8 g de ácido nítrico con 14,8 g de hidróxido de calcio?

H2SO4 3 C 3H6O → C9H12 + 3 H2O

2 HNO3 + Ca(OH)2 → Ca(NO3)2 + 2 H2O

Solución: Primero calculamos el rendimiento teórico, con 143 g de acetona: 3 (58 g C3H 6O)  120 g C 9H12

Solución: Primero calculamos los gramos de nitrato de calcio con 37,8 g de ácido nítrico.

143 g C3H6O

2 (63 g) HNO3 164 g Ca(NO3)2

 X X = 98,62 g C9H12

37,8 g HNO3  X g “ X = 49,2 g Ca(NO3) 2

Luego calculamos el rendimiento porcentual: Rendimiento real del producto Rendimiento porcentual =  x 100 % Rendimiento teórico del producto

Luego calculamos con 14,8 g de hidróxido de calcio: 74 g Ca(OH)2  164 g Ca(NO3)2 14,8 g Ca(OH) 2  X

__________________________________________________________________QUÍMICA__________________________________________________________________

73,4 g Rendimiento porcentual =  x 100 % = 74,43 % 98,62 g

Fe2O3 (s) + 3 CO (g) -----------2 Fe (l) + 3 CO2 (g) a) ¿Cuántos moles de CO se necesitan para producir 20 moles de Fe? b) ¿Cúantos moles de CO2 se desprenden por cada 10 moles de fe formado? Responda la alternativa correcta:

7.5. Ejercicios 1. Si una reacción se inicia con 5.02 moles de CO. Calcule el número de moles de CO2 producidos si hay suficiente oxígeno gaseoso para reaccionar con todo el CO según la siguiente reacción:

a) 30 moles de CO y 15 moles de CO2 b) 15 moles de CO y 15 moles de CO2 c) 30 moles de CO y 30 moles de CO2 d) 15 moles de CO y 30 moles de CO2 e) N.A.

2 CO (g) + O2 (g) ----------CO2 (g) ¿Cuál es la respuesta correcta? a) 10.04 moles d) 2.08 moles 2.

b) 5.04 moles c) 2.5 moles e) 5.02 moles

El tetracloruro de silicio (SiCl4) se puede preparar por calentamiento de silicio en cloro gaseoso según la siguiente reacción

I. 0.0021 moles 21 II 1.26 x 10 moléculas III. 0.0042 moles 21 IV. 2.52 x 10 moléculas V. Todas son correctas Son correctas: a) I y II b) III y IV

En la reacción se producen 0.25 moles de SiCl4 ¿Cuántos moles de Cl2 molecular se usaron en la reacción?

b) 0.5 moles e) 0.75 moles

El cianuro de hidrógeno es un líquido incoloro, volátil y con el olor de ciertos huesos de frutas (por ejemplo los huesos del durazno, ceraza, etc.). Este compuesto es sumamente venenoso. ¿Cuántos moles y moléculas habrá en 56 miligramos de HCN, la dosis tóxica promedio? De las siguientes afirmaciones cuales son correctas:

Si + 2 Cl2 (g) ----------SiCl4 (l)

a) 2.0 moles d) 0.25 moles

En un alto horno, el mineral de hierro Fe2O3 se convierte en hierro mediante la reacción:

c) 1.0 moles

La estricnina es un veneno muy peligroso usado como raticida, donde la composición del mismo es.

C: 75.450 % H: 6.587 % N: 8.383 % O: 9.581 %

c) solo V

d) N-A.

e) II y III

El nitrato de amonio (NH 4NO3) el cual se prepara partir de HNO3 se emplea como fertilizante nitrogenado. ¿Calcular los porcentajes en masa de los elementos N-H-O respectivamente? La respuesta correcta en porcentaje es: a) 40-20-40 b) 60-5-35 c) 33.3- 33.3-33.3 d) 35-5-60 e) 30-10-50

Encontrar la fórmula empírica. La fórmula corresponde a: a) C 11H11NO b) C 21H22N2O2 c) C 21H22NO d) C 11H11N2O2 e) C 21H22NO2

El ácido benzoico es un polvo blanco, cristalino, que se emplea como preservante de alimentos, este compuesto contiene: C: 68.8%

H: 5%

O: 26.2%

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11. La reacción de 6.8 g de de sulfuro de hidrógeno con exceso de anhídrido sulfuroso produce 8.2 g de azufre según la siguiente reacción: H2S + SO2 -----------3 S + 2 H2O ¿Cuál es el rendimiento?

¿Cuál es la fórmula mínima? a) C 6H6O b) C 6H6O2 c) C 7H6O 2 d) C 7H7O2 e) C 7H7O 8.

a) 90 % b) 100 % c) 85,4% d) 95,4 % e) 75,4 %

Se hicieron reaccionar 44.47 g de cobre con 189 g de ácido nítrico, efectuándose la siguiente reacción. Cu + 4 HNO3 ---------- Cu(NO3)2 + 2 NO2 + 2 H2O

12. ¿Cuál es la composición centesimal del siguiente compuesto Al2(SO4)3.18H2O en función a la siguiente secuencia: Al-S-O-H, escoja la alternativa correcta:

A) ¿Cuál es el reactivo limitante y reactivo excedente? B) ¿Cuántos gramos de Cu(NO3) 2 se deben obtener? C) ¿Qué masa de reactivo en exceso no reaccionó? D) ¿Cuál fue el porcentaje de rendimiento si en el laboratorio se formaron 120 g de la sal?

a) 8.1 - 14.4 - 72.1 - 5.4 % b) 8.1 - 14.4 - 77.1 - 0.4 % c) 18.1 - 4.4 - 72.1 - 5.4 % d) 18.1 - 4.4 - 70.1 - 7.4 % e) 8.1 - 15.4 - 71.1 -5.4 %

Respuestas: I. Reactivo limitante es el cobre, reactivo excedente el ácido nítrico II. Rendimiento teórico 131.31 g III. Masa excedente 12.5 g IV. Rendimiento práctico 91.39 % V. Reaccionan 44.47 g de cobre con 176.5 g de ácido nítrico

13. Un compuesto contiene 66.6% de titanio y el 33.4% de oxígeno en peso. ¿Cuál es la fórmula empírica? a) TiO b) TiO 2 c) TiO3 d) Ti2O3 e) Ti2O

La alternativa correcta es: a) VVFFV b) FFVVV c) FFFFF d) VVVVV e) VFVFV ¿Cuál es el peso equivalente del KMnO4 en la siguiente reacción. +2 MnO4 ------------Mn Respuesta correcta: a) 31.6 eq-g b) 158 eq-g c) 63.2 eq-g d) 55 eq-g e) 119 eq-g

14. Una muestra de óxido que pesa 1.596 g contiene 1.116 g de hierro y 0480 g de oxígeno. ¿Cuál es su fórmula empírica y cuál es su fórmula molecular si tiene un peso de 160 uma?. Responda en el orden de fórmula empírica- fórmula molecular:

10. ¿Cuál es el peso equivalente del HAlO2 en la siguiente reacción. Marque la respuesta correcta. a) 27 eq-g b) 59 eq-g c) 60 eq-g d) N.A. e) Todas son correctas

a) Fe2O3 - Fe2O3 b) FeO2 - Fe2O4 c) FeO3 - Fe2O6 d) FeO - Fe2O 2 e) N.A.

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15. ¿Qué masa de metano ha de quemarse para producir 3.01 x 10 moléculas de agua, según la reacción:

CH 4 (g)+ 2 O2 (g) ---------- CO 2 (g) + 2 H2O (l)

↑↓

↑

2px

2py

2pz

↑

TEMA 8

Distribución electrónica hibridizada del oxígeno

EL AGUA, ÁCIDOS, BASES Y SOLUCIONES 8.1. El agua

El agua es el compuesto más abundante y más distribuido en la superficie de la tierra, se encuentra cubriendo unas tres cuartas partes de la superficie del globo. Se encuentra dispersa en la naturaleza en sus tres estados físicos: sólido, o hielo, en los polos, glaciares y nevados, Líquido, en los mares, lagos, ríos, animales y vegetales, Y vapor, básicamente en la atmósfera como componente de la atmósfera, en las nubes, la niebla, etc. El agua potable que se usa como alimento, no es una especie química pura, sino una solución acuosa que contiene pequeñas cantidades de aire disuelto y diversas sales como cloruros, carbonatos, bicarbonatos, sulfatos, etc. Principalmente de sodio, de calcio, de magnesio, etc. El agua potable debe tener las siguientes características: a) debe ser límpida, incolora, inodora, fresca y de sabor agradable, b) Debe contener aire disuelto para ser digestiva, c) Debe contener pequeñas cantidades de sales en solución hasta un máximo de 0,5 g por litro, d) No debe contener gérmenes patógenos, e) Cocer bien las legumbres y disolver el jabón sin formar grumos.

↑↓

↑

3 2sp

2sp

3 2sp

1s A simple vista pareciera que la distribución no ha cambiado porque sigue teniendo dos electrones desapareados, pero fijándose bien se puede notar que en la distribución básica, los electrones de valencia (último nivel) se encuentran en 2 tipos de orbitales 2s y 2p, mientras que en la distribución hibridizada los 3 electrones de valencia están ocupando cuatro orbitales 2sp iguales, de la misma energía. De otro lado se nota que los dos últimos orbitales hibridados están desapareados, cuando el oxígeno reacciona con dos átomos de hidrógeno, los electrones del hidrógeno ocupan los lugares vacíos completando el octeto y formando dos enlaces covalentes.

El agua destilada es el agua como sustancia no debe contener gases, ni sales, u otras impurezas disueltas ni en suspensión, es decir, es el agua químicamente pura. Se obtiene mediante la destilación, que permite separar todas las sustancias no volátiles disueltas en el agua.

H 2O

↑↓

3 2sp

2sp

3 2sp

2sp

8.1.1. Estructura del agua El agua es un compuesto molecular, del oxígeno y el hidrógeno unidos por enlaces covalente polar, en la proporción de 2 hidrógenos por cada oxígeno.

La distribución geométrica espacial para una hibridación sp es un tetraedro regular con ángulos iguales de 109o; En el agua, los dos orbitales apareados del oxígeno, sufren repulsión por su densidad electrónica, y por lo tanto el ángulo formado por los otros dos orbitales se contrae, reduciéndose a 104,5o, dando como resultado un tetraedro irregular:

De acuerdo a la Teoría del Enlace de Valencia en la molécula de agua el átomo de 3 oxígeno sufre una hibridación sp formando un tetraedro. Los pares no compartidos hacen que el ángulo de enlace entre O-H es 104,5° y no 109,5° como en el tetraedro. Distribución electrónica basal del oxígeno:

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No se descompone fácilmente, para ello se requiere elevadas temperaturas cerca de 1 000°C o la aplicación de una corriente eléctrica. Reacciona con los metales alcalinos (Na, K, etc) desprendiendo hidrógeno. Ejemplo:

2 H2O(l) + 2 K(s)

O H

H2(g)

2 KOH(ac)

Es de carácter anfótero, es decir, se puede comportar como ácido o como base, porque se ioniza dando iones hidrógeno y oxidrilo: H2O

La estructura Lewis del Agua es:

.. :O

→

.. :O

c. Poder disolvente de agua

El agua disuelve a un gran número de sustancias iónicas y moleculares gracias a su naturaleza polar. Forma interacciones ión –dipolo, dipolo-dipolo

⇐⇒

En esta estructura los enlaces O - H son covalentes polares porque el O tiene una electronegatividad de 3,5 y el H tiene 2,1; entonces el oxígeno tiene mayor capacidad de atraer el par de electrones hacia sí adquiriendo una carga parcial negativa que se traduce en el polo negativo y los hidrógenos están cediendo parcialmente su electrón adquiriendo una carga parcial positiva. Entonces se puede decir que en el agua hay dos enlaces covalentes polares en un ángulo de o 104,5 lo que permite que el agua sea un dipolo.

H H

O+

O H

H H

8.2. Definición de ácidos y bases 8.1.2. Propiedades del agua a. Propiedades Físicas

El carácter ácido o básico de las sustancias puede ser interpretado desde varios puntos de vista, así por ejemplo por la reacción con el tornasol, por el pH, etc. Las definiciones siguientes pueden aclarar la situación:

A la Temperatura ambiente se encuentra en el estado líquido y es mas densa que el hielo, el agua presenta la anomalía de tener su máxima densidad de 1 3 g/cm a 3,98°C (4 °C), por encima y por debajo de esta temperatura la densidad es menor de 1. •

Su punto de fusión es de 0 C y de ebullición 100 C.

•

Tiene carácter polar.

•

Su calor específico es 4,18 J/g.°C, siendo un valor alto con respecto a otras sustancias, por lo que se la utiliza como refrigerante.

8.2.1. Definición de Arrhenius Ácido. Es toda sustancia que disuelta en agua se ioniza liberando iones + hidrógeno (H ). Ejemplo: el HCl, H2SO4. Base. Es toda sustancia que disuelta en agua se ioniza liberando iones oxidrilo (OH ). Ejemplo: el NaOH, Ca (OH)2

La reacción de neutralización es por lo tanto la reacción del ión hidrógeno con el ión oxidrilo para formar agua neutralizándose ambos caracteres

b. Propiedades Químicas Es bastante estable debido a sus enlaces covalentes polares

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8.2.2. Definición de Bronsted y Lowry

H2O (l) + H2O(l)

H 3O

+ (ac)

+ OH (ac)

Ácido. Es toda sustancia capaz de ceder un protón H a otro ión o molécula en fase acuosa o en otro medio. Ejemplo: el HCl, el H2O, NH 4+.

El agua se comporta como ácido y como base, dando cada una su par + + conjugado, si consideramos que el ión H 3O es el ión H hidratado, se puede escribir la reacción de ionización del agua en equilibrio.

Base. Es toda sustancia capaz de aceptar un protón, en medio acuoso o en otro medio, Ejemplo: OH–, NH3, CO32-. De acuerdo a esta definición, no puede existir un ácido sino hay una base, porque la existencia de uno implica la existencia del otro. Por lo tanto en toda reacción ácido base de izquierda a derecha y de derecha a izquierda hay transferencia de protones, manifestando la formación de los pares conjugados, Ejemplo:

H+ (ac) + OH-(ac)

H2O +

Kw = [H ][OH ] = 1x10

-14

Base conjugada

Acido

HNO2(ac)

La constante de equilibrio (Kw) de esta reacción de disociación a 25 C es de 1x10-14 llamado constante del producto iónico del agua, por lo tanto la + -7 concentración de Iones H y OH en el agua es 1x10 M para cada uno, por lo que el agua pura es de carácter neutro.

H 2O (l)

NO 2(ac)

Base

H3O (ac)

Esto demuestra que los caracteres ácido y básico son complementarios y contrarios, si para una sustancia el carácter ácido aumenta, el carácter básico disminuye y el producto de ambas concentraciones siempre será 1x10-14.

Acido conjugado

Ejemplo: El HCl en solución acuosa 0,1 M, le corresponde una concentración de + -14 -13 H = 0,1 M y de OH = (1x10 ) (0,1) = 1x10 . O sea que como ácido es fuerte y como base es muy débil.

El ácido nitroso cede un protón al agua y se convierte en una base conjugada, el agua se comporta como base, acepta un protón y se convierte en un ácido.

Acido conjugado

Base NH3(ac)

H2O(l)

NH 4(ac)

8.4. Escala de pH y pOH El pH se define como el logaritmo negativo de la concentración de iones hidrógeno:

+ OH (ac)

pH = - log [H ]

Acido

Base conjugada El pOH se define como el logaritmo negativo de la concentración de iones oxidrilo:

Ahora el agua se comporta como un ácido y cede un protón al amoniaco convirtiéndose en una base conjugada y el amoniaco que es la base se convierte en un ácido conjugado. 8.3. Producto iónico del agua

POH = - log [OH-] Par establecer una escala de fuerza se ha creado la escala de pH que no es más que la aplicación del logaritmo decimal negativo de la constante de disociación del agua: - log Kw = - log [H +] – log [OH-]

La definición más importante para establecer una escala de fuerza para el carácter ácido o básico de una sustancia es la de Bronsted y Lowry, De acuerdo a la cual el agua es anfótera, es un ácido o una base según la sustancia con la que reacciona, si reacciona con si misma:

14 = pH + pOH

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Como se puede notar para una misma concentración del HNO 3 y CH3OOH, el pH del ácido acético es menos ácido 3,37 que el ácido nítrico que es 2, porque es un ácido fuerte. De igual manera una base fuerte es aquella que se ioniza totalmente como el NaOH, KOH, Ca(OH)2, y una base débil la que al disolverse en agua se ioniza parcialmente y por lo tanto establece un equilibrio entre sus iones y la base en solución, regido por una constante de equilibrio Kb. Ejemplo: Calcular el pH de una solución de NaOH 0,1 M. Es una base monobásica fuerte, entonces [OH ]= 0,1 M pOH = -log (0,1) = 1 pH = 14 - 1 = 13 Esta cerca de 14, es una base fuerte. 8.6. Indicadores ácidos y bases

Caracter ácido crece

pH 0

14 Caracter básico crece

8.5. Fuerza de los ácidos y bases. Se llama ácido fuerte a un ácido que al disolverse en agua se ioniza totalmente, Ejemplo: HCl, HNO3, HClO4. + HCl(ac) à H (ac) + Cl (ac) No hay equilibrio, todo pasa a la derecha, hay disociación total.

Un indicadores ácido base, por lo general, es un acido orgánico o base orgánico débil que tiene colores claramente diferentes en sus formas no ionizada e ionizada. Estas dos formas están relacionadas con el pH de la solución, en el que el indicador se encuentra disuelto. No todos los indicadores cambian de color a los mismos valores de pH. Considérese un ácido débil monoprótico (HIn), que actúa como indicador, en solución:

Ejemplo: ¿Cuál es el pH de una solución de HNO3 0,01 M.? HNO 3(ac)à H +(ac) + NO3-(ac) Al Inicio 0,01 M 0 0 Al final 0 0,01 M 0,01 M pH = -log (0,01) = 2

H ln( ac) ⇔ H + (ac) + ln − (ac)

Un ácido débil es aquel que no se disocia totalmente sino que establece un equilibrio entre sus iones en solución y el ácido molecular en solución, ejemplo: H 2CO3, CH3COOH, H 3PO 4. + La concentración de ión H en el equilibrio es función de la constante de equilibrio Ka. Ejemplo. ¿Cuál es el pH de una solución de CH3COOH 0,01 M.?

Al inicio Al final

CH3COOH (ac) 0,01 M 0,01 – x

+ CH3COOH (ac) 0 0 x x (ac)

Color 1

color 2

Si el indicador está en un medio suficientemente acido, el equilibrio anterior, de acuerdo con el principio de Le Chatelier, se desplaza hacia la izquierda y el color predominante del indicador es el de la forma no ionizada (HIn). Por otra parte, en un medio básico, el equilibrio se desplaza hacia la derecha y predomina el color de la base conjugada (In ). El tornasol azul es básico, cuando está frente a una ácido acepta un protón y se convierte en un ácido conjugado dando el color rojo.

-5

Ka = 1,8x10 .

Ka =

[H ][CH +

[CH

−

3 COO COOH ] 3

]

-4

x = [H ] = 4,24x10 M -4 pH = - log (4,24x10 ) = 3,37

Ejemplo: Cuál es el pH del HCl 0,01 M. El pH = - log 0,01 = 2 y El pOH = 14 – 2 = 12.

Tornasol (azul) + H

1.8x10− 5

xx = 0, 01 −x

Tornasol-H (rojo) -

Tornasol-H (rojo) + OH

Tornasol (azul) + H2O

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8.7. Soluciones

• Soluciones Diluidas: Son soluciones que contienen poca cantidad de soluto. Generalmente su concentración es menor que 5 Molar, por ejemplo: NaOH 0.5M. • Soluciones Concentradas: Son soluciones que contienen razonable cantidad de soluto. Su concentración es mayor que 5 Molar, por ejemplo: NaOH 8M. • Soluciones Saturadas: Son soluciones que contienen la máxima cantidad de soluto que pueda disolverse, a una temperatura dada. En este tipo de soluciones existe un equilibrio entre el soluto disuelto y el soluto sin disolverse. • Soluciones Sobresaturadas: Son soluciones que contienen mas cantidad de soluto disuelto del que normalmente pueda disolverse, a una temperatura dada. Este tipo de soluciones se preparan con ayuda del aumento de temperatura para favorecer la disolución.

Una solución se define como una mezcla homogénea de dos o más componentes, al decir homogénea se refiere a que se presentan en una sola fase, por ejemplo una solución de sal en agua, azúcar en agua etc. Las soluciones verdaderas constan de un disolvente y uno o más solutos, cuyas proporciones varían de una a otra solución. La sustancia que se disuelve y se encuentra en menor proporción recibe el nombre de soluto, mientras que el solvente o disolvente es el medio en el cual los solutos se disuelven y se encuentra en mayor proporción. Los componentes de las soluciones reciben nombres especiales. A la sustancia que se disuelve (o la sustancia que está en menor cantidad) se le llama soluto. El componente cuyo estado físico se conserva (o la sustancia presente en mayor cantidad) recibe el nombre de disolvente. El agua es sin lugar a dudas el solvente más familiar. Su estado físico se conserva cuando disuelve sustancias comunes como el azúcar de mesa (sacarosa), la sal de mesa (NaCl) y alcohol etílico. 8.7.1. Clasificación

Los disolventes y las soluciones que se forman no siempre son líquidos, el aire es una solución gaseosa de oxígeno argón vapor de agua y otros gases en nitrógeno gaseoso. El acero es una solución de un sólido disuelto en otro sólido (carbono en hierro), en la siguiente tabla se puede resumir los diferentes tipos de soluciones de acuerdo al estado físico del soluto y solvente.

Por el Estado Físico de la Solución: • Soluciones Líquidas: Cuando el disolvente es un líquido y según sea el tipo de soluto pueden ser: Sólido en Líquido: Cuando el soluto es un sólido, por ejemplo: azúcar en agua. Líquido en Líquido: Cuando el soluto es un líquido, por ejemplo: etanol en agua. Gas en Líquido: Cuando el soluto es un gas, por ejemplo: cloro en agua. • Soluciones Sólidas: Cuando el disolvente es un sólido y pueden ser: Sólido en Sólido: Cuando el soluto es un sólido, por ejemplo: el latón, el cual contiene cobre y zinc (aleación). Líquido en Sólido: Cuando el soluto es un liquido, por ejemplo: empaste dental. Gas en Sólido: Cuando el soluto es un gas, por ejemplo: H2 gaseoso en paladio. • Soluciones Gaseosas: Cuando el disolvente es un gas y

pueden ser:

Sólido en Gas: Cuando el soluto es un sólido, por ejemplo: polvo atmosférico. Líquido en Gas: Cuando el soluto es un líquido, por ejemplo: la niebla. Gas en Gas: Cuando el soluto es un gas, por ejemplo: el aire.

Soluto

Solvente

Ejemplo

Gas

Aire

Líquido

Gas

Niebla

Sólido

Gas

Humo

Gas

Líquido

Bebidas carbonatadas CO2 en H2O

Líquido

Vino, etanol en agua, Vinagre

Sólido

Líquido

Soluciones de sales en agua

Gas

Sólido

Piedra pómez

Líquido

Sólido

Mantequilla

Sólido

Aleaciones

Problema: En las siguientes soluciones ¿Qué sustancia es el disolvente?

a) b)

Por la Cantidad de Soluto en la Solución:

2 onzas de aceite y 2 galones de gasolina. dióxido de carbono en agua ( en el agua carbonatada).

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c) d)

c. Molaridad.- La molaridad se define como el número de moles de soluto contenidos en un litro de solución.

70 mL de alcohol isopropílico y 30 mL de agua (en alcohol para frotar). 25 g de Ni y 75 g de Cu ( en un aleación de acuñación).

n M= V (L)

8.7.2. Concentración La concentración de una solución es la cantidad de soluto presente en una cantidad dada de solución. La forma de expresar la concentración de una solución, pueden ser en unidades físicas o unidades químicas Existen dos formas de expresión de las unidades de concentración: expresiones físicas y expresiones químicas.

Obsérvese que la cantidad de soluto no se expresa en gramos sino en moles y el volumen siempre será en litros, por lo que las unidades de la molaridad siempre serán mol/L. La ecuación anterior se puede modificar de la siguiente manera:

Las expresiones físicas son las llamadas expresiones porcentuales: porcentaje peso (%p/p), porcentaje peso volumen (%p/v), porcentaje volumen volumen (% v/v). Este tipo de expresiones de concentración no son muy exactas.

sabiendo que :

a. Porcentaje peso - peso.- Expresa la masa de soluto en cien unidades de masa de solución: Ejemplo 1: Se prepara una solución disolviendo 30 g de azúcar en 70 g de agua, ¿Cuál será la concentración en porcentaje peso-peso? 100 g de solución ----------100% 30 g de soluto ----------x x = 30 %

m PM

m PM ×V (L)

Esta última expresión permite el cálculo de la concentración molar cuando nos dan la masa de soluto en gramos pero es necesario conocer la masa molar (peso molecular) que se calcula sumando los pesos atómicos de la molécula.

Cantidad de soluto NaCl = 30 g Cantidad de solvente (H 2O) = 70 g Cantidad de solución = 100 g

Ejemplo 5 : ¿Cuál será la concentración de una solución que se preparó disolviendo 10,6 g de Na2CO3 en 500 mL de solución? Solución:

b. Porcentaje peso - volumen.- Expresa la masa de soluto en cien unidades de volumen de solución. Ejemplo 2: Se disuelven 10 g de NaCl hasta 50 mL de solución. ¿Cuál será la concentración expresada en %p/v? 50 mL de solución --------------100 % 10 g de soluto -------------- x x = 20 %

m NaCl = 10,6 g V = 500 mL = 0,5 L 106 g  1000 mL  1 M Na = 23 , C = 12 y O =16 10,6 g  500 mL  x PM = 106 g/mol x = 0,2 M

Ejemplo 6: ¿Qué cantidad de NaOH se necesita para preparar 250 mL de una solución que tenga una concentración 2 M? Solución:

Ejemplo 3: ¿Cuántos gramos de dextrosa tendrá un litro de solución al 10 %? 1000 mL de solución ----------100% x g de soluto --------------- 10 % x = 100 g.

m NaOH = ? V = 250mL = 0,25 L

Las expresiones químicas son la molaridad (M) , la normalidad (N).

Na =23

y OH = 17

40 g  1000 mL  1 M X g  250 mL  2 M

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PM = 23 + 17 = 40 g/mol

Peso equivalente :

x = 20 g.

x = 6,625 g.

106 g = 53 g 2

M = 2 mol/L

Peq =

d. Normalidad.- La normalidad se define como el número de equivalentes de soluto contenidos en un litro de solución.

e. Dilución de soluciones Para preparar soluciones diluidas a partir de una concentrada se emplea la siguiente ecuación de dilución:

eq − g V (L)

pero

eq − g =

m PEq

m Peq×V (L )

C 1 V 1 = C2 V 2 En donde C1 V 1 son la concentración y el volumen de la solución a utilizar (solución concentrada) y C2 V2 son la concentración y el volumen de la solución a preparar (solución diluida).

entonces En el caso de la normalidad la cantidad de soluto ya no se expresa en moles sino en equivalentes gramo por lo que es necesario conocer el peso equivalente del soluto.

Peso equivalente

Elemento

Ácido

Peso atomico valencia

Masa molar N o de H +

Base

Ejemplo: ¿Que volumen de ácido sulfúrico 2 M se requiere para preparar 500 mL de solución 0,5 M? Solución a utilizar: C1 = 2 M V1 = X Solución a preparar: C 2 = 0,5 M V 2 = 500 mL

Sal

Masa molar Masa molar N ° de OH − Carga total +ó −

Ejemplo 7: ¿Cuál será la normalidad de una solución que contiene 20 g de Fe2(SO4)3 en 1500 mL de solución ? N=? m Fe2(SO4)3 = 20 g V = 1500 mL = 1,5 L PM = Fe2(SO4) 3 = 400 g/mol, Peso equivalente :

400 = 66 , 67 g Peq = 6

6666,7 g  1000 mL  1 N20 g  1500 mL  x

8.8. Ejercicios 1. Con respecto al agua, ¿Cuál de las siguientes afirmaciones es correcta:

x = 0,2 N.

C1 V1 = C2 V2 (2 M ) V1 = (0,5 M) (500mL) V1 = 125 mL

I. II. III. IV. V.

20 g. = 0,2 66,67 Eg.x 1.5

Enlace covalente – ángulo de 109.5º Enlace iónico – ángulo de 109.5º Enlace covalente polar – ángulo de 104.5º Enlace puente de hidrógeno – ángulo de 109.5º Enlace covalente coordinado – ángulo de 104.5º

Ejemplo 8: ¿Qué cantidad de Na2CO3 se necesita para preparar 500 mL de solución 0,25 N?

m Na2CO 3 = ? V = 500 mL = 0,5 L N = 0,25 PM Na2CO3 = 106 g/mol

Se preparó una solución 0.001 N de KOH ¿Cuál será el pH de la solución? a) 3 b) 6 c) 1 d) 5 e) 11

¿Cuál es el pOH de una solución de Ca(OH) 2 0.05 M. Marque la alternativa correcta: a) 1.0 b) 1.3 c) 4.0 d) 2.0 e) 2.5

53 g  1000 mL  1 N X g  500 mL  0,25 N

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Se tiene una solución de H2S de concentración 0.001 M, reacción: H2S ---------- HS

según la

KOH + HNO3 ---------- KNO3 + H2O Si ambos electrolitos son fuertes: ¿Cuántas moles de KNO3 se formarán? ¿Cuántas moles de HNO3 reaccionan? ¿Cuántas moles de KOH reaccionan? Responda según el orden anterior:

-7

Cuya constante de acidez es: Ka = 1 x10 . ¿Cuál será el pH y pOH? Escoja la afirmación correcta: a) 3 y 11 b) 5 y 9 c) 7 y 7 d) 10 y 4 e) 2 y 12 5.

a) 0.4 – 0.2 – 0.2 moles b) 0.1 – 0.2 – 0.2 moles c) 0.2 – 0.2 – 0.2 moles d) 0.4 – 0.4 – 0.4 moles e) 0.2 – 0.4 – 0.4 moles

Se preparan una solución de almidón disolviendo 2.5 g del mismo en 47.5 g de agua. ¿Cuál es el porcentaje de agua utilizado?

10. Calcular la molaridad de 10 ml de una solución que tiene una concentración de 33 % v/v de ácido nítrico cuya densidad es 1.2 g/ml a 20 ºC. ¿Cuál es la alternativa correcta? a) 1.24 M b) 3.24 M c) 5.24 M d) 6.24 M e) 2.24 M

a) 47.5 % b) 95.0 % c) 5.0 % d) 10.0 % e) 90.0 % 6.

Se preparó una solución disolviendo 15 g de NaOH en 250 ml de agua destilada. ¿Cuál es el porcentaje de soluto disuelto? a) 15 % b) 7.5 % c) 6.0 % d) 12.0 % e) 3.0 %

11. ¿Cuál es la masa de soluto que hay en 30 ml de una solución de HF 20 % v/v de densidad 1.08 g/ml a 20ºC. Responda correctamente: a) 3.24 g b) 9.72 g c) 6.48 g d) 1.12 g e) 2.24 g

¿Cuál es la concentración inicial del NaOH si se tomaron 100 ml de una solución concentrada para preparar 250 ml de NaOH 4 N. a) 8 N b) 4 N c) 16 N d) 10 N e) 15 N

12. Calcule la masa de soluto que hay en 200 ml de solución 1.5 N de HCl. a) 4.50 g b) 6.50 g c) 10.95 g d) 12.75 g e) 2.95 g

¿Cuántos mililitros de HNO3 de concentración 2 M debo tomar para preparar una solución de 500 ml cuya concentración sea 0.02 M a) 2.5 ml

Se mezclan 100 ml de solución de KOH 0.2 M con 100 ml de HNO3 0.5 M, según la reacción.

b) 5.0 ml

c) 7.5 ml

d) 10.0 ml

e) N.A.

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TEMA 9 ELECTROQUÍMICA 9.1. Celdas electroquímicas La disposición de un agente oxidante y un agente reductor de modo tal que sólo puedan reaccionar si los electrones fluyen por un conductor externo da lugar a una celda electroquímica también llamada celda voltaica o galvánica o en términos comunes una batería. 9.2. Celdas voltaicas o galvánicas Las celda galvánicas incluyen las cómodas fuentes portátiles de energía que llamamos baterías. Las baterías son celdas que sirven como fuentes portátiles de electricidad. Una batería se compone de una o más celdas galvánicas. Las de linternas comunes, consisten de una sola celda mientras que las de automóvil contienen varias celdas. Clasificación: Batería primaria. Las reacciones electroquímicas no pueden revertirse fácilmente, así que cuando los reactivos se han consumido la batería está muerta y debe desecharse. Ejemplo: pila seca, batería de litio, batería alcalina. Batería secundaria, Acumulador recargable. Utiliza una reacción electroquímica que se puede revertir y la batería puede recargarse. Ejemplo: batería de automóvil, batería Níquel-cadmio (Ni-Cd). En una celda galvánica la energía química de las reacciones de oxido-reducción es convertida en energía eléctrica. Para que se genere corriente eléctrica, los agentes oxidantes y los reductores no deben estar en contacto. Por eso una celda está dividida en dos compartimientos el contacto entre ambas semiceldas es por un puente salino. En cada compartimiento se coloca una solución acuosa del agente oxidante o del reductor. En la solución se introducen los electrodos apropiados Zn y Cu metálico. Los electrodos se unen mediante un conductor externo por el cual se efectúa la transferencia de electrones.

Aunque la reacción es espontánea, la simple colocación de una tira de Zn metálico en una solución de CuSO4 no produce corriente eléctrica útil. Sin embargo, si se lleva a cabo en una celda galvánica una corriente eléctrica fluye por el alambre que conecta a los dos electrodos metálicos. Lo que se hace es separar las reacciones de oxidación y de reducción y obligar a los electrones a que fluyan por el conductor y de paso que realicen un trabajo: → Zn

+ 2e

oxidación

Cu +2e → Cu reducción ----------------------------------------------2+

Zn + Cu2+

→ Zn2+ + Cu

En esta celda se coloca un electrodo de Zn sumergido en una solución de ZnSO4 lo que constituye una media celda, en el otro lado se coloca un electrodo de Cu sumergido en una solución de CuSO 4, que la otra media celda; ambas medias celdas forman la celda galvánica. Estas dos medias celdas están unidas mediante un puente salino.

Si se coloca una tira de Zn metálico en una solución de sulfato de cobre, el Zn metálico se recubre de Cu metálico. Se trata de una reacción redox espontánea, 2+ 2+ los iones Cu provenientes del CuSO4, oxidan al Zn metálico a iones Zn . Zn(s) + CuSO4(ac) → ZnSO4(ac) + Cu(s)

9.3. Pila seca o pila de Leclanché La celda seca más común, es decir, una celda que no tiene un fluido en sus componentes, es la celda de Leclanché que se utiliza en las lámparas portátiles y en los radios de transistores. El ánodo de la celda consta de una lata o contenedor de zinc que está en contacto con dióxido de manganeso (MnO2) y un

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liberar gran cantidad de corriente por un corto tiempo, como el que toma encender el motor. A diferencia de la celda de Leclanché y la batería de mercurio, el acumulador de plomo es recargable, lo cual significa que se invierte la reacción electroquímica normal al aplicar un voltaje externo en el cátodo y en el ánodo (Este proceso se conoce como electrólisis). Las reacciones que restituyen los materiales originales son: 2Ánodo: PbSO4 (s) + 2e à Pb (s) + SO4 (ac) + 2Cátodo: PbSO4(s) + 2H2O(l) à PbO2(s) + 4H (ac) + SO4 (ac) + 2e

electrolito. El electrolito consiste de cloruro de amonio y cloruro de zinc en agua, al cual se le ha añadido almidón para que la disolución adquiera una consistencia pastosa espesa y no haya fugas. Como cátodo se utiliza una barra de carbón que está inmersa en el electrolito en el centro de la celda. Las reacciones de la celda son: 2+ Ánodo: Zn(s) à Zn (ac) + 2e + Cátodo: 2NH4 (ac) + 2e à 2NH3(g) + H 2(g) El amoníaco que se forma reacciona con iones cinc para formar un ion complejo cinc – amoniaco. 2+

(ac)

+ 2NH3 (g) →

__________________________________________________________________________ + (ac)

Global: 2PbSO4(s) + 2H2O(l) à Pb(s) + PbO2(s) + 4H

2+ [Zn(NH3)2] (ac)

+ 2SO4

(ac)

La reacción global es exactamente contraria a la reacción normal de la celda. Cabe hacer notar dos aspectos de la operación del acumulador de plomo. En primer lugar, como la reacción electroquímica consume ácido sulfúrico, se puede saber qué tanto se ha descargado la batería midiendo la densidad del electrolito con un densímetro, como normalmente se hace en las gasolineras. La densidad del fluido en una batería “sana”, completamente cargada, debería ser mayor o igual a 1,2 g/mL. En segundo lugar, las personas que viven en climas fríos a veces tienen problemas con sus vehículos debido a que la batería “no pasa corriente”. Los cálculos termodinámicos muestran que la fem de muchas celdas electroquímicas disminuye cuando baja la temperatura. Sin embargo, el coeficiente de temperatura para una batería de plomo es de aproximadamente -4 –4 1,5 x 10 V/ºC; es decir, hay una disminución en el voltaje de 1,5 x 10 V por cada grado que baja la temperatura. De manera que, aun cuando hubiera un cambio de temperatura de unos 40ºC, la disminución en el voltaje sería de tan –3 sólo 6 x 10 V, que es aproximadamente: -3 (6 x 10 V) / 12V x 100 % = 0,05% del voltaje de operación, un cambio insignificante. Lo que realmente ocasiona que la batería falle es que aumenta la viscosidad del electrolito cuando baja la temperatura. Para que la batería funcione de manera adecuada, el electrolito debe ser totalmente conductor. Sin embargo, como los iones se mueven más lento en un medio viscoso, la resistencia del fluido aumenta y provoca que la energía que suministra la batería sea menor. Si una batería que aparenta estar “muerta” se caliente a la temperatura ambiente en un día frío, recupera su potencia normal. El acumulador de plomo es relativamente económico, confiable, sencillo y dura un tiempo aceptable. Su defecto es que es muy pesado (15 a 20 kg de Pb). Este metal puede contaminar el aire y las aguas freáticas y posiblemente causar envenenamiento.

El hidrógeno que se produce es oxidado por el MnO2 de la pila, así el hidrógeno gaseoso no se acumula. H 2(g) + 2MnO2(g) → Mn2O3(s) + H 2O (l) Todas estas reacciones originan el siguiente proceso neto que produce aproximadamente 1,5 V. Zn(s) + 2NH4+(ac) + 2MnO2(s) à [Zn(NH3)2]2+(ac) + H2O(l) + Mn2O3(s) 9.4. Batería acumulador de plomo Este tipo de batería también es conocida como pila húmeda, y se utiliza principalmente en automóviles y en otros vehículos de motor. La mayoría contienen ácido sulfúrico y plomo. Las baterías ácidas de plomo más pequeñas se utilizan en artículos como cámaras de vídeo y herramientas a motor. La batería o acumulador de plomo que se usa comúnmente en los automóviles consta de seis celdas idénticas unidas en serie. Cada celda tiene un ánodo de plomo y un cátodo hecho de dióxido de plomo (PbO2) empacado en una placa metálica. Tanto el cátodo como el ánodo están sumergidos en una disolución acuosa de ácido sulfúrico, que actúa como electrolito. Las reacciones de la celda son: 2Ánodo: Pb (s) + SO4 (ac) à PbSO4 (s) + 2e + 2Cátodo: PbO2(s) + 4H (ac) + SO4 (ac) + 2e à PbSO4(s) + 2H 2O (l) ----------------------------------------------------------------------------------------+ 2Global Pb (s) + PbO2(s) + 4H (ac) + 2 SO4 (ac) à 2PbSO4(s) + 2H2O (l) En condiciones normales de operación, cada celda produce 2 V; un total de 12 V de las seis celdas se utiliza para suministrar energía al circuito de encendido del automóvil y sus demás sistemas eléctricos. El acumulador de plomo puede

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electrodo en el que se producen las reducciones llama cátodo y el electrodo donde ocurre la reducción en el ánodo.

Las baterías de automóviles deben ser recicladas para proteger el medio ambiente. 9.5. Celdas electrolíticas

+ (l)

Cátodo: 2Na

+ 2e → 2Na(l) -

Ánodo: 2Cl (l) →Cl2 (g) + 2e ----------------------------------------

La electrólisis permite llevar a cabo reacciones que favorecen a los reactivos y que por sí solos no ocurrirían. Los procesos electrolíticos son más importantes en nuestra economía que las reacciones redox de las baterías pues se usan en la producción y purificación de muchos metales, incluidos cobre y aluminio y en proceso de electrochapeado que producen un delgado recubrimiento de metal en muchos objetos.

2Na (l) + 2Cl (l) → 2Na(l) + Cl2(g) La convención de signos para los electrodos de una celda electrolítica es opuesta a la correspondiente a celdas voltaicas. El cátodo de la celda electrolítica es negativo porque los electrones están siendo forzados hacia el por la fuente externa de voltaje. El ánodo es positivo porque la fuente externa le está quitando electrones. La electrólisis de las sales fundidas y soluciones de sales fundidas para la producción de metales activos como el sodio y aluminio son procesos industriales importantes. +

Las celdas electrolíticas tienen electrodos en contacto con un medio conductor y un circuito externo. El electrodo en el que ocurre la reducción se llama cátodo y aquel en el que ocurre la oxidación se llama ánodo. El circuito externo conectado a una celda electrolítica debe contener una fuente de electrones. No hay puente salino. El medio conductor en contacto con los electrodos a menudo es el mismo para ambos electrodos, y puede ser una sal fundida o una solución acuosa. Los electrodos de las celdas electrolíticas suelen ser inertes y solo proporcionan un camino para que los electrones entren en la celda y salgan de ella.

Por ejemplo si se electroliza una disolución de AuCl3 con electrodos inertes, se efectúan las siguientes reacciones. Electrolito 2AuCl3 → 2Au

En el cátodo

+ 6 Cl

2Au3+ + 6e-

→ 2Au° (reducción)

El ion Au gana electrones (se reduce) y se convierte en oro metálico es decir se deposita en el electrodo. 6 Cl → 3Cl2 + 6 e- (oxidación) El ion Cl pierde electrones (se oxida) y se convierte en cloro gaseoso, es decir, se libera del electrodo. El número de electrones recibidos por un electrodo es igual al número de electrones cedidos por el otro electrodo. -

En el ánodo

9.7. Refinación electrolítica del cobre El cobre se usa ampliamente para fabricar conductores eléctricos y en otras aplicaciones que aprovechan su alta conductividad eléctrica. El cobre crudo que se obtiene por métodos pirometalúrgicos no es adecuado para emplearse en aplicaciones eléctricas porque las impurezas reducen considerablemente la conductividad del metal. El cobre se purifica por electrólisis. Grandes placas de cobre crudo sirven como ánodos de la celda, en tanto que los cátodos son láminas delgadas de cobre puro. El electrolito es una solución ácida de sulfato de cobre (II). La aplicación de un voltaje adecuado a los electrodos causa la oxidación del cobre metálico en el ánodo y la reducción del cobre (II) para formar cobre metálico en el cátodo.

9.6. Electrólisis del cloruro de sodio fundido +

En este proceso los iones Na recogen electrones en el electrodo negativo y se + reducen. A medida que los iones Na cercano a este electrodo se agotan, hay + una migración de iones Na adicionales a el. De manera similar hay un movimiento neto de iones Cl hacia el electrodo positivo, en el cual se oxidan. El

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Solución:

Esta estrategia se puede emplear porque el cobre se oxida y se reduce con más facilidad que el agua. Las impurezas presentes en el ánodo de cobre comprenden plomo, cinc, níquel, arsénico, selenio, teluro y varios metales preciosos que incluyen oro y plata. Las impurezas metálicas que son más activas que el cobre se oxidan fácilmente en el ánodo pero no se depositan en el cátodo porque sus potenciales de reducción respectivos son más negativos que 2+ el del Cu . En cambio los metales menos activos no se oxidan en el ánodo; en vez de ello se acumulan bajo el ánodo en forma de lodos que se recogen y se procesan para recuperar los metales valiosos. Los lodos anódicos de las celdas de refinación de cobre suministran una cuarta parte de la producción de plata y alrededor de una octava parte de oro en Estados Unidos.

Al + 3e → Al° Peq = 26,98/3 = 8,99 +3

96 493 C ---------- 8,99 g Al 1500 C ----------- x x = 0,139 g de Al. Y los Faradays serán 1 500/96 493 = 0,0155 F Ejemplo 3: En la electrólisis de una disolución de nitrato de plomo Pb(NO3)2 se depositaron 1,526 g de plomo. Calcule la cantidad de corriente que pasó. Solución: Pb +2e → Pb° 96 493 C ------------103,6 g de Pb Peq = 207,2/2 = 103,6 x ------------- 1,526 g de Pb x = 1421 C +2+

9.8. Leyes de Faraday Se trata de leyes que relacionan la corriente eléctrica con la masa que se deposita (ejemplo Au) o libera (ejemplo: Cl2) en cada electrodo como producto de la electrólisis. Con el paso de 96 493 coulombios, (C) o un Faraday, (F) de electricidad a través de la disolución de un electrolito se deposita o se libera un peso equivalente gramo de un elemento. Esta ley también se ha expresado en forma de dos leyes:

La cantidad de cambio electroquímico en un electrodo es directamente proporcional a la cantidad de electricidad que pasa por la disolución.

El número de gramos de un elemento liberado por un coulombio es el equivalente electroquímico del elemento; el número de gramos de un elemento liberado por un Faraday es su peso equivalente - gramo.

q = 36 A x s = 36 C 96 493 C --------- 32,68 g 36 C --------------- x

Cu + 2e → Cu° Peq = 63,54/2 = 31,77 2+

96 493 C -------31,77 g de Cu x -------- 356 g de Cu 6

q=I×t

t=q/I=1,081 × 10 C / 150 A = 7208,52 s = 2 horas. 6

9.9. Protección contra la corrosión Las estrategias generales son: d) inhibir el proceso anódico. e) inhibir el proceso catódico. f) hacer ambas cosas. El método más común es la inhibición anódica, esto es impedir directamente la media reacción de oxidación pintando la superficie metálica recubierta con grasa o aceite o permitiendo la formación de una película de óxido del metal. Recientemente también se usa una solución de cromato de sodio.

65,37 2

x = 1,081 × 10 C

+2e → Zn

Peq =

Ejemplo 4: Calcule el número de horas que se necesita para depositar 356 g de cobre en una solución de CuCl2 por la que pasa una corriente de 150 amperios. Solución:

Ejemplo 1: En la electrólisis del ZnCl2 fundido se pasó una corriente de 0,01 amperios durante una hora. Calcule cuántos gramos de zinc se depositaron en el cátodo. Solución: q = I x t = (0,01A ) ( 3600 s)

= 32,68 g

x = 0,012 g de Zn

Ejemplo 2: Se pasaron 1 500 coulombios por una disolución de nitrato de aluminio (Al(NO3)3). Calcule la cantidad de aluminio depositado en el cátodo. ¿Cuántos faradays pasaron?

Disposición de los CFC empleando reacciones redox Los clorofluorocarbonatos (CFC) son compuestos moleculares de carbono, cloro y flúor que se usan como fluidos de enfriamiento en los acondicionadores de aire

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y los refrigeradores. Se ha visto que los CFC reducen la capa protectora de ozono de la estratosfera. Al escapar de acondicionadores de aire y refrigeradores con fugas, los CFC suben a través de la atmósfera baja hasta llegar a la estratosfera prácticamente sin sufrir alteración gracias a su actividad química. En 1 996 se prohibió la producción de CFC en Estados Unidos. En fechas recientes se desarrolló un proceso que utiliza oxalato de sodio (reductor) para deshacerse de los CFC almacenados. Los CFC se vaporizan y pasan a través de una capa de oxalato de sodio pulverizado a 270ºC. Cuando se usa CF2Cl2 conocido como CFC-12 (agente oxidante) la reacción que ocurre es:

a) 1200 C 7.

CF2Cl2(g) + 2Na2C 2O4(s) → 2NaF(s) + 2NaCl(s) + C(s) + 4CO2(g)

Se construye una celda voltaica de níquel y nitrato de níquel en un compartimiento y nitrato de cadmio en el otro. Un alambre externo conecta los dos electrodos y un puente salino con nitrato de sodio conecta las dos soluciones. La reacción neta es: 2+

c) 1480

d) 1550 C

e) 1600 C

b) 5,5 g

c) 4,4 g

d) 4,0 g

e) 3,5 g

Dada la siguiente tabla ELEMENTO Est. Oxid. Equivalente electroquímico (mg/C)

En solución básica, el aluminio forma el ion Al(OH)4 al reducir el ion NO3 a NH3 . Escriba la ecuación balanceada de esta reacción.

Ni a) b) c)

b) 1350 C

Se hizo pasar 19300 Coulomb por una disolución de cloruro de calcio (CaCL). Calcule la cantidad de calcio depositado en el cátodo. (Ca=40). a) 6,2 g

9.10. Ejercicios 1. En una batería Nicad (níquel-cadmio), el cadmio forma Cd(OH)2 y el Ni2O3 forma Ni(OH)2 en una solución alcalina. Escriba la ecuación balanceada para esta reacción. 2.

Para realizar un recubrimiento electrolítico sobre una barra metálica se utilizó una solución de un electrólito. Si el cátodo que se empleó, inicialmente pesó 20 g y después de realizado el reubrimiento arrojó un peso de 39,2 g. Calacular la carga elétrica que se aplicó, sabiendo que el equivalente electroquímico del elemento es de 0,001200g/C

+ Cd(s) → Ni(s) + Cd (ac) ¿Qué reacción ocurre en el ánodo? ¿Qué reacción ocurre en el cátodo? ¿En qué direcciones fluyen los electrones por el alambre externo y los iones por el puente salino?

Aluminio

0,0936

Cobre

0,6588

Cobre

0,3294

Hierro

0,2894

Hierro

0,1929

(ac)

Averiguar que elemento deposita en uno de los electrodos y cuál es su estado de oxidación del electrólito, al hacer pasar una carga electrica de 3,500 C. Si el electrodo antes del proceso pesó 20,1850 g después del proceso de electrolisis arrojó un peso de 21,3379 g. a)AI; +3 b) Cu; +1 c) Cu; +2 d) Fe; +2 e) Fe: +3

Haga el diagrama de la celda indicando las direcciones de flujo de los electrones y de los iones. Complete y balancee la ecuación siguiente por el método de medias reacciones. 2-

Cr2O7 5.

+ Cl (ac) → Cr -

(ac)

3+ (ac)

+ Cl2(g) (solución ácida)

Calcule la carga eléctrica que depositará 0,27 g de aluminio de una solución de nitrato de aluminio AI (NO3)3. (AI=27) a) 2895 C b) 2850 C c) 2810 C d) 2500 C e) 2000 C

10. Calcule el número de horas que se necesita para depositar 3,816 g de paladio en una solución de cloruro de paladio (PdCl2), por la que pasa una corriente de 0,0965 amperios. (Pd= 106). a) 2,5 h b) 2h c) 1,8 h d) 1,5 h e) 1 h

Calcular la cantidad de sustancia que se deposita en un electrodo, si el equivalente electroquímico de dicha sustancia es de 0,000200 g/C y la cantidad de carga eléctrica que se hizo pasar por el electrodo es de 2x103 coulomb. a) 0,4 g b) 4,0 g c) 4,4 g d) 0,44 g e) 44,4 g

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11. En la electrólisis de una disolución de nitrato de plomo se depositaron 0,70 g de plomo. Calcule la cantidad de corriente que pasó.

En este punto se dice que la reacción ha terminado, pero realmente este equilibrio es dinámico, porque la actividad continua, ambas reacciones se dan, pero con la misma velocidad

12. Calcule el número de horas que necesita para depositar 178 g de cobre en una solución de cloruro de cobre por la que pasa una corriente de 75 A.

10.2 Constante de equilibrio, Keq Todo equilibrio puede ser expresado por su ley de acción de masa, que es el producto de las concentraciones de los productos dividido por el producto de las concentraciones de los reaccionantes, elevados cada uno a su respectivo coeficiente estequiométrico, dando esto una constante llamada constante de equilibrio.

13. En la electrólisis del cloruro de cinc fundido se pasó una corriente de 0,02 A durante una hora. Calcule cuántos gramos de cinc se depositaron en el cátodo.

aA + bB cC + dD A y B son reaccionantes C y D son productos a, b, c y d son los coeficientes del balanceo

14. Se pasaron 750 coulombios por una disolución de nitrato de aluminio. Calcule la cantidad de aluminio depositado. ¿Cuántos faradays pasaron? 15. Explique los métodos más comunes para proteger contra la corrosión.

Kc =

TEMA 10

[C ]c [D]d [A]a [B ]b

K = K c el subíndice se refiere a la concentrac ión

EQUILIBRIO QUÍMICO Y VELOCIDAD DE REACCIÓN Ejemplo:

2NO(g) + O2(g)

10.1. Concepto de equilibrio Toda reacción se inicia con una velocidad inicial que luego va decreciendo y a medida que se van formando los productos, estos reaccionan para dar nuevamente reaccionantes, así por ejemplo para la reacción: aA + bB à cC + dD

Kc =

2NO2(g)

[NO2 ]2 [NO ]2 [O2 ]

A con B reaccionan para dar C y D con una velocidad v1, cuando aparecen C y D reaccionan entre si para dar A y B. cC + dD à aA + bB

Para establecer la ley de acción de masa y calcular la constante de equilibrio hay que tener en cuenta reglas sencillas como:

Esta segunda reacción se inicia con una velocidad v 2 pequeña y va aumentando hasta que en un momento se iguala a v1, en ese momento la reacción pareciera que ya no continúa, porque las concentraciones ya no varían, se ha establecido un equilibrio químico.

2.- Cuando las sustancias participantes se encuentran en diferentes estados físicos, sólo participan las sustancias que se encuentran en el estado más disperso, y es mas disperso el estado gas que el acuoso, que el líquido, que el sólido. Ejemplo:

aA + bB

1.- El agua nunca participa en la ley de acción de masa porque su concentración es constante.

cC + dD

2NH3(g) + CO2(g)

(NH 2)2CO(s) + H2O(l)

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Kc = b)

Ba(OH)2(ac) + H 2SO4(ac)

Si se pone calor a la reacción, el equilibrio se desplaza a la derecha

[NH 3 ]2 [CO 2 ]

Si se aumenta presión, la presión sólo afecta a los gases, por lo tanto se desplaza a la izquierda. La constante de equilibrio mientras tanto permanece inalterable, la única propiedad que puede cambiar una constante de equilibrio es la temperatura ambiental.

BaSO4(s) + 2H2O(l)

Escriba la respectiva constante. b)

2CO2(g) + calor 2CO(g) + O 2(g) Si se aumenta CO2 a la reacción, el equilibrio se desplaza a la derecha. Si se aumenta CO, el equilibrio se desplaza a la izquierda. Si se aumenta O2, el equilibrio se desplaza a la izquierda. Si se aumenta presión, el equilibrio se desplaza a la izquierda. Si se aumenta volumen, el equilibrio se desplaza a la derecha.

Información que proporciona la constante de equilibrio. La constante de equilibrio, es un número, sin unidades aparentes, que de acuerdo a la ley de acción de masa puede tener valores entre 0 y el infinito. Si el valor fuera 0, significaría que en el equilibrio todo esta como reactivos, por lo tanto no hay reacción alguna. Si el valor fuera infinito, significaría que todo esta en forma de productos, o sea ha habido reacción total.

10.4. Equilibrios homogéneo y heterogéneo Equilibrios homogéneos.

Para una reacción equimolecular, un valor de uno ( 1 ) indicaría que la reacción ha entrado en equilibrio cuando la mitad de los reaccionantes se han convertido en productos.

Un equilibrio se llama homogéneo cuando todas las sustancias que participan en la reacción se encuentran en el mismo estado físico, hay dos casos de importancia:

En conclusión, la constante de equilibrio nos indica en que momento se establece el equilibrio, cuanto producto puede rendir una reacción verdaderamente, ya que la estequiometría no es mas que un frió cálculo teórico suponiendo que todo reaccionaría y la experiencia nos dice que no es así.

a.- Equilibrio gaseoso.- Cuando todos los participantes son gases, por lo tanto, todos entran en la constante de equilibrio y de preferencia se expresan en Presiones parciales. Ejemplo:

De igual manera la constante de equilibrio nos indica el sentido principal que tiene una reacción, aunque la propiedad que va ha determinar con exactitud el sentido natural de una reacción es la entropía.(medida directa de la aleatoriedad o el desorden de un sistema)

2CO2(g) + calor

Kp =

10.3. Factores que afectan el equilibrio químico Un equilibrio puede ser alterado momentáneamente por un factor externo, pero inmediatamente contrarresta el efecto para restablecer el equilibrio, sin alterar la constante de equilibrio. Esta propiedad de una reacción en equilibrio se expresa mediante el Principio de Le Chatelier que dice “cuando un factor externo como aumento de concentración, presión, volumen o calor alteran un equilibrio, la reacción se desplaza en el sentido de contrarrestar el efecto”. Los cambios que pueden tomarse en cuenta son; la concentración, presión volumen, temperatura. Por ejemplo: a)

2CO(g) + O2(g) 2

PCO PO2 PCO2 2

La constante Kp se relaciona con la constante K (denominada también Kc) con la siguiente ecuación: n Kp = Kc (RT) Donde n es la diferencia de número de moles gaseosos entre productos y reaccionantes.

2KClO 3 (s)+ calor 2KCl(s) + 3O2(g) Si se aumentara KCl, la reacción se desplaza a la izquierda. Si se aumentara KClO3, la reacción se desplaza a la derecha.

b.- Equilibrio en fase acuosa.- Cuando todos los reaccionantes y productos se encuentran disueltos en agua, el caso más importante es la disociación de ácidos y bases débiles para establecer el pH.

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Equilibrios heterogéneos

activación, capaz de romper los enlaces de los reaccionantes para iniciar la formación de los enlaces de los productos. Toda reacción química se inicia con una velocidad definida que luego va disminuyendo hasta alcanzar su punto de equilibrio. Esta velocidad se puede determinar si se mide la variación de los reaccionantes o de los productos con el transcurso del tiempo. Para una reacción:

Se denominan así cuando las sustancias participantes en la reacción se encuentran en diferentes fases o estados físicos. Y por lo tanto en la constante de equilibrio sólo participan las sustancias más dispersas. El caso más importante es la disolución de sales poco solubles o producto de solubilidad Kps, donde se da un equilibrio entre la sal sólida y sus iones disueltos en agua:

Reaccionantes → Productos BaSO4(s)

(ac) + SO4

-2 (ac)

En un periodo de tiempo comprendido entre t1 y t2; la concentración del reactante disminuirá desde R1 hasta R 2 y la concentración de producto aumentará desde P 1 hasta P2; por lo tanto el cambio de concentración por unidad de tiempo será:

-2

Kps = [Ba ][SO4 ] 10.5. Producto de solubilidad El producto de solubilidad de un compuesto es el producto de las concentraciones molares de los iones constituyentes, cada uno elevado a la potencia de su coeficiente estequiométrico en la ecuación de equilibrio. El valor del Kps indica la solubilidad de un compuesto mientras más pequeño sea el Kps menos soluble será el compuesto. Ca3(PO 4)2(s) ↔3Ca

2+ (ac)

2PO 34− (ac)

Con respecto al reactante: velocidad = − Con respecto al producto: velocidad =

2+ 3

Kps = [Ca ]

3- 2 [PO4 ]

AgCl(s) ↔ Ag (ac) + Cl (ac) Inicial: 0,0M 0,0M Equilibrio: sM sM + Kps = [Ag ][Cl ] = [s][s] +

[ P ] 2 − [ P ]1 ∆[ P ] = t 2 − t1 ∆t

Así por ejemplo:

A una temperatura de 25ºC el producto de solubilidad del fosfato de calcio es: Kps = 1,2x10-26. Ejemplo. Calcúlese la solubilidad molar, en g/L del cloruro de plata Kps=1,6x10 a 25ºC.

[ R ] 2 − [ R ]1 ∆[ R] =− t 2 − t1 ∆t

t en segundos

[R] en mol/litro

velocidad en mol/s

0,5

0,25

10.7. La ley de la velocidad La ley de velocidad es una expresión que relaciona la velocidad de una reacción con la constante de velocidad (k) y las concentraciones de los reactivos elevadas a las potencias apropiadas. K para una reacción dada cambia sólo con la temperatura. Como se puede notar en el cuadro anterior la velocidad no es constante, va disminuyendo con el tiempo conforme disminuye la concentración de reactivos, como si fuera un movimiento uniformemente frenado por una aceleración negativa, que depende de la concentración de los reactivos. Esto se puede expresar en una Ley que dice que la velocidad de una reacción es proporcional a la concentración de los reactivos elevada a una potencia propia de cada reactivo en una reacción. Para la reacción:

(1,6x10-1 0 ) = 1,26x10-5 M

Sabiendo que la masa molar del AgCl es 143,3 g/mol entonces: -5 -3 S = 1,26x10 mol/L (143,3g/mol) = 1,81x10 g/L 10.6. Velocidad De Reacción Es la variación de la concentración de los reactivos o productos por unidad de tiempo. Para que una reacción ocurra, los reaccionantes primero deben hacer contacto, debe haber colisión, segundo deben acercarse con la orientación apropiada y tercero la colisión debe suministrar un mínimo de energía llamada Energía de

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aA + bB → cC + dD

Efectos de los catalizadores

velocidad α [ A] x [ B] y

Un catalizador es una sustancia que aumenta la velocidad de reacción pero no participa en la reacción. El catalizador se escribe sobre la flecha de reacción (puede omitirse en la escritura de la ecuación química).

velocidad=k[ A] x [ B] y Donde:

2KClO3(s)

MnO 2  →

2KCl(s) + 3O 2(g)

Efecto del área superficial Mientras mayor sea el área superficial mayor será el número de colisiones y por lo tanto mayor será la velocidad de la reacción, cuando los reactivos se encuentran en diferentes estados o pulverizados en polvo fino, mayor será el área superficial.

k es una constante de proporcionalidad denominada constante de velocidad (factor de aceleración), que sólo puede ser afectada por la temperatura ambiental y es independiente de cualquier otro factor como concentración, presión, calor, catalizador, etc. x es el exponente de dependencia de A denominado orden de reacción con respecto al reactivo A, y es diferente al coeficiente estequiométrico a. y es el exponente de dependencia de B denominado orden de reacción con respecto al reactivo B, y es diferente al coeficiente estequiométrico b. x+y se denomina el orden global de la reacción. Los ordenes de reacción teóricamente pueden ser 0, 1, 2, 3, etc, en la experiencia se ha encontrado que puede ser cualquier número real positivo, como 0,5, 8, etc.

10.9. Vida media de una reaccion (t1/2) Es el tiempo necesario para que la concentración inicial de un reactivo se reduzca a la mitad. Las reacciones de primer orden tienen la particularidad de que la vida media no depende de la concentración inicial y por lo tanto es un valor constante y por cada vida media trascurrida la concentración de reactivo se reduce a la mitad de lo inicial.

Para cada orden de reacción se establece una ecuación cinética diferente, así por ejemplo para una reacción de primer orden con respecto a A:

t 1/ 2 =

A → Productos Ley de velocidad Velocidad = k[A] Ecuación cinética ln [A] = ln [A]o – k t Donde [A] es la concentración de A remanente después de un tiempo t [A] o es la concentración inicial de A k es la constante de velocidad t es el tiempo trascurrido. Todas las reacciones nucleares son de primer orden.

Por ejemplo:

ln 2 k

t en segundos

[R] en mol/litro

velocidad en mol/s

0,5

0,25

El cuadro anterior corresponde a una reacción de primer orden su vida media es 10 segundos, porque por cada 10 segundos la concentración de R se reduce a la mitad de la mitad, sucesivamente. Su constante de velocidad es: -1 ln 2 / 10 s = 0,069 s

10.8. Factores que afectan la velocidad de reacción Efecto de la temperatura

10.10. La vida en las grandes altitudes y la producción de hemoglobina

A medida que aumenta la temperatura, la velocidad de una reacción aumenta, entonces la constante de velocidad también es mayor. Las moléculas se mueven con mayor rapidez ganando energía cinética y muchas moléculas alcanzan la energía de activación necesaria. Efecto de la concentración El aumento en la concentración de los reaccionantes, involucra un mayor número de choques entre las moléculas y por lo tanto la velocidad aumentará.

La fisiología esta influida por las condiciones ambientales, como escalar elevadas altitudes causa dolores de cabeza, nauseas, cansancio extremo; estos síntomas son conocidos como mal de las alturas o soroche. Esto es por la deficiencia de la cantidad de oxígeno que llega a los tejidos del organismo. Este fenómeno se puede explicar mediante la siguiente ecuación simplificada. Hb (ac) + O2 (g) ↔ HbO2(ac) En donde; Hb es la hemoglobina, HbO2 es la oxihemoglobina.

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La constante de equilibrio es: Kc =

2CaSO 4(s)↔2CaO(s) + 2SO2(g) + O2(g) Prediga cómo cambiaría la posición del equilibrio si: a) Se agrega el óxido de calcio al sistema. b) Se disminuye el sulfato de calcio al sistema. c) Se aumenta la temperatura del sistema. d) Se aumenta la presión del sistema. e) Se aumenta el volumen del sistema. f) Se aumenta oxígeno al sistema.

[HbO2] [Hb][O2]

A una altura de 3km, la presión parcial del oxígeno es de 0,14 atm, en comparación con 0,2atm a nivel del mar. Según el principio de Le Chatelier, una disminución en la concentración de oxígeno desplazará el equilibrio a la izquierda, este cambio disminuye la concentración de oxihemoglobina. Si se le da el tiempo suficiente el organismo compensa esta adversidad produciendo más moléculas de hemoglobina. Se ha demostrado que los residentes de las zonas de gran altitud, tienen altos niveles de hemoglobina en la sangre; a veces 50% ¡más que las personas que viven al nivel del mar!

La adición de un catalizador apresura el momento en el que se llega al equilibrio pero no afecta las concentraciones en equilibrio de los reactivos y de los productos.

T(ºC)

[A]

[B]

100

0,01

0,80

•

Sólo el cambio de la temperatura modifica el valor de la constante de equilibrio de una reacción en particular.

200

0,21

0,70

•

El principio de Le Chatelier establece que si se aplica una tensión externa a un sistema en equilibrio, el sistema se ajustará para contrarrestar parcialmente dicha tensión.

•

La constante de equilibrio para los gases, Kp, expresa la relación de las presiones parciales de equilibrio ( en atm). El orden correcto es: A. VVVV B. VFVF C. VVFF D. FVFV E. FFFF

Se tiene la siguiente reacción en equilibrio: A(g) ↔ 2B(g) A partir de los siguientes datos, calcule las constantes de equilibrio Kc y Kp para cada una de las temperaturas.

10.11. Ejercicios 1) Señale la serie de proposiciones verdaderas (V) y falsas (F). •

El sulfato de calcio se descompone térmicamente según la ecuación

Se tiene la siguiente reacción en equilibrio:

A↔B -5 Si la concentración inicial de A es 0,85M y Kc=2x10 . Calcule las concentraciones finales de A y B. Para la siguiente reacción química: 2A + 3B → C + 2D 2 Si la ley de la velocidad esta dada por: V = k[A] [B] Diga el orden de reacción con respecto a : a) Reactivo A b) Reactivo B c) Orden global

Escriba las expresiones de las constatnes Kc y Kp de equilibrio, para cada una de las reacciones siguientes: a)

H 2O(g) + CO(g) ↔ H2(g) + CO 2(g)

2Mg(s) + O2(g) ↔2MgO(s)

2NaHCO3(s) ↔Na2CO3(s) + CO2(g) + H2O(l)

H 2S(ac)↔H

CH3COOH (ac) ↔H

f) g)

+ (ac)

Señale la serie de proposiciones verdaderas (V) y falsas (F) •

Las variaciones de la concentración de los reactivos o productos por unidad de tiempo definen la velocidad de reacción.

•

Catalizador es la sustancia que altera (incrementa o disminuye) la velocidad de reacción.

•

Orden de reacción es la potencia a la que se eleva la concentración de dicho reactivo en la expresión de la velocidad de reacción.

+ SH (ac)

+ (ac) CH3COO (ac) + NH3(ac) + H2O(l) ↔NH4 (ac) + OH (ac) + 2Ag2SO4(s) ↔ 2Ag (ac) + SO4 (ac)

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•

16. Cuál será el efecto de disminuir la temperatura en cada uno de siguientes equilibrios:

El orden de una reacción es la suma de las potencias a las que están elevadas todas las concentraciones en la expresión de la velocidad. El orden correcto es: A) VFVF B) VVVV C) FVFV D) FFVV E) VVFF

a. C(s) + H2O(g) + 131 kJ b. H 2(g) + I2(g)

CO(g) + H 2(g) 2HI(g) + 9,5 kJ

c. 2SO2(g) + O2(g)

8. Si al triplicar la concentración inicial de un reactivo se triplica la velocidad inicial de la reacción, ¿Cuál es el orden de dicha reacción con respecto a dicho reactivo?. Si la velocidad aumentara nueve veces, ¿Cuál sería el orden? ¿ Variara la velocidad o no variara?

los

∆Hº=-188 kJ

2SO3(g)

17. ¿Qué nos indica la constante de equilibrio?

9. La descomposición del disulfuro de carbono CS2 a monosulfuro de carbono -7 y azufre es de primer orden con una constante K= 2,8x10 a 1000ºC CS 2→ CS + S A) ¿Cuál es la vida media de la reacción a 1000 ºC? B) ¿Cuántos días deben transcurrir para que una muestra de 1,0 gramos de CS2 se descomponga de modo que queden sólo 0,6 gramos de CS2?

TEMA 11 QUÍMICA ORGÁNICA Y DEL CARBONO

10. La ley de velocidades de la reacción siguiente es: 2

La química orgánica es la química de los compuestos del carbono. Los compuestos del carbono en su mayoría están formados por enlaces covalentes, insolubles en agua. Se descomponen a bajas temperaturas. Tienen mecanismos de reacción de varias etapas complejas.

velocidad = k [A][B2] . Según esta expresión, si se triplica la concentración de A y de B, ¿Cómo variará la velocidad con respecto a la del principio? A + B2 → productos 11. ¿Por qué se dice que el equilibrio químico es dinámico? 12. Defina reacción reversible. 13. Cuál será el efecto de un aumento de la presión sobre cada uno de los siguientes equilibrios: a)

N 2(g) + 3H2(g)

2CO(g) + O2(g)

Átomo de carbono El elemento que forma la mayor parte de los compuestos inorgánicos en la Tierra es el silicio y el elemento que forma la mayoría de los compuestos orgánicos es el carbono, ambos elementos se encuentran en el mismo grupo y se encuentran en la parte central del sistema periódico.

2NH 3(g) 2CO2(g)

11.1. Propiedades del átomo de carbono: tetravalencia y autosaturación

14. ¿Cuál será el efecto de un aumento de volumen sobre cada uno de los equilibrios de la pregunta 13?

15. ¿Cuál será el efecto sobre el equilibrio que produciría el cambio indicado en cada caso? a) 2PbS(s) + 3O2(g) Al eliminar PbS (s) Al añadir O2(g)

2PbO(s) + 2SO2(g)

b) CaO(s) + SO3(g) Al añadir CaSO3(s) Al añadir SO2(g)

CaSO4(s)

Tetravalencia.- Es la capacidad del carbono de formar hasta cuatro enlaces.

C b)

C C

Autosaturación.- El carbono puede formar enlaces con otros carbonos, formando cadenas.

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Resulta de mezclar tres orbitales p con un orbital s, el resultado son 3 cuatro híbridos del tipo sp .

2px

2py

2pz

sp3 sp3 sp3 sp3 Cuatro híbridos sp3

11.2. Estado basal o ideal del carbono El átomo de carbono en su estado basal o fundamental presenta la siguiente estructura:

Los cuatro orbitales 3 híbridos sp , están dirigidos hacia los vértices de un tetraedro regular, con un ángulo de 109°.

2px 2py 2pz

De acuerdo a esta distribución el carbono es divalente, solo podría formar dos enlaces, lo que no ocurre en realidad ya que el carbono es tetravalente. 11.3.

Estado real del carbono Este tipo lo presenta el carbono cuando forma enlace simple con otros átomos. La superposición o traslape de orbitales ya sean puros o híbridos da lugar a la formación del enlace sigma.

Para que el carbono sea tetravalente debe tener sus cuatro electrones desapareados, esto se logra promoviendo un electrón del orbital 2s al orbital vacío 2pz se promueve un electrón

1s 2s

2px

2py

11.4.2. Hibridación sp Resulta de la mezcla de dos orbitales p con un orbital s, dando como 2 resultado tres orbitales sp . 2pz

2px

2py

2pz

E Hasta ahora, se tiene cuatro electrones desapareados, pero estos ocupan, ambientes geométricos diferentes, es necesario uniformizar el espacio geométrico, así como la energía, lo que se logra mediante el proceso de hibridación. 11.4.

2s 1s

Hibridaciones del carbono 3 11.4.1. Hibridación sp

2px

2py

2pz

sp2 sp2 sp2 Tres híbridos sp2

2pz

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orbitales p perpendiculares entre sí y a los híbridos sp

Estos tres híbridos sp , se dirigen hacia los vértices de un triangulo equilátero, con un ángulo de 120°, el orbital pz, queda en posición perpendicular al plano.

los dos orbitales sp son lineales

El ángulo entre estos híbridos es de 180°, este tipo de hibridación se presenta cuando el carbono está unido a otro carbono con un triple enlace.

El carbono presenta este tipo de hibridación cuando forma enlaces dobles.

C C

180°

120°

C El enlace pi (π) se forma por un acercamiento paralelo entre los orbitales p, este enlace pi es débil comparado con la fuerza del enlace sigma. 11.4.3. Hibridación sp

11.5.

2s 1s

2px

2py

2pz

Integración de la estructura molecular orgánica 11.5.1. Composición El término composición nos indica el tipo de elementos que forman un compuesto así como la proporción en que se encuentran, la composición se expresa mediante fórmulas moleculares o globales. Por ejemplo: C2H 6, C2H 6O, etc. 11.5.2. Constitución

Se forma entre un orbital s y un p, dando como resultado dos orbitales sp, quedando puros el py y el pz.

Por constitución se entiende la manera como están unidos los átomos que forman un compuesto, la constitución se representa mediante fórmulas semidesarrolladas o desarrolladas. Por ejemplo: CH3 – CH2 – OH es el etanol CH3 – O – CH3 es el éter dimetílico

2py 2pz

Dos híbridos sp

Obsérvese que ambas son sustancias diferentes, pero tiene la misma composición: C2H 6O 11.5.3. Conformación Este término se refiere a un aspecto tridimensional y nos indica la forma como esta dispuesta una molécula en el

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espacio, debido a la libre rotación alrededor del enlace sigma. Por ejemplo el etano, tiene dos conformaciones en el espacio. en el espacio

en el plano H

H C H

H C H H

CH3

180°

H H

CH 3CH 2CH2CH2CH3 CH 3CHCH 2CH3 H

H H

eclipsado

Tres isómeros del pentano no son isómeros

H alternado

CH 3CH=CHCH 3

CH3

Cis(Z)

CH3 Trans(E)

C2H6O

CH3COCH 3 una cetona

CH3 - O - CH 3 un éter

CH3CH2OH un alcohol

11.6.2. Isomería espacial a.

Isómeros geométrica. Este tipo de isomería se presenta alrededor del doble enlace y en los cicloalcanos.

11.6. Isomería

CH3

H3C

Son isómeros las sustancias que tienen la misma fórmula molecular o global es decir la misma composición, pero que tienen diferente constitución. En el caso de los compuestos orgánicos se dice que de cada diez compuestos nueve son isómeros. Los isómeros pueden ser planos o espaciales.

H3C

C C

cis = Z

CH3

trans = E trans buteno

cis buteno

11.6.1. Isomería plana a. Isómeros de cadena. Este tipo de isomería se presenta en los hidrocarburos, por ejemplo:

Cl H

CH 3 |

CH 3CH 2CH 2CH 3

ejemplo:

C=C H

constitución

CH3CH2CHO un aldehído

CH3CHCH3

Dos isómeros del propanol

C 3H 6O

H 3C

CH3CH2CH2 OH

c. Isómeros de función. Son compuestos que difieren en el grupo funcional. Por

configuración C= C

CH3CH=CHCH3

Dos isómeros del but eno

11.5.4. Configuración Es otro aspecto tridimensional, se refiere a la forma como están dispuestos los átomos en el espacio. Por ejemplo en el caso del buteno: H 3C

Isómeros de posición Aquellas sustancias donde varía la posición de un grupo funcional.

CH2=CHCH2CH3

En el espacio la molécula de etano presenta dos conformaciones, un eclipsado y otra alternada.

C4H 8 composición

CH3 H3C C CH3 CH3

H H

H cis = Z

CH 3CHCH 3

cis diclorociclopropano

Dos isómeros del butano

H trans = E trans diclorociclopropano

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Isómeros ópticos

La isomería óptica se genera debido a la presencia del carbono quiral; el carbono quiral o asimétrico es aquel que tiene sus cuatro sustituyentes diferentes. Los isómeros ópticos se caracterizan porque presentan actividad óptica. La actividad óptica es la capacidad de algunas sustancias de desviar el plano de la luz polarizada.

A. 3, 1

COOH

W C* Y

C* H

H3C

Carbono quiral

Acido láctico presenta actividad óptica

A. 4.

Los isómeros ópticos se diferencian en que pueden desviar la luz polarizada hacia la derecha, dextrógiros (+), o hacia la izquierda, levógiros (-).

e) 5.

objeto

E. 4, 1

B. 5, 6, 1

C. 5, 7, 0

D. 6, 5, 1

E. 3, 4, 1

El enlace pi se presenta solo en los enlaces doble. U n enlace triple tiene dos enlaces sigma y un pi. 3 El átomo de hidrogeno tiene hibridación sp . Un átomo con hibridación sp, no forma siempre dos enlaces sigma y dos enlaces pi. Los enlaces pi se forman a partir de los orbitales atómicos híbridos.

De la siguiente estructura molecular:

imágen

Acido (+) Láctico

-CHO

Acido (-) Láctico

Los dos estereoisómeros del ácido láctico existen, ambos constituyen un par de enantiómeros es decir estereoisómeros que guardan relación objeto imagen. Si dos estereoisómeros no guardan relación objeto imagen, se les denomina diasteroisómeros.

¿Cuántos átomos de carbono tienen hibridación sp ? A. 6.

11.7. Ejercicios 1. Indique el compuesto que no es orgánico:

C. CH3-COOH

D. CH 3ONa

B. 10

C. 9

D. 1

E. 0

C 3H6

B. CH3O

C. C2H7N

D. C2H2

E. CH2O2

Cuántos isómeros planos se pueden formar con las siguientes composiciones: C6H14 y C3H 8O. A.

2. De las siguientes proposiciones cuántos son verdaderos y falsos.

¿Con cuál de las siguientes composiciones no es posible hacer una estructura molecular? A.

7. B. NH2-CO-NH2

D. 3, 0

A. CH 3-CH2-OH E. NaCN

7, 5, O

a) b) c) d)

COOH H3C

C. 4, 0

Señale la afirmación correcta, de la estructura molecular de las sustancias orgánicas que en su composición tiene; C, H, N y O.

espejo CH3

B. 2, 2

3. De la siguiente estructura molecular: CHO-CH2-CH 2-CHOH-CH=C=CH-COOH 3 2 Contabilizar los átomos con hibridación: sp , sp y sp, en ese orden.

COOH

En los compuestos orgánicos los enlaces son esencialmente covalentes. La valencia del átomo de carbono es divalente y tetravalente. El ángulo que forma los orbitales híbridos sp3 del átomo de carbono es 109º. La autosaturación es una propiedad del átomo de carbono.

5, 3

B. 5, 2

4, 3

D. 4, 4

E. 5, 4

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11. ¿Cuál de las siguientes estructuras representa al etano alternado? H CH

¿Cuál de las siguientes estructuras presentan isomería cis (Z)? OH H i) CH CH 3 2

C C H

Br CH2CH3

iv)

B. i y ii

C. ii y iii

D. iii y iv

E. i y iii

e) H

H H

i y iv

CH3 c)

H b)

CH3

C C CH3CH2

CH3

ii)

CH3 iii)

CH2CH3

d) H

CH3 CH3

12. La siguiente estructura representa, excepto:

De las siguientes estructuras ¿Cuál representan un par de enantiómeros?

i y iii

B. i y ii

i y iv

CH2OH

ii y iii

H H CH2OH iv

iii

CH 2OH

CH2OH

COOH

C OH O

A. La molécula de etano B. La representación de los enlaces sigma 3 C. Los híbridos sp D. Un hidrocarburo E. Un confórmero

iii y iv

13. Dibuje los confórmeros del butano y del ciclohexano. 10. De los siguientes enunciados indique la verdad (V) o la falsedad (F): Los enantiómeros se pueden diferenciar por la rotación de la luz polarizada. Los diasteroisómeros tienen propiedades físicas muy diferentes. A partir de un compuesto que tiene tres carbonos quirales se pueden obtener ocho isómeros ópticos, como máximo. La isomería geométrica también se considera como un tipo de diasteroisomería. A. VFVF

B. VVFV

14. ¿Qué propiedad del carbono explica la existencia compuestos del mismo? 15. ¿Cuáles de geométrica?

C. VVVV D. FFVF E. VVVF

los

siguientes

compuestos

de tantos

presentan

a) CH2 C(CH3)2

b) CH3CH CHCH3

d) CH3 C C CH3

isomería

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16. Indicar la hibridación de los átomos de carbono en los siguientes compuestos. a) CH3CH2CH=CH 2 c) CH3CH2 OH

b) CH3CH = C = O

TEMA 12

d) CH3C N

HIDROCARBUROS

17. ¿Explique cómo se forma el enlace sigma? ¿Cómo se forma el enlace pi? 18. ¿Por qué es necesario efectuar la hibridación?

Los hidrocarburos son compuestos binarios formados por carbono e hidrógeno, son los principales componentes del petróleo y del gas natural.

19. ¿Qué factores determinan la geometría de una molécula?

Teniendo en cuenta los tipos de enlace carbono – carbono, hay dos clases principales de hidrocarburos: alifáticos y aromáticos.

20. De la siguiente fórmula estructural condensada, cuántos enantiómeros y diasteroisómeros se puede obtener: HOOC-CHOH-CHOH-COOH

SATURADOS

21. De la siguiente fórmula estructural condensada, cuántos átomos de carbono son; primario, secundario, terciario y cuaternario: (CH3)3CCH 2CH2CH(CH3)2

Alcanos

Alquenos

C C C

INSATURADOS Alquinos ALIFATICOS

C C

Cicloalcanos

HIDROCARBUROS ALICICLICOS

Cicloalquenos

Cicloalquinos

AROMATICOS Benceno y sus homólogos

12.1. Hidrocarburos saturados - alcanos El adjetivo saturado, describe el tipo de enlaces de la molécula hidrocarbonada. Significa que cada átomo de carbono se encuentra unido en forma covalente a otros cuatro átomos mediante enlaces simples. Los compuestos se conocen también como parafinas o alcanos. El nombre de parafina (del latín, parum affinis, poca actividad) alude a su naturaleza no reactiva. El nombre alcano es el nombre genérico para esta clase de compuestos. La fórmula general de los alcanos es CnH 2n+2 .

__________________________________________________________________QUÍMICA__________________________________________________________________

12.1.1. Nomenclatura de alcanos

Numerar la cadena principal, comenzando por el extremo más cercano a la ramificación. Identificar a los sustituyentes, asignándoles posiciones numéricas.

En la siguiente tabla se dan los nombres y fórmulas de algunos hidrocarburos lineales o normales, para nombrar este tipo de alcanos se les da la terminación ANO. Obsérvese que los cuatro primeros alcanos tienen nombres propios mientras que a partir del quinto alcano, se utilizan prefijos de cantidad.

Nombre

Fórmula

Nombre

Fórmula

Pentano

CH3CH2CH 2CH 2CH 3

Eicosano

CH3(CH2) 18CH 3

Hexano

CH3(CH2) 4CH3

Eneicosano

CH3(CH2) 19CH 3

Escribir el nombre del compuesto como una sola palabra, utilizando comas para separar los números y guiones para la separación entre letras y números.

Ejemplos: 8

CH3(CH2) 5CH3

Docosano

CH3(CH2) 20CH 3

Octano

CH3(CH2) 6CH3

Triacontano

CH3(CH2) 28CH 3

Nonano

CH3(CH2) 7CH3

Hentriacontano

CH3(CH2) 29CH 3

Decano

CH3(CH2) 8CH3

Tetracontano

CH3(CH2) 38CH 3

Undecano

CH3(CH2) 9CH3

Pentacontano

CH3(CH2) 48CH 3

Dodecano

CH3(CH2) 10CH 3

Hexacontano

CH3(CH2) 58CH 3

Hectano

CH3(CH2) 98CH 3

Heptano

CH3 CH2CH3

CH3CH2

CHCH 2 CH2CH 6

Nombre(abreviatura)

CH4

Metano

-CH3

Metilo

(Me)

CH3CH3

Etano

-CH2CH3

Etilo

(Et)

CH3CH2CH3

Propano

-CH2CH2CH3

Propilo (Pr)

CH3CH2CH2CH 3

Butano

-CH2CH2CH2CH3

Butilo

CH3 CH2

CHCH2CH 3

CH2

CH3

3-Etil-4,7-dimetilnonano

CH2CH CH3 CH3 4-Etil-2,4-dimetilhexano

En el siguiente caso se puede observar que hay una ramificación en otra ramificación. CH 3 1

CH 3CH

CH 3 5

CHCH 2 CH 2 CH

CH 2 CH

CH 3

Se nombra como un decano 2,3,6-trisustituido

CH 2CH 2 CH 2 CH 3 7

Grupo alquilo

CH3 CHCH 2CH2CH CHCH 2CH3 Incorrecto

CH3 CH2CH3

CH 3

Nombre

CH3

CH 3CH2 7

CH3 CH2CH3

Radicales de alcanos. Un radical es una molécula incompleta, los radicales de alcanos resultan de la pérdida de un hidrógeno, para nombrar los radicales de alcanos se cambia la terminación ANO del alcano por il o ilo.

Alcano

CH3 CHCH 2CH2CH CHCH 2CH3 Correcto

CH3

CH3CH2

En este caso a esta ramificación con subramificación se le denomina sustituyente complejo, y para numerar, “se numera la cadena principal y se identifican los sustituyentes, en el nombre principal se escribe entre paréntesis . Ejemplos:

(Bu)

12.1.2. Nomenclatura de alcanos ramificados Para poder nombrar alcanos ramificados se debe tener en cuenta las siguientes reglas: Identificar la cadena principal, que es la que contiene el mayor número de átomos de carbono.

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5-(1,2-dimetilpropil)

H3C CH3 9

CH3

CH2CH2CH2CH3

Para numerar se deben dar las posiciones más bajas posibles.

Isomería: Los alcanos dan lugar a isómeros de cadena a partir del butano:

12.1.4. Obtención de alcanos

Pentano C 5H12

Butano C 4H10

La fuente principal de obtención de alcanos es el petróleo y el gas natural que está formado básicamente de metano, etano y otros alcanos menores, los otros alcanos se obtienen por cracking térmico y catalítico del petróleo.

CH3 CH2CH2CH2CH3 n-Pentano CH3 CH2CHCH3 2-Metilbutano

CH3 CH2 CH2 CH3 n-Butano

CH3 CH3 CH

CH3 2-Metilbutano

En el laboratorio se puede obtener metano por pirolisis del acetato de sodio, en presencia de cal sodada (NaOH + CaO).

CH3 CH3

CH3

2,2-Dimetilpropano

CH3COONa (s)

CH3

dos isómeros

CH3

1,5-Dimetilciclohexano

1,3-Dimetilciclohexano 2,3-Dimetil- 6-(2-metilpropil) decano

CH3

CH3 2-Metil- 5-(1,2-dimetilpropil) nonano

CH3CHCHCH2CH2CHCH2CHCH3

CH2CH2CHCH3

CH3

CH3CH2CH2CH2CHCHCHCH 3

CH3

6-(2-metilpropil)

φ NaOH.CaO

CH4(g)

tres isómeros

12.1.5. Reacciones de alcanos Los alcanos se caracterizan por su escasa reactividad, para que reaccionen se necesitan condiciones muy enérgicas, como calor o radicación electromagnética:

12.1.3. Nomenclatura de cicloalcanos Para nombrar cicloalcanos se antepone la palabra ciclo seguido del nombre que indica el número de carbonos. Los cicloalcanos se representan como figuras geométricas:

Reacción de combustión: C3H8 + 5O 2

3CO 2 +

4 H 2O

+ Energía

Reacción de halogenación. ciclopropano

ciclobutano

ciclopentano

ciclohexano

cicloheptano

CH4 + Cl 2

Ejemplos:

3 carbonos

CH 3Cl + HCl

Esta es una reacción de SUSTITUCION, los hidrocarburos saturados sólo dan reacciones de sustitución.

CH2CH2CH2CH3

CH3

luz

12.2.

4 carbonos

Alquenos A los alquenos también se les conoce como “olefinas” (Olefiante = formador de aceite). Tiene la fórmula general CnH 2n.

Metilciclopentano

1-Ciclopropilbutano Tiene prioridad la cadena con mayor número de carbonos

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12.2.1. Nomenclatura de alquenos CH2 CH2

CH3CH CH2

Eteno

Propeno

CH3CH2CH But-1-eno

CH2

CH3CH

CHCH3

But-2-eno

Se puede observar que aquí también se presenta el fenómeno de isomería, en este caso se forman isómeros de posición, en el caso de Buteno, este tiene dos isómeros. Un hidrocarburo con dos dobles enlaces es un dieno, mientras que uno con tres dobles enlaces es un trieno. Ejemplos:

CH3 H C CH—CH

CH 2

CCH

CH2

CH2 CHCH

CHCH

Buta-1,3-dieno

2 – Metilbuta -1,3-dieno

Hexa-1,3,5-trieno

un dieno

un trieno

CH 2

Radicales de alquenos: Al igual que los alcanos, los alquenos también dan lugar a la formación de radicales por pérdida de un hidrógeno, para nombrarlos se utilizan las terminaciones enil.

Eteno

H2C = CH 2

Propeno CH3CH=CH 2

H2C = CH Etenil ( vinil) CH 3CH=CH - Prop-1-enil H2C=CHCH 2 - Prop-2-enil (alilo)

El enlace pi impide la libre rotación de los grupos alrededor de un doble enlace; consecuentemente, los alquenos pueden exhibir isomería geométrica CH 3

H C H3C

CH 3

H3C C

trans -But-2-eno

cis -But-2-eno

También hay estructuras cíclicas con dobles enlaces:

Ciclopropeno

Ciclobuteno

Ciclopenteno

Ciclohexeno

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12.2.2. Obtención de alquenos

o asimétrico, y seguir la regla de Markovnikov que dice “en la adición de HX el hidrógeno se une al carbono que tiene más hidrógenos, mientras que X se une al carbono que tiene menos hidrógenos”

También la fuente principal de alquenos es el petróleo, mediante la deshidrogenación catalítica de alcanos:

CH3CH2CH3

catalizador

CH2CH

CH3CH=CH2 + H2

CHCH2 + HCl

CH2CH CHCH2 H Cl 2-Clorobutano

But-2-eno En el laboratorio se obtienen alquenos por deshidratación de alcoholes, el deshidratante más común para este proceso es el ácido sulfúrico. H2SO 4

CH3CH 2OH Etanol

CH 2=CH 2 eteno

CH3

+ H2O CH3 CH2C

12.2.3. Propiedades físicas

12.2.4. Propiedades químicas Los alquenos son muy reactivos, debido a la presencia del enlace pi dando reacciones de adición, de oxidación y de polimerización.

H2C

CH2

H2C

dicloroetano b) Adición de H2. Cuando se adiciona hidrógeno, se forma el alcano correspondiente, esto se hace en presencia de catalizadores de Ni-Pt.

eteno c)

H2C

2-Cloro-3-metilbutano (no se forma)

H2C CH2 H OH etanol

Reacciones de oxidación: a) Oxidación sin ruptura, oxidación con KMnO4 en frío, en este caso se forman dioles.

eteno

CH2 + H2

CHCH2 Cl

Adición de H2O. Esta reacción se conoce como hidratación de alquenos, en este caso se obtienen alcoholes se da en medio ácido.

eteno

Cl Cl

H2C

CH3 CH2C H

H2C CH2 + H2O

Reacciones de adición: a) Adición de X2. Los alquenos reaccionan con los halógenos dando derivados dihalogenados.

CH2 + Cl2

CHCH2 2-Cloro-2-metilbutano (único producto) H

CHCH2 + HCl

2-Metilbut-2-eno (asimétrico)

Desde el eteno hasta el buteno son gases, desde el pentano hacia delante son líquidos, al igual que los alcanos son insolubles en el agua, pero si son solubles en solventes orgánicos.

H2C

CH2C Cl

CH2 + KMnO 4 frio

H H etano

Oxidación con ruptura, oxidación con KMnO 4 en caliente, en este caso se forman ácidos carboxílicos correspondientes.

H2C CHCH3 + KMnO4 eteno

Adición de HX. Se obtienen derivados halogenados. En este caso se debe tener en cuenta si la adición es sobre un alqueno simétrico

CH2

HO OH etanodiol

eteno

CH2

H2C

HOOCH + HOOCCH3 Dos ácidos carboxílicos

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Reacciones de polimerización:

12.3.1. Nomenclatura

El polietileno es el polímero más conocido, tiene como unidad fundamental el monómero eteno (CH2=CH2).

Antiguamente, se usaban nombres comunes para la nomenclatura de los alquinos sencillos, en la que el acetileno (CH CH) se consideraba como base. Los grupos unidos a los átomos de carbono sp se nombraban como sustituyentes del acetileno.

Ejemplos de obtención de polímeros:

Pent -2- ino

polietileno (PE)

CCH

But -2- ino

Buta - 1,3 - diino

5,7 – Dimetil non – 3 ino

Cl Cloruro de vinilo CH

CN Acrilonitrilo

Debido a la reactividad del triple enlace, existe un poco de dificultad para la síntesis de alquinos, el enlace C C se encuentra en una diversidad de organismos vivos, particularmente en algunos mohos. El acetileno es una materia prima orgánica abundante y de gran importancia industrial. Puede prepararse fácilmente por la reacción entre el carburo de calcio y el agua:

CH2CH

CH2CHCH2CHCH2CH CH2CH Cl Cl Cl Cl

H 2C

CH 3C

CCH 3

12.3.2. Obtención

Eteno H2C

CH 3CH 2C

CH 2CH

CH2CHCH 2CHCH 2CH

n H2C CH

Policloruro de vinilo (PVC) CH 2CHCH 2CHCH 2CHCH 2CH CN

CN Poliacrilonitrilo (Orlón)

CH2CH

CaC2

+ 2H 2 O

+ Ca(OH)2

12.2.5. Aplicaciones

12.3.3. Propiedades físicas

La mayor aplicación de los alquenos eteno, propileno y metil propileno, está dirigida hacia la obtención de plásticos, polietileno, polipropileno y el caucho sintético que es un polímero del butadieno.

El acetileno es un gas incoloro, insoluble en el agua y posee un olor desagradable. El acetileno arde con llama muy luminosa; uno de sus primeros usos fue como combustible en lámparas para mineros. Este gas se usa en la soldadura oxiacetilénica que se usa para soldar y cortar metales. 12.3.4. Propiedades químicas

12.3.

Alquinos

Los alquinos son hidrocarburos que contienen un triple enlace – C C –. El alquino más sencillo es el etino o acetileno (HC CH), por lo que a los alquinos de la serie homóloga se les llama también hidrocarburos acetilénicos. Los alquinos son isómeros de los dienos.

En su mayor parte, las reacciones de los alquinos son estrictamente análogas a las de los alquenos, es decir dan reacciones de ADICION, con la diferencia de que en vez de adicionar un mol de reactivo, adicionan dos moles de reactivo. a. Adición de X2

La estructura electrónica del triple enlace de un alquino es muy similar a la del doble enlace de un alqueno. El acetileno tiene dos carbonos sp con enlaces sigmas lineales y dos enlaces pi que unen a los carbonos sp . Debido a que un orbital sp tiene más carácter s, los electrones de este orbital están más próximos al núcleo del átomo de carbono que los 2 3 electrones en un orbital sp o sp . Por lo tanto, el átomo de carbono sp de un alquino, es más electronegativo que la mayoría de los otros átomos de carbono. Así, un enlace CH de un alquino es más polar que un enlace CH de un alqueno o que uno alcano.

En este caso adicionan dos moles de halógeno, formando derivados tetrahalogenados: CH3C

CH +

Cl 2

Propino

Adición de HX

CH3C CH + Cl2 Cl Cl 1,2-Dicloropropeno

Cl Cl CH3C CH Cl Cl 1,1,2,2-Tetracloropropano

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El benceno es el más simple de la familia aromática, su fórmula molecular C6H6 indica que sólo existe un átomo de hidrógeno por cada átomo de carbono de la molécula. Esto implica un alto grado de insaturación y, por tanto, podría predecirse una gran reactividad para la molécula; pero esto no es así, ya que el benceno es altamente estable, es más, no da reacciones de adición sino mas bien, reacciones de sustitución como si fueran hidrocarburos saturados. August Kekulé en 1865 propuso que el benceno era una estructura hexagonal con dobles enlaces (simples y dobles alternados) y en cada carbono hay un solo átomo de hidrógeno que son equivalentes, esto sugiere que los dobles enlaces no son estáticos sino que son móviles.

En este caso al igual que los alquenos depende si el alqueno es simétrico o asimétrico para seguir la regla de Markovnikov. CH3-C

C-CH3 +

CH3-C C-CH3 H Cl 2-Clorobut-2-eno

HCl

But-2-ino simétrico

CH3-C H CH3-C C-H Propeno asimétrico

C-H 1-Cloropropeno Cl (no se forma)

HCl CH3-C C-H 2-Cloropropeno Cl H

c. Adición de HCN El producto de la adición del HCN da la formación de los cianoalquenos de los cuales el cianoetileno es un importante producto químico.

H-C

C-H

H-C

+ HCN

C-H Cianoetileno (acrilonitrilo)

d. Formación de acetiluros Esta reacción es propia de los alquinos terminales, en este caso el alquino pierde un hidrógeno frente a una base muy fuerte como el amiduro de sodio, el alquino se comporta como si fuera un ácido.

H-C

C-H + NaNH2 amiduro de sodio

H-C C Na + NH3 acetiluro de sodio

También se pueden obtener acetiluros de plata o de cobre haciendo pasar acetileno gaseoso por una solución amoniacal de cloruro cuproso o de nitrato de plata.

HC C H

CuCl AgNO3 NH4 OH

HC C C o HC C Ag acetiluro de cobre acetiluro de plata

Para explicar la estabilidad del benceno se hace uso de la teoría de resonancia química, donde la estructura real del benceno, difícil de representar es un híbrido de resonancia, los electrones se encuentran resonando por encima y por debajo del plano hexagonal de carbonos.

Los acetiluros de cobre y de plata se diferencian de los de sodio en que aquellos son extremadamente sensibles al impacto. En estado seco son muy explosivos. 12.4. Hidrocarburos aromáticos

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X 1

2 Y

Y meta (m-)

Y para (p-) El sistema orto, meta y para es de uso exclusivo de sistemas cíclicos aromáticos. Ejemplos: A continuación se ilustra el uso de estos prefijos para nombrar algunos bencenos. orto (o-)

Cl Br Mientras que la longitud de los enlaces sencillos C-C es de 1,54 Å y la de los dobles enlaces C-C es de 1,34 Å, los enlaces carbono-carbono del benceno tienen longitud de 1,39Å. Esto se evidenció experimentalmente por difracción de rayos X. 12.4.1. Nomenclatura a. Hidrocarburos aromáticos monosustituidos. Los hidrocarburos aromáticos monosustituidos tienen nombres propios.

CH3

NH2

CHO

OH p - clorofenol

o - dibromobenceno

m - cloroanilina

Cuando en una estructura hay un nombre propio, esta tiene prioridad en el nombre del compuesto, como en el caso del p-clorofenol y la mcloroanilina.

CH=CH2 c.

Hidrocarburos aromáticos con tres o mas sustituyentes Si en un anillo bencénico hay tres o más sustituyentes, se deben usar números.

Tolueno b.

Fenol

Anilina

Benzaldehído

Estireno

CH 3

Hidrocarburos aromáticos disustituidos

Cuando el benceno tiene dos sustituyentes existen tres posibilidades para ordenarlos:

Cl Br

1,2,4 - tribromobenceno

O 2N

NH2

2 - cloro-4-nitroanilina

d. Hidrocarburos aromáticos policíclicos. Algunos tienen nombres propios:

NO2

O2 N

NO2 2,4,6-trinitrotolueno

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Naftaleno

El benceno tiene un punto de fusión que es 100°C más alta que la del tolueno, o la del etilbenceno; esto se debe al perfecto empaquetamiento del benceno y a la disimietría que introducen las cadenas laterales. El benceno es muy volátil y sus vapores son inflamables y tóxicos (con acción cancerígena) por lo que hay que manejarlo con gran cuidado. Antraceno

Benzopireno

Fenantreno

Es interesante notar que muchos de los compuestos que se encuentran en el alquitrán de hulla que contienen cuatro o más anillos bencénicos fusionados son carcinógenos.

Otros de estructura regular utilizan prefijos de cantidad.

Tetraceno

Pentaceno benzopireno

Los hidrocarburos aromáticos también dan lugar a la formación de radicales, a estos se les denomina radicales arílicos, por ejemplo:

CH2

CH3

bencil naftil m-tolil fenil Los hidrocarburos formados por una parte aromática y otra alifática reciben el nombre de arenos, para nombrarlos se debe tener en cuenta el número de carbonos de cada parte, el que tenga el mayor número de carbonos tiene prioridad en la nomenclatura.

CH2CH2CH2CH3 Butilbenceno

CH2CH2CH2CH2CH2CH2CH3 1-Fenilheptano

12.4.2. Obtención La principal fuente de obtención de hidrocarburos aromáticos es el petróleo y del carbón. 12.4.3. Propiedades físicas Al igual que los hidrocarburos alifáticos y alicíclicos, el benceno y otros hidrocarburos aromáticos son no polares. Son insolubles en el agua, pero solubles en disolventes orgánicos, tales como éter dietílico, tetracloruro de carbono o hexano. El benceno mismo es un disolvente que se ha usado ampliamente.

benzantraceno

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12.4.4. Propiedades químicas

unidades químicas constituyentes del ADN y del ARN. En el caso de las bases heterocíclicas nitrogenadas se indica también el átomo de nitrógeno de la base que está unido al azúcar. En la siguiente figura se representa esquemáticamente un fragmento de ADN que está constituido por dos cadenas complementarias que se mantienen unidas por los puentes de hidrógeno que se establecen entre las bases adenina-timina y guanina citosina. El benzopireno es un hidrocarburo aromático constituyente, entre otros centenares de compuestos, del humo del tabaco. El benzopireno mismo no es cancerígeno pero en el proceso de inhalación del humo del tabaco el benzopireno penetra en el organismo y resulta oxidado por determinadas enzimas, como la P-450-mono-oxigenasa, que lo convierte en el epóxido A. Este compuesto es hidrolizado por el enzima epóxidohidratasa al diol B. Una segunda epoxidación enzimática del compuesto B por la P450-mono-oxigenasa lleva al epoxidiol C.

Debido a la estabilidad que se obtiene por resonancia, los hidrocarburos aromáticos dan reacciones de sustitución, pero en presencia de catalizadores ácidos de Lewis. Las principales reacciones son: a.

Halogenación

La halogenación se efectúa tratando con un halógeno en presencia de una sal del mismo halógeno:

Br + Br2

FeBr3

Benceno b.

HBr

Bromobenceno

Nitración

La nitración se consigue tratando benceno con una mezcla de ácido nítrico concentrado y ácido sulfúrico concentrado

NO2 + HNO3

H2SO 4

+ H2O Nitrobenceno

Benceno c.

Sulfonación

El benceno al ser tratado con ácido sulfúrico caliente, produce un derivado soluble en agua, el ácido bencensulfónico.

+ H2SO4 Benceno

SO3H

+ H2O

Acido bencensulfónico

Los hidrocarburos aromáticos, el tabaco y el cáncer El ácido desoxirribonucleico (ADN) y el ácido ribonucleico (ARN) son enormes biomoléculas encargadas de la transmisión del mensaje genético en los organismos vivos. Tanto el ADN como el ARN no son más que largas secuencias de nucleótidos que están unidos por puentes fosfato. Un nucleótido es un compuesto que consta de un azúcar (desoxirribosa en el caso del ADN y ribosa en el caso del ARN) y una base heterocíclica (adenina, guanina, timina o citosina). En la siguiente figura se indican las

__________________________________________________________________QUÍMICA__________________________________________________________________

12.4.5.

Aplicaciones

En la industria el benceno se utiliza como solvente y como material de partida para la fabricación de muchos otros productos. El tolueno se emplea como disolvente de lacas y en la fabricación de colorantes, medicamentos y explosivos. Los xilenos son buenos disolventes de las grasas y aceites, se emplean en la limpieza platinas y lentes ópticos de los microscopios. El nitrobenceno se utiliza mucho en la fabricación de anilina un componente básico de colorantes y medicamentos. El fenol es un antiséptico y germicida Las sustancias que contienen el anillo bencénico se encuentran comúnmente en los reinos animal y vegetal. No obstante son más abundantes en el reino vegetal. Los vegetales tiene la capacidad de sintetizar el anillo bencénico a partir de dióxido de carbono, agua y otros materiales inorgánicos. Los animales no pueden realizar esta síntesis y son dependientes de los compuestos bencenoides para su supervivencia. Por lo que el animal debe obtener estos compuestos a partir de los alimentos que ingiere. Entre los compuestos necesarios para el metabolismo animal pueden mencionarse los aminoácidos Fenilalanina, Tirosina y Triptofano y ciertas vitaminas como la vitamina K, riboflavina y ácido fólico. 12.5. Ejercicios 1.

Una mezcla de 15ml. de etano y metano dio por combustión completa, 20ml. de dióxido de carbono. ¿Cuál es la composición volumétrica de la mezcla? A. 5, 10 B. 7, 8 C. 10, 6 D. 5, 9 E. 4, 10

Los compuestos que son derivados de la sustitución de los hidrógenos del acetileno por átomos de metal (Na, Cu, Ag, etc) se llaman: A. Acetiluros B. Hidruros C. Carburos D. Cianuros E. Sales

El Carburo de calcio comercial es de 64% de pureza ¿Qué volumen en litros de acetileno se puede obtener en condiciones normales a partir de un kilogramo de carburo? (Ca=40, C=12, H=1) 2 3 -2 A. 22,4 B. 22,4x10 C. 224 D. 22,4x10 E. 22,4x10

¿A partir de que hidrocarburo, por oxidación con permanganato de potasio se obtiene 2 moles de acido etanoico? A.CH3-CH=CH2 B. CH3-CH=CH-CH3 C. CH 3-CH2-CH=CH2 D. CH3-C CH E. CH3-CH=CH-CH 2-CH3

10. La composición de un alcohol es C5H12O; que por deshidratación con ácido sulfúrico concentrado da lugar a una mezcla de 2-metilbut-1-eno y 2-metilbut-2-eno. Indicar el nombre del alcohol. A. Pentan-1-ol B. 2-metilbutan-1-ol C. 2-metilbutan-2-ol D. 4-metilbutan-2-ol E. 3-metilbutan-1-ol

Indique el nombre incorrecto del hidrocarburo, según IUPAC. A. 2,2-dimetilbutano C. 3,3-dietil-5,5-dimetilheptano E. 3-etil-4-metilhexano

B. 2,2,3-trimetilbutano D. 2,4-dietilpentano

¿Cuál de las siguientes relaciones, radical y nombre es incorrecto? A. CH : etinil B. CH 2=CH : etenil C. CH3-CH2 : etil D. C 6H5 : fenil E. CH4 : metil

11. ¿A partir de que alqueno se puede obtener, por hidratación un alcohol terciario? A. Eteno B. Propeno C. Metilpropeno D. 3-metilbut-1eno E. 3,3-dimetilbuteno.

¿Qué hidrocarburo se obtiene por cracking catalítico del acetato de sodio con cal sodada? A. Na2CO B. CaCO3 C. CH4 D. CH3-CH3 E. CH 2=CH2

12. ¿Qué sustancia Ud. Utilizaría como reactivo para obtener propano-1,2diol a partir del propeno? A. O 3 B. KMnO4 C. H 2O D. CaO E. H2SO4

A partir de que hidrocarburo se obtiene un solo producto monoclorado por el proceso de cloración fotocalalítico. A. Pentan B. Isopentano C. Neopentano D. Eteno E. Etino

¿cuál es el hidrocarburo que por combustión completa da como producto dos moles de CO2 y un mol de H2O? A. Metano B. Etano C. Eteno D. Etino E. Propano.

13. ¿Cuál es el alqueno que por oxidación con permanganato de sodio en medio ácido y calor puede dar como producto una mezcla de propanona, dióxido de carbono y agua? A. But-2-eno B. But-1-eno C. Metilpropeno D. Pent-2-eno E. Eteno 14. El compuesto que se presenta en la figura se denomina:

__________________________________________________________________QUÍMICA__________________________________________________________________

a) b) c) d) e)

3-amino-5-clorofenol 1-hidroxi-3-Cloro-5-aminobenceno 1-hidroxi-4-Cloro-2-nitrobenceno Cloroaminobenzol Nitroclorobenzol

23. Un hidrocarburo de fórmula molecular C4H6 reacciona con dos moles de cloro para dar C4H6Cl4 ¿Cuál es la estructura del compuesto original?

24. Un hidrocarburo de fórmula molecular C5H8 se combina con dos moles de hidrógeno para dar el 2-Metilbutano ¿Cuál es la fórmula estructural del compuesto?

NH2

25. Escriba las fórmulas estructurales de los siguientes compuestos: a) Oct-4-ino b) 2-clorobuta-1,3-dieno c) 3,3-dimetilciclobuteno d) 4-etil-2-metilhex-1-eno e) Cicloocta-1,3,5,7-tetraeno

15. Un hidrocarburo tiene una masa molar de 114 g/mol; ¿Cuál es el nombre del hidrocarburo? a) Octano B. Octeno C. Actino D. Cicloocteno E. Ciclooctino 16. Dos hidrocarburos A y B tienen una masa molar de 84 g/mol cada uno. El hidrocarburo A no reacciona con el KMnO4 pero si reacciona con el bromo, mientras que el hidrocarburo B reacciona con KMnO 4 y con el bromo. Los nombres de los hidrocarburos A y B son: A. Ciclohexano – hexeno B. Hexano y hexeno C. Ciclohexano y ciclohexeno D. Ciclohexeno y ciclohexano E. Hexano y ciclohexeno

26. Escriba la fórmula estructural de los siguientes compuestos. A. m-xileno B. p-dinitrobenceno C. 2-bromo-1,3-dimetilbenceno D. 3,4-Dimetiltolueno E. Fenilacetileno

17. ¿Qué producto se obtiene por reacción de adición del cloruro de hidrógeno sobre, 2-metilbut-2-eno?

27. ¿Cuál es el producto que se espera cuando dos moles de HCl se agregan sucesivamente al acetileno? 28. Nombrar las siguientes estructuras:

18. ¿Cuál es la clasificación del hidrocarburo que decolora una solución de bromo en tetracloruro de carbono y permanganato de potasio? 19. Ordene en forma ascendente según la temperatura de ebullición de los siguientes compuestos: metano, propano, hexano, 2-metilpentano y 2,2- dimetilbutano.

20. Sustancia de composición C 4H4, forma un precipitado al ser tratado con solución de nitrato de plata amoniacal, adiciona tres moles de hidrógeno por cada mol y libera dióxido de carbono por oxidación con solución de permanganato de potasio en medio ácido. ¿Cuál es el nombre del compuesto?

i) g) f)

m) l)

21.

d )

Dé el nombre de los siguientes compuestos: a. (CH3)2CHCH2CH2CH(CH3)CH2CH3 b. CH 3CH 2CH 2C(CH3) 3 c. (CH3)2CHC(CH 3)2C(C2H 5)3 d. (CH3)2CHCH(C3H7)CH2CH(CH3)2

22. ¿Cómo se obtiene industrialmente el acetileno?

p )

__________________________________________________________________QUÍMICA__________________________________________________________________

El etanol, por ejemplo, es una de las sustancias orgánicas más simples y mejor conocidas, y se usa como aditivo de combustibles, como solvente industrial y en bebidas.

TEMA 13 COMPUESTOS OXIGENADOS

13.1.1. Clasificación Un alcohol puede clasificarse como primario (1°), secundario (2°) o terciario (3°), dependiendo del número de sustituyentes de carbono unidos al átomo C que tiene el grupo hidroxilo.

13.1. Alcoholes Estructura. La estructura de un alcohol se asemeja a la del agua puesto que un alcohol procede de la sustitución formal de uno de los hidrógenos del agua por un grupo alquilo. Los alcoholes presentan el grupo funcional .

H OH

Un alcohol primario (1°)

Un alcohol terciario (3°)

Un alcohol secundario (2°)

Por el número de oxidrilos los alcoholes pueden ser monoles y polioles:

Polioles

Monoles CH3OH

CH3CH 2OH

CH2 - CH2 OH

En el metanol el ángulo del enlace C-O-H es de 108.9º. Este ángulo es mayor que en el agua debido a la presencia del grupo metilo, mucho más voluminoso que el átomo de hidrógeno, que contrarresta el efecto de compresión del ángulo de enlace que provocan los dos pares de electrones no enlazantes. Las longitudes de enlace O-H son aproximadamente las mismas en el agua que en los alcoholes, pero la distancia de enlace C-O es bastante mayor (1.4 Å) debido al mayor radio covalente del carbono en comparación con el del hidrogeno. Los alcoholes pueden considerarse como los derivados orgánicos del agua, donde uno de los hidrógenos es sustituido por un grupo orgánico: H - O - H pasa a ser R - O – H.

Un alcohol

Un fenol

CH2

un triol

13.1.2. Nomenclatura

OH OH

Los alcoholes simples se nombran en el sistema IUPAC como derivados del alcano principal, usando el sufijo ol:

OH C

un diol

CH2

Un enol

__________________________________________________________________QUÍMICA__________________________________________________________________

C H C H

Metanol (alcohol metílico) Etanol (alcohol etílico)

H 3C 2O H H

Como se puede ver no existen alcoholes gaseosos, todos son líquidos y los de mayor masa molar son sólidos. La causa de los puntos de ebullición altos es que los alcoholes, como el agua, están muy asociados en solución debido a la formación de los llamados puentes de hidrógeno.

C 22 H CH OH OH Etano 1-2 diol

R Ciclohexano l

C 2 H OH

Feno l

C H OH

C 2 H OH

δ+

Propano-1,2,3triol(glicerina )

OH Nafto l

CH2 + H2O

Enzimas de la levadura 6

2 CH3 CH2 OH

400°C

Óxido de cinc/cromo

p. eb. (°C)

Solubilidad

64,5

Soluble

CH3 CH2 -OH

78,3

Soluble

parcialmente

CH3 CH2 CH2-OH CH3(CH2)10 CH2-OH

insoluble

CH3OH-CHOH-CH2 –OH

soluble

δ+

δ-

δ+

Los alcoholes se comportan como ácidos cuando pierden el hidrógeno del O – H, esto sucede sólo cuando los alcoholes están frente a los metales alcalinos.

un alcohol un alcóxido CH3CH2-O-H + Na CH 3CH2-O-Na + 1/2 H2 etanol etóxido de sodio Esta reacción implica la ruptura del enlace O – H. b. Deshidratación de alcoholes Una de las reacciones más importantes del enlace C - O de los alcoholes es la deshidratación para formar alquenos. Se rompe el enlace carbono - oxígeno, se rompe un enlace C - H vecino y se forma el enlace pi del alqueno:

CH OH 3

CH3 – OH

δ-

Las propiedades químicas de los alcoholes dependen del grupo - O – H, aquí se puede ver que hay ruptura del enlace O – H y ruptura del enlace C – OH. a. Reacción de acidez.

+ 2 CO 2

13.1.4. Propiedades físicas En la siguiente tabla se ven los puntos de ebullición de algunos alcoholes: Alcohol

H δ+

13.1.5. Propiedades químicas

El metanol y el etanol son dos de los compuestos químicos industriales más importantes. En la actualidad se produce metanol por reducción catalítica de CO con hidrógeno gaseoso.

δ-

Los alcoholes son solubles en el agua debido a que se puede formar enlace puente de hidrógeno entre el alcohol y el agua, pero la solubilidad de los alcoholes disminuye a medida que se incrementa la cadena carbonada. Otro factor que se debe tener en cuenta para predecir la solubilidad es la presencia de uno o más grupos OH, en el caso del propanol es parcialmente soluble, mientras que la glicerina (propanotriol) es soluble.

H2C CH2 H OH Eteno Etanol Otro método de obtención de etanol es por fermentación de carbohidratos C 6 H 12O

δ-

13.1.3. Obtención Los alcoholes se obtienen por hidratación de alquenos:

H2C

δ-

OH C

H 2O

Una reacción de deshidratación

__________________________________________________________________QUÍMICA__________________________________________________________________

Oxidación de alcoholes

arílicos o vinílicos, y el átomo de oxígeno puede ser parte ya sea de una cadena abierta o de un anillo. Tal vez el mejor éter conocido es el éter dietílico, una sustancia familiar que se ha usado en medicina como anestésico y se emplea mucho en la industria como solvente. Otros éteres útiles son el anisol, un éter aromático de olor agradable que se usa en perfumería, y el tetrahidrofurano (THF), un éter cíclico a menudo usado como solvente.

La reacción más importante de los alcoholes es su oxidación para producir compuestos carbonílicos. Los alcoholes primarios forman aldehídos o ácidos carboxílicos; los alcoholes secundarios generan cetonas, y los alcoholes terciarios no reaccionan con la mayoría de agentes oxidantes.

alcohol 1º CH3CH2OH + [Ox] etanol

aldehído CH3CHO + [Ox] etanal

ácido carboxílico CH3COOH ácido etanoico

cetona CH 3COCH 3

Anisol

Tetrahidrofurano

13.2.1. Nomenclatura Cuando los dos residuos orgánicos son iguales se utiliza prefijos de cantidad, por ejemplo:

OH Propan-2-ol

alcohol 3º CH3 H3C C OH

H2C CH2 Eter dietílico

alcohol 2º CH3CHCH 3 + [Ox]

O CH3

CH3CH2 O CH2CH3

CH2

H2C

+ [Ox]

No hay reacción

CH 3 – O – CH3

C2H5 – O – C2H5

C 6H5 – O – C6H5

Dimetil éter Eter metílico

Dietil éter Eter etílico

Difenil éter Eter fenílico

Cuando los residuos orgánicos no son los mismos se denominan identificando los dos residuos orgánicos y anteponiéndoles la palabra éter. Por ejemplo:

CH3 2-metilpropan-2-ol (ter-butanol)

Pentil

Propil

O O

13.1.6. Aplicaciones Butil fenil éter

Pentil propil éter Eter Pentilpropilico

El alcohol etílico comercial de 95% de pureza se emplea como disolvente, en la fabricación de perfumes, pinturas, lacas barnices y goma laca, también se usa en la fabricación de otros compuestos orgánicos. El propan-2-ol (alcohol isopropílico) no se absorbe por la piel y su uso principal es como frotación. El etanodiol (etilenglicol), se usa como anticongelante en radiadores de los motores debido a su eficacia para bajar el punto de congelación del agua. La glicerina, es un líquido viscoso de sabor dulce, soluble en agua, se utiliza en la fabricación de perfumes y cosméticos; en tintas y arcillas plásticas para evitar la deshidratación; en la fabricación de plásticos, recubrimientos superficiales y finalmente en la producción de nitroglicerina un explosivo. 13.2. Éteres

Ciclobutil fenil éter Eter Ciclobutilfenilico

Eter Butilfenilico

13.2.2. Eteres cíclicos Los epóxidos u oxiranos son éteres cíclicos de tres miembros que generalmente se forman por oxidación con peroxiácidos de los alquenos correspondientes. El nombre común de un epóxido se obtiene agregando la palabra “óxido” al nombre del alqueno que se oxida. Las reacciones siguientes muestran la síntesis y los nombres comunes de algunos epóxidos simples: O H2 C

Un éter es una sustancia que tiene dos residuos orgánicos unidos al mismo átomo de oxígeno, R - O - R’. Los residuos orgánicos pueden ser alquílicos,

CH2 +

etileno

O C OOH ácido perbenzoico

H2C

CH2

óxido de etileno

O C OH ácido benzoico

__________________________________________________________________QUÍMICA__________________________________________________________________

O C OOH

H O

Ciclohexeno

óxido de ciclohexano

El óxido de etileno es el epóxido más simple, es un intermediario en la manufactura tanto del etilenglicol (anticongelante) como de los polímeros de poliéster. 13.3. Aldehídos y cetonas Los aldehídos y cetonas son sólo dos de las muchas clases de compuestos orgánicos que contienen grupos carbonilos. Una cetona contiene dos grupos alquilo (o arilo) unidos al carbono carbonílico, mientras que un aldehído tiene un grupo alquilo (o arilo) y un átomo de hidrógeno unidos al carbono carbonílico. O

O C R

R-CHO

R-CO - R'

Un aldehído

Una cetona

13.3.1. Nomenclatura En el sistema IUPAC, el nombre de un aldehído deriva del correspondiente alcano mediante el cambio de la letra -o por -al. No es necesario numerar la cadena; al carbono del grupo aldehído -CHO se le asigna el número 1.

CH3 CH

CH3 CHC H

CH3 C H

Ciclohexanocarbaldehído But-2-enal

2-cloropropanal

CH3 C CH 2 CH 2 CH3 Pentan-2-ona

Naftaleno-2-carbaldehído

La manera más sencilla de sintetizar un aldehído o cetona de estructura sencilla, en el laboratorio, es por oxidación de un alcohol. CH3CH2OH + [Ox] Etanol

CH3 C CH 2C CH3 Pentano-2,4-diona

CHO

13.3.2. Obtención

Las cetonas se nombran sustituyendo la - o final del nombre de alcano por ona. Se usan números si es necesario. O

CHC H

Cl etanal

CHO

Para los aldehídos más complejos en los cuales el grupo -CHO está unido a un anillo se usa el sufijo carbaldehído.

CH3CHCH 3 + [Ox] OH

ciclohexanona

Propan-2-ol

CH 3CHO Etanal CH 3COCH 3 Propanona

[Ox] = K 2Cr2O7

__________________________________________________________________QUÍMICA__________________________________________________________________

13.3.3. Propiedades físicas Los aldehídos no pueden formar entre ellos enlaces puentes de hidrógeno por esta razón presentan bajos puntos de ebullición con respecto a los alcoholes que les dieron origen, la metanal es un gas. Como se puede ver en la siguiente tabla.

Aldehído:

CH3−CH2−CHO + [Ox] → CH 3−CH2−COOH Propanal Acido propanoico

Cetona :

CH3−CO-CH3 + [Ox] → CH3−COOH + H−COOH Propanona Ac. Etanoico Ac. Metanoico

Propiedades físicas de algunos aldehídos y cetonas.

Nombre común o trivial

Estructura

p.eb. °C

Solubilidad en H2O a 25ºC

- 21

∞

Oxidación con el reactivo de Tollens. El Tollens es el complejo de plata + amoniacal [Ag(NH3)2] , ión diaminplata (I), es un oxidante moderado, oxida a los aldehídos al correspondiente ácido carboxílico y la plata se reduce a se estado elemental, evidenciándose como un espejo de plata. H OH + R C + [Ag(NH3)2] R C + Ag + NH O 3 O

Aldehídos Formaldehído

HCHO

Acetaldehído

CH3CHO

∞

Propionaldehído

CH3CH 2CHO

16g / 100mL

Butiraldehído

CH3CH 2CH2CHO

7g /100mL

Acetona

CH 3COCH3

∞

metil - etil – cetona

CH 3COCH2CH3

26 g/100mL

Acetofenona

C6H 5COCH3

202

insoluble

Con las cetonas no ocurre esta reacción. Oxidación con el reactivo de Fehling. El reactivo de Fehling es una mezcla de Sulfato de cobre, tartrato doble de sodio y potasio en medio fuertemente alcalino.

Cetonas

Aldehído: HCHO + Cu Pero se puede ver que son solubles en agua, esto se debe a que si pueden formar enlaces de hidrógeno con el solvente que en este caso es el agua.

Cetona:

→ H -COOH + H2O + Cu2O Rojo ladrillo

CH3−CO-CH 3 + Cu → No reacciona 2+

13.3.4. Propiedades químicas

Los aldehídos y cetonas pueden dar dos tipos de reacciones: oxidación y adición. a. Reacciones de oxidación.

El centro de reactividad en aldehídos y cetonas es el enlace pi del grupo carbonilo. Al igual que los alquenos, los aldehídos y cetonas reaccionan por adición de reactivos nucleofílicos (Nu) al enlace pi. OH O

Oxidación con KMnO4 y HNO3. Los aldehídos se oxidan fácilmente y forman ácidos. Mientras que las cetonas no se oxidan moderadamente, pero si se oxidan enérgicamente con oxidante fuertes como el KMnO 4 y HNO 3, en este caso se rompe la molécula en el grupo funcional y produce mezcla de ácidos.

Reacciones de adición.

R +

H - Nu

C Nu

__________________________________________________________________QUÍMICA__________________________________________________________________

Reacciones simples de adición por ataque de nucleófilos al carbono carbonílico: O C+ R

CH3(CH2) 3COOH

Pentanoico

valérico

CH3(CH2) 4COOH

Hexanoico

caproico

C Nu

CH3(CH2) 5COOH

Heptanoico

enántico

En el caso de estructuras cíclicas se utiliza la terminación carboxílico. 13.3.5. Aplicaciones El formaldehído es el miembro más importante se expende como una solución acuosa al 40% con el nombre de formol, se utiliza en la fabricación de la bakelita. Posee la propiedad de endurecer las proteínas, haciéndolas insolubles en el agua, por esta razón se le utiliza como embalsamador y para conservar especies biológicas. La etanal sirve como material de partida para la preparación de otros compuestos orgánicos. Cuando se calienta en presencia de un ácido, se polimeriza fácilmente formando un líquido estable llamado paraldehído, que se utiliza como hipnótico y como sedante. La acetona es la más importante de las cetonas, actualmente se la prepara a partir del alcohol isopropílico, se emplea principalmente como solvente. También es un intermediario en la síntesis de cloroformo, yodoformo y otros compuestos.

COOH

1 2

5 4

Acido 3-bromociclohexanocarboxílico

Acido 1-ciclopentanocarboxílico

Los ácidos dicarboxílicos se nombran con la terminación dioico.

13.4. Ácidos carboxílicos Un ácido carboxílico es un compuesto orgánico que contiene el grupo carboxilo, -COOH. El grupo carboxilo tiene un grupo carbonilo y un grupo oxidrilo; las interacciones de estos grupos llevan a una reactividad que es única de los ácidos carboxílicos.

Nombre sistemático

Nombre trivial

Estructura

Etanodioico

Oxálico

HOOC – COOH

Propanodioico

Malónico

HOOC – CH2 - COOH

Butanodioico

Succínico

HOOC – (CH2)2 - COOH

Bencenodioico

COOH o – Ftálico

COOH 13.4.1. Nomenclatura Para nombrar ácidos carboxílicos siempre se antepone la palabra ácido y se cambia la o final del alcano por oico, en la siguiente tabla se dan los principales ácidos carboxílicos donde se indica el nombre sistemático así como su nombre común. Estructura

Nombre sistemático

Nombre trivial

HCOOH

Metanoico

fórmico

CH3COOH

Etanoico

acético

CH3CH2COOH

Propanoico

propiónico

CH3(CH2)2COOH

Butanoico

butírico

También existen ácidos carboxílicos de función mixta, a menudo reciben nombres propios. OH CH 3

O COOH

Acido Propan-2-hidroxioico (Acido láctico)

CH3 C COOH Acido Propan-2-onaoico (acido pirúvico)

Se debe tener en cuenta a los ácidos grasos superiores:

H2N

CH2

COOH

Acido etan-2-aminoico (glicina)

__________________________________________________________________QUÍMICA__________________________________________________________________

Debido a la polaridad del grupo carboxilo pueden formar enlace de hidrógeno con el solvente agua, esto explica su solubilidad, pero esta disminuye a medida que se incrementa la cadena carbonada.

C17H35COOH ácido octadecanoico ácido esteárico C17H33COOH ácido ocadecenoico ácido oleico C15H31COOH ácido hexadecanoico ácido palmítico

H 3C

CH 3

Dado su carácter ácido, los ácidos carboxílicos al reaccionar con las bases pueden formar las correspondientes sales: CH 3−CH2−COOH + Na (OH) → CH3−CH 2−COONa + H2O Propanoato de sodio

R-COOH

RCHO + [Ox]

13.4.4. Propiedades químicas

La oxidación de alcoholes primarios es el proceso más común para obtener ácidos carboxílicos, porque los alcoholes están disponibles fácilmente.

[Ox]

C O

13.4.2. Obtención a. Oxidación de alcoholes primarios y aldehídos.

RCH 2OH +

R-COOH 13.5. Derivados de ácidos carboxílicos

b. Oxidación de alquenos

Ejemplos

La oxidación vigorosa de alquenos fracciona el alqueno a nivel del doble enlace produciendo dos ácidos carboxílicos, esta reacción sirve para localizar la posición del doble enlace. CH3 CH2CH=CHCH3 + Pent-2-eno

[Ox]

Clase Halogenuros ácido

CH3 CH2 COOH + HOOCCH 3 3 Acido Acido propanoico etanoico

Anhídrido de ácido

Los ácidos carboxílicos son líquidos y sólidos, no existen ácidos carboxílicos gaseosos, esto se debe a la formación de enlaces puentes de hidrógeno, por esta razón se observa que son líquidos de alto punto de ebullición como se muestra en la siguiente tabla. Punto de ebullición (°C)

Solubilidad en H2O a 20°C

100,5

∞

CH3COOH

118

∞

CH3CH2COOH

141

∞

CH3CH2CH2COOH

163

∞

HCOOH

C17H 35COOH

Nombre común

CH 3COCl

cloruro de acetilo

COCl

13.4.3. Propiedades físicas

Estructura

(CH 3CO)2O CO

Ester

Cloruro de benzoilo Anhídrido acético

CH3COOCH2CH3 COO CH3

Anhídrido benzoico Acetato de etilo Benzoato de metilo

13.5.1 Ésteres Los ésteres, una de las clases de compuestos orgánicos más útiles, se pueden convertir en una gran variedad de otras sustancias. Los ésteres son comunes en la naturaleza. Los ésteres volátiles dan aromas agradables a muchos frutos y perfumes. Las grasas y las ceras son ésteres.

insoluble

__________________________________________________________________QUÍMICA__________________________________________________________________

COOH +

Alcohol

Acido

CO.O

R' + H2O R

Ester

Esterificación: H+

COH + CH 3OH ácido benzoico

calor

COCH3 + H 2O

H3C

benzoato de metilo

metanol (exceso)

O calor

Benzoato de metilo

C O H + HO

R + H2O

un anhídrido de ácido

CH3

H3C

C O

CH3 + H 2O

anhídrido acético

VVFV.

CO - + CH 3 OH

La siguiente estructura se conoce como corona, indique a que tipo de función orgánica corresponde

ion benzoato

B. VFVF

C. FFVF. D. FVFV.

E. FVVV.

metanol

a) b) c) d) e)

Oico Alcohol Aldehído Cetona Éster

O O

O + OH

C O

Escribir V (verdadero) o F (falso) según corresponda y escoger el conjunto correcto: I. Los aldehídos resultan de la oxidación de alcoholes primarios. II. Las cetonas no se oxidan fácilmente. III. El primer aldehído es etanal. IV. La primera cetona es propanona.

13.5.2. Halogenuros de ácido

Los halogenuros de acido son los derivados más reactivos de los ácidos carboxílicos. Los cloruros de acilo son más comunes y más baratos que los bromuros o yoduros. Generalmente se preparan por la reacción de los ácidos con cloruros de tionilo o con pentacloruro de fósforo.

13.6. Ejercicios

Saponificación

COCH 3 +

C O H + HO

dos moléculas de ácido acético

Hidrólisis alcalina (saponificación) La hidrólisis de un éster con una base, o saponificación, es una reacción irreversible. Puesto que es irreversible, la saponificación da con frecuencia mejores rendimientos de ácido carboxílico y alcohol que la hidrólisis ácida. Ya que la reacción ocurre en medio básico, el producto de la saponificación es la sal del ácido carboxílico o carboxilato. Se genera el ácido libre cuando se acidifica la disolución. Nótese que el OH- es un reactivo y no un catalizador en esta reacción.

OH -

dos moléculas de ácido Por ejemplo:

SOCl 2 cloruro de tionilo

+ HCl +

SO 2

13.5.3 Anhídridos de ácido Los anhídridos de ácido son derivados de los ácidos que se forman al quitar una molécula de agua a dos grupos carboxílicos y al unir los fragmentos:

¿Cuál de los siguientes reactivos se utilizan para diferenciar aldehídos de cetonas? + a) [Ag(NH3)2] b) CuSO4 c) NaOOC – CH(OH) – CH(OH) – COOK d) HNO2 e) KMnO4

__________________________________________________________________QUÍMICA__________________________________________________________________

9. Para diferenciar R- CHO de R’ – CO – R, se utiliza: a) Solución de cobre en medio alcalino b) Nitrato de plata amoniacal c) Permanganato de potasio d) Reactivo de Lucas e) Reactivo de Mayer

De las siguientes estructuras, indique la que corresponde a un hidroxiácido COOH

O b)

NH2 OH

10. El reactivo de Fehling sirve para: a) Cuantificar a los ácidos carboxílicos b) Reconocer los alcoholes primarios c) Reconocer las aminas d) Para determinar la posición del anillo aromático e) Descarta la presencia de cetonas.

O e)

d) O

11. Identifique la función orgánica y nombre de los siguientes compuestos:

5. ¿Cuál de las siguientes estructuras corresponde a un éster? O O

c) O

O d)

b) CH2 CH3

CH3CH2CH2 O CH2 CH3

O C

e) O

f) O O

e) Na

CHO

i) OH

NH2 NH2

6. La deshidratación de un isómero del butanol con ácido sulfúrico concentrado dio But-2-eno como único producto ¿Cuál es la fórmula estructural del alcohol? 7.

Dos compuestos A y B, tienen como fórmula C 5H10O, el compuesto A reacciona con el Tollens y con el Fehling, mientras que B no reacciona con ninguno de los dos, el compuesto B da positivo el ensayo de yodoformo. Indique las estructuras y nombres de los compuestos A, B .

De los siguientes compuestos indique el que corresponde a un ácido aromático. a)CH3CH2CH2COOH b)C6H 5COOH c)CHOCH2CH2COCH3 d)CHOCH(OH)CH2OH e)CH3COOCH2CH3

TEMA 14 FUNCIONES ORGÁNICAS NITROGENADAS

Son aquellas en las que no puede faltar Nitrógeno en su molécula. Entre las principales funciones tenemos: Aminas, Amidas y Nitrilos.

100

__________________________________________________________________QUÍMICA__________________________________________________________________

H2N CH 2 CH2 CH2 NH 2

H2N CH 2 CH2 CH2 CH2 NH2 Butano-1,4-diamina (putrescina) Si hay más de una clase de grupo alquilo unido al nitrógeno, se considera al más grande como base, designándose los demás como prefijos N-alquilo.

14.1. Aminas

Propano-1,3-diamina

Son compuestos derivados de la sustitución parcial o total de los átomos de hidrógeno del amoniaco (NH3) o del hidróxido de amonio (NH4OH), por radicales alquílicos o arílicos.

H 14.1.1. Clasificación y nomenclatura de las aminas Las aminas se pueden clasificar en primarias, secundarias o terciarias, de acuerdo con el número de sustituyentes alquilos o arilos unidos al nitrógeno. dos C unidos al N

un C unido al N

CH 3 NH 2 aria

N-Etil-N-metilbutilamina

una aril-alquil-amina2

(CH 3 CH2 ) 3 N aria

una trialquil-amina Cuando existe otro grupo funcional con prioridad, se utiliza el prefijo amino.

Debe observarse que esta clasificación es diferente de la de los halogenuros de alquilo o los alcoholes, que se basa en el número de grupos unidos al átomos de carbono que lleva el grupo halógeno u oxidrilo. CH3

tres C unidos al C

H3C

NHCH 3 H2 NCH 2 CH 2 OH

CH3 OH

CH3 2-metil-propan-2-ol un alcohol terciario

H3 C

CH 3 CH 2CH2 NH 2

CH CH COOH

3 ácido 2-( N-metil-amino)propanoico

2-amino-etan-1-ol

NH2

un C unido al N

CH3 1,1 dimetililetilamina una amina primaria

Las aminas simples se nombran generalmente por el sistema de grupo funcional: se nombra el radical alquilo o arilo, seguido de la terminación -amina.

propilamina

CH3CH2CH2CH2CH3 N C2H5

N- Etilbutilamina

tres C unidos al N

NHCH 3

una alquil-amina1 3ria

CH3

CH3CH2CH2CH2 N C2H5

NH 2 ciclohexilamina

La química de las aminas heterocíclicas no aromáticas es muy semejante a la de sus análogos de cadena abierta. Si bien no discutiremos en esta balota la química de los heterocíclicos aromáticos, sí incluiremos la de los heterocíclicos nitrogenados no aromáticos, cuyos representantes más comunes suelen poseer nombres característicos.

(CH3 CH2 )2 NH dietilamina

Las diaminas se nombran según el alcano base (con prefijos numerales apropiados), utilizando la terminación –diamina.

N H pirrolidina

101

piperidina

piperazina

morfolina

__________________________________________________________________QUÍMICA__________________________________________________________________

En la numeración de estos sistemas heterocíclicos, se considera al heteroátomo como la posición 1.El oxígeno tiene prioridad sobre el nitrógeno. 14.1.2 Obtención

1 4

N H

CH 3

a) Acción del NH 3 (o de una amina) sobre un halogenuro de alquilo, dando

H 3C

CH 3

N H

amina y ácido hidrácido C 3H7 - Cl + NH3 à C 3H7 - NH2 + HCl (Se puede obtener una mezcla de tres aminas: primarias, secundaria y terciaria; donde por pasos sucesivos se les va separando).

3,5-dimetil-morfolina

2-metil-pirrolidina

b) Reducción de Nitrilos: Las aminas heterocíclicas aromáticas de mayor importancia son:

C2H5

CN + 2 H2

C3H7NH2

N N Piridina

H Pirrol El átomo de nitrógeno también se puede unir a cuatro grupos o átomos, en cuyo caso se convierte en parte de un ion positivo. Estos compuestos iónicos se dividen en dos categorías: si uno o más de los átomos unidos al n son hidrógenos, se trata de una sal de amina; si los cuatro átomos forman parte de grupos alquilo o arilo y no hay hidrógenos unidos al N, se trata de una sal de amonio cuaternaria.

14.1.3 Estructura de las aminas Los enlaces en una amina son completamente análogos a los del amoníaco: 3 un átomo de nitrógeno sp se enlaza mediante enlaces sigma a otros tres átomos o grupos (R ó H), quedándole un par de electrones no compartidos 3 en el orbital sp restante.

La basicidad de las aminas permite su protonación o alquilación, lo que da lugar a las sales de amonio. Dependiendo del número de sustituyentes que tenga el nitrógeno, las sales pueden ser primarias, secundarias o cuaternarias.

CH3NH2 + Metilamina (CH3)2NH Metilamina

HCl

CH 3NH3 Cl

(CH3CH2)3N + HCl Trietilamina

(CH 3)2NH 2 Cl

H piperidina

trimetilamina

Cloruro de dimetilamonio sal de amina secundaria +

En una sal de amina o de amonio cuaternaria, el orbital con el par de electrones no compartidos forma el cuarto enlace sigma. Los cationes son análogos al catión amonio.

Cloruro de metilamonio HCl

CH 3

H amoníaco

H 3C

CH 3 +

H Cl

H 3C

CH 3 Cl

(CH 3CH2)3NH Cl Cloruro de trietilamina sal de amina cuaternaria

H cloruro de amonio

CH 3 cloruro de tetrametilamonio

14.1.4 Propiedades físicas de las aminas

102

CH 3 -OOCCH 3

N+

H acetato de N-metilpiperidinio

__________________________________________________________________QUÍMICA__________________________________________________________________

Presentan los primeros términos analogía con el NH3, son gases de olor picante, solubles en agua y alcohol. Los siguientes términos son líquidos ligeros y volátiles Las aminas pueden formar puentes de hidrógeno. El puente de hidrógeno N- - HN es más débil que el O - - - HO, ya que el N es menos electronegativo que el O y, por consiguiente, el enlace NH es menos polar. A causa de este puente de hidrógeno débil, los puntos de ebullición de las aminas se sitúan en un rango intermedio entre los de los compuestos que no forman puentes de hidrógeno (tales como alcanos o éteres) y los de aquellos que forman fuertes puentes de hidrógeno (tales como los alcoholes) de masa molar comparable. CH 3CH 2OCH 2CH 3 (CH3CH 2)2NH CH3CH2CH 2OH p. eb. 34,5°C p.eb. 56°C p.eb. 117°C

Se combinan con los ácidos inorgánicos dando sales: (CH 3) 3 N

CH3 CH2 NH 2 etilamina

(CH3 )3CH

CH 3CH 2CH 2 NH 2

p.eb. 3°C

p.eb. -10°C

p.eb. 48°C

(CH 3) 3 NH Cl +

cloruro de trimetilamonio

+ CH 3 COOH ácido acético

+ CH 3CH2 NH 3OOCCH acetato de etilamonio

Una amina calentada con cloroformo y potasa da una carbilamina, facilmente reconocible por su olor desagradable: R - N C carbilamina o isonitrilo. R - NH2 + CHCl 3 + 3KOH à R - N C + 3KCl + 3H2O 14.1.6 Compuestos Importantes.Metilamina: CH3 - NH2

hay puente de H

(CH3 ) 3 N

HCl

trimetilamina

Al no poseer enlaces N - H, las aminas terciarias no pueden formar puentes de hidrógeno en estado líquido puro y, como consecuencia, sus puntos de ebullición son inferiores a los de las aminas primarias o secundarias de masa molar equivalente, situándose más bien próximos a los de los alcanos de masa molar similar. no hay puente de H

Es un gas incoloro, extremadamente soluble en agua. Su olor recuerda al NH3 puede ser confundido con él. Se encuentra en ciertas plantas, en los productos de descomposición de los alcaloides, en la pirólisis de la madera, etc. El mejor procedimiento para obtenerla es la acción del formol sobre el cloruro de amonio. Fenilamina ó anilina: C 6H5 - NH2

Las aminas de baja masa molar son solubles en el agua, debido a que pueden formar puentes de hidrógeno con ésta. Las aminas terciarias, al igual que las primarias y secundarias pueden formar puentes de hidrógeno con el agua, ya que poseen pares de electrones no compartidos.

Fue descubierta en los productos de destilación seca del índigo o añil, se le dio el nombre de añil. Es un líquido incoloro (p. eb: 182ºC). Se disuelve parcialmente en agua. Se colorea por oxidación del aire y la luz en amarillo y después en rojo pardo. Es muy tóxica.

En los términos superiores desaparecen casi por completo las propiedades anteriores. Las aminas primarias y secundarias pueden formar enlaces intermoleculares, puente de hidrógeno.

Desempeña un papel enorme en la industria de las materias colorantes (negro de anilina, fucsina, etc.). También se utiliza en al fabricación de productos farmacéuticos, resinas sintéticas (anilinoplastos), etc.

14.1.5 Propiedades químicas.- Todas tienen reacción básica.

14.2. Amidas

La basicidad y la nucleofilicidad de las aminas está dominada por el par de electrones no compartido del nitrógeno, debido a este par, las aminas son compuestos que se comportan como bases y nucleófilos, reaccionan con ácido para formar sales ácido/base, y reaccionan con electrófilos en muchas de las reacciones polares que se han estudiado anteriormente (Ej. Sustituciones Nucleófilicas).

14.2.1 Estructura Las amidas son compuestos que tienen nitrógeno trivalente, unido a un grupo carbonilo.

103

__________________________________________________________________QUÍMICA__________________________________________________________________

-1

Resultan al sustituir el grupo hidróxilo (OH) del grupo carboxilo de los ácidos orgánicos por el grupo amino: - NH2. También se consideran resultantes de sustituir 1,2 o los 3 hidrógenos del amoniaco por radicales acilo.

H N H H

O R

Los sustituyentes del nitrógeno de la amida se nombran como prefijos precedidos por N- o N, N- . Las N-fenilamidas tienen el nombre trivial de anilidas. benzamida

H N H

CH 3 CNH

(acetanilida)

Estructura.Primaria:

CH3

CNH

CH3

N - Fenilacetamida

14.2.2 Clasificación

N,N-dimetilbenzamida

Benzanilida

O H3C C

NH2

O R C

Secundaria:

NH R'

Terciaria:

O C

14.2.4 Obtención a) Por hidratación de nitrilos:

N R'' R'

R-C ≡ N + H2O o mejor con H 2O2 :

Aromática: CO

NH2

En ambos sistemas, el de la IUPAC y el común, las amidas se nombran eliminando la palabra ácido y cambiando la terminación -oico (ico) del ácido carboxílico por –amida.

CH3(CH2)4CNH2 Hexanamida (IUPAC)

R-CO-NH2

R-C ≡ N + 2H2O2 à b) A partir de cloruros de ácido: CH3-CO -Cl + NH 3 à

14.2.3 Nomenclatura

14.2.5

R-CO.NH2 + H2O + O2 CH 3-CO.NH 2 + HCl

Propiedades Físicas

Solo la metanamida es líquida, las demás son sólidos cristalizados. Sus puntos de ebullición son más elevados que los ácidos. Los primeros términos son solubles en agua, después la solubilidad disminuye.

O CH 3 CNH2

14.2.6 Propiedades Químicas Son bases más débiles que las aminas.

acetamida(trivial)

Como los ésteres, las amidas se pueden hidrolizar en disolución ácida o alcalina. En ambos casos el ácido o la base es un reactivo, no un catalizador, y debe

104

__________________________________________________________________QUÍMICA__________________________________________________________________

emplearse en la relación molar 1:1 o en exceso. Ninguno de los dos tipos de hidrólisis es reversible. La hidrólisis puede ser en medio ácido o básico.

por un grupo alquilo o arilo del átomo de hidrógeno del ácido cianhídrico (H-C≡N) (ó cianuro de hidrógeno).

En medio acido

14.3.1

R-C≡N (grupo que va al extremo de la cadena)

O CH 3CH2 CN(CH3 ) 2 + H 2 O + H+

CH 3CH2 COOH + ácido propanoico

N,N-dimetilpropanamida

H 2N(CH3 )2 ion dimetilamonio

14.3.2

En medio básico

O CH3 CH 2 CN(CH3 )2 +

+ H20

ion propanoato

+ HN(CH3 )2 dimetilamina

14.3.3

Se deshidratan: CH3 - CO.NH2

calor

CH 3 - C ≡N+H 2O

14.2.7

Compuestos importantes Metanamida; etanamida; úrea: (NH2 - CO - NH 2)

14.2.8

Aplicaciones

− − −

Nomenclatura

Para nombrar a los Nitrilos se hace seguir de la terminación nitrilo al nombre del hidrocarburo correspondiente, incluyendo el carbono del grupo - C ≡ N. Todavía se usa el nombre antiguo que se refiere al ácido correspondiente o como sales del ácido cianhídrico.

O CH3 CH 2 CO -

Estructura

Clasificación.- Según el tipo de radical: Alifático :

Como disolventes de fibras. En la producción de plásticos y resinas artificiales. En la producción de polimeros el nylon que es una poliamida:

N (CH2)5

NH(CH2)5

CH3-C ≡ N

etanonitrilo acetonitrilo nitrilo acético cianuro de metilo

CH3-CH2 -CN

propanonitrilo nitrilo propiónico cianuro de etilo

CH2 =CH-C ≡ N

propenonitrilo acrilonitrilo nitrilo acrílico

C Aromático:

bencenonitrilo cianuro de fenilo

Unidad repetitiva del Nylon 66 −

14.3.4 Obtención a) Derivado del halogenado + Cianuro potásico à Nitrilo + Sal potásica

En la fabricación de fertilizantes como la úrea o carbamida, también se le usa como estabilizador de pólvoras y explosivos y en productos farmacéuticos.

C2H 5-Cl + K-C ≡N

−

14.3

C2H 5-C ≡ N + KCl

Nitrilos

Se les puede considerar como resultado de la deshidratación de amidas o de sales de amonio de ácidos carboxilicos o también como productos de sustitución

b) Por destilación de amidas: R - CO.NH2

105

− H2O  →

R-C ≡ N

__________________________________________________________________QUÍMICA__________________________________________________________________

Propiedades

Indique la respuesta correcta de la verdad (V) o falsedad (F). A. VFVF B. VVFV C. VVVF D. FFVV E. FVFV

Físicas.- Los primeros términos son líquidos de olor etéreo que recuerda a almendras amargas u olor aliáceo. Son más ligeros que el agua y muy solubles en ella. Los términos superiores son sólidos, se disuelven en alcohol, éter. Químicas.-

3. La cafeína tiene la siguiente fórmula estructural, cómo se clasifica esta Sustancia: A. Amina y amida primaria B. Amina y amida secundaria C. Amida y amina terciaria D. Nitrilo E. Compuesto aromático

Por hidrólisis (saponificación) dan amidas o ácidos. R-C ≡ N + H2O R-C ≡ N + 2H 2O

à à

R-CO.NH2 R-COOH + NH3

4. Cuál de los siguientes enunciados es falso, de la siguiente estructura molecular: CH2-CH2-CH 3 +

Por hidrogenación dan aminas primarias. R-C ≡ N + 2H2

R- CH2 - NH2

CH3-CH2 -N-CH 2-

14.3.5 Derivados Importantes - Metanonitrilo: H-CN , ó ácido cianhídrico ó ácido prúsico. - Etanonitrilo: CH3 -CN se usa como disolvente de polímeros.

CH3 A. B. C. D. E.

14.3.6 Aplicaciones Se les usa en gran escala como intermediarios importantes en la síntesis de ácidos, éteres, aminas, amidas. − Como disolvente de polímeros.

−

− −

Para la elaboración de polímeros (acrilonitrilo, nylon, etc.). En galvanoplastía (dorado, platinado), en las metalurgias del oro y plata; en siderurgia.

14.3. Ejercicios 1. De las siguientes relaciones cuál es incorrecto: A. R-CN, Nitrilo B. R-NH2, Amina Amida + B. R-NC, Carbilamina E. NH4 , Amoniaco 2.

Cl-

Cloruro de N-etil-N-metil-N-propilbencilamonio Sal cuaternaria Tiene un átomo quiral Es soluble en el agua Se clasifica como amida

5. ¿Qué producto final se obtiene a partir de tres moles de clorometano con un mol de amoniaco en medio básico? A. CH3NH 2 E. CH4

C. R-CONH 2,

B. (CH3)2NH

C. (CH3)3N

D. CH3NH3Cl

6. De las siguientes sustancias, cuál tiene mayor punto de fusión y ebullición: A.NH3 B. CH3NH 2 C. CH3CH2NH2 D. (CH3) 2NH E. (CH3)3N

De los siguientes enunciados: Por hidrólisis de una amida en medio ácido se obtiene un ácido carboxílico y una sal de amina. Por hidratación de nitrilos se obtiene aminas. Las aminas tienen carácter básico. Los nitrilos se clasifican como; primarios, secundarios y terciarios.

106

¿Cuál es la secuencia verdadera según la temperatura de ebullición de los siguientes compuestos? I. CH3CH2NH2 II. CH3CONH 2 III. CH3CN IV. CH3COOH

__________________________________________________________________QUÍMICA__________________________________________________________________

A. IV>II>I>III D. III>IV>II>I 8.

B. II<I<IV<III E. I<II<III<IV

12. Dibuje y el nombre de todas las aminas isómeras de fórmula molecular C4H 11N.

C. II>IV>III>I

13. Dar el nombre de los siguientes compuestos:

¿Cuál es el producto que se obtiene a partir de un mol de etilamina con un mol de ácido sulfúrico? A. Sulfuro de etilamina B. Sulfato de etilamina C.Sulfato ácido de etilamonio D. Sulfunato de etilamonio E. Sulfato de etilamonio

¿Cuál de las siguientes reacciones corresponde a la identificación de una amina secundaria? a)

H3C NH

+ HO N O

CONH

H3C NH

CONH2+Cl-

HCl +

+ HCl

H3C NH2 Cl

15. La etilamina y el alcohol etílico poseen masas molares semejantes. Sin embargo, el alcohol etílico posee un punto de ebullición más elevado. Explique.

CH3 OH

CH3CH2COO

16. Escriba las fórmulas estructurales de: A. Propilamina. B. Hidrazina. C. Fenilamina

+ NH3(g)

N,N’-Dietil-N,N’-dimetilbutano-1,4-iamina N,N’-Dimetil-N,N’-dietilbutano-1,4-diamina Dietildimetilbutanodiamina 1,4-Butanodiamina 1,4-Dietil-1,4-dimetilbutano-1,4-diamina

D. Metanonitrilo

17. Nombre y clasifique las siguientes aminas: A. (CH3)3N B. (CH3)2 NCH (CH3) 2 C. C 6 H 5 N (CH 3)2 D. H 2N-CH2 -CH2 -CH 2 NH2 E. N C - NH2 18. ¿Las amidas o los nitrilos presentan enlaces intermoleculares puentes de hidrógeno? Explique.

19. Un compuesto orgánico de fórmula molecular C4H9NO, es soluble en agua. La adición de una solución de NaOH produce amoniaco y butirato de sodio. ¿Cuál es la fórmula del compuesto?

11. Los alcaloides son sustancias de origen natural la mayoría de ellos son insolubles en el agua. ¿Cómo se pueden solubilizar en agua? a) b) c) d) e)

14. Escriba ecuaciones para tres preparaciones de la acetamida.

10. Indique el nombre que corresponde a la siguiente estructura: a) b) c) d) e)

CH3

CH3 e) CH3CH2CONH 2 + H2O

N2(g)

CH3 d)

CH3

CH3CH2 - NH2 + HO N O

O O

H3C N N O

CH3

Reaccionando con ácido, para formar las correspondientes sales Haciéndolos reaccionar con el ácido nitroso Sometiéndolos a elevadas temperaturas. Reaccionando con bases. Tratándolos con éter.

107

__________________________________________________________________QUÍMICA__________________________________________________________________

b. Investigación y desarrollo (I y D)

TEMA 15

La Industria Química requiere investigación intensa, un gasto de tres a cuatro por ciento se considera normal. Las compañías que fabrican productos químicos inorgánicos gastan menos; las compañías farmacéuticas y aquellas que producen especialidades químicas gastan más.

INDUSTRIA QUÍMICA Y AMBIENTE

La mayoría de la investigación se dedica a mejorar los productos y se encuentra confinada a países con infraestructura social y económica necesaria.

15.1. La industria química

De las cien compañías químicas más grandes del mundo (en 1986), 55 eran americanas, y otras estaban repartidas entre Japón (12), Alemania (10), Reino Unido (6), Francia (5), Italia (4) Suiza (3) y Holanda (3).

La industria química es una subdivisión de la industria manufacturera, pero debido a su naturaleza y a la interdependencia de todas las industrias contribuye a casi todos los renglones de la productividad. Por ejemplo, los alimentos, carbohidratos, proteínas y grasas, son productos químicos. Su procesado, conservación y envasado dependen en gran parte de principios químicos. La ropa está hecha de fibras de origen natural, semisintético y sintético. Aun las fibras naturales requieren colorantes, mordiente y otros productos químicos para su procesado. El alojamiento también depende de productos químicos que van desde los inorgánicos como concreto y vidrio hasta los orgánicos, como plásticos estructurales, pinturas y productos para el procesado de la madera. El automóvil, los cohetes y taxis espaciales, no existirían sin los materiales químicos.

c. Competencia El comercio de productos químicos es internacional. La competencia ocurre porque existen diferentes procedimientos y distintas materias primas para fabricar un producto químico determinado y un solo producto rara vez domina el mercado. d. Intensidad de capital y economía en escala

Las principales mejoras en la salud en los pasados cincuenta años se han logrado gracias al desarrollo de los agentes quimioterapéuticos y las enfermedades infecciosas, tales como la tuberculosis y la neumonía han sido prácticamente erradicadas en países desarrollados mediante el uso de antibióticos, que son productos químicos.

La industria química requiere mucho capital. e. Obsolescencia de equipo Se debe a que el ritmo de los cambios tecnológicos ha sustituido procesos viejos por nuevos aumentando el tamaño de la planta.

Las actividades recreativas también han sido influenciadas por la química moderna. El esquiador se beneficia con esquís de fibra de vidrio y resina epoxi, así como con botas de poliuretano. El hecho de que la química también haya contribuido a la guerra moderna y que las armas atómicas hagan de la extinción total de la humanidad una posibilidad no muy lejana, muestran que el uso de la tecnología (que incluye a la química) requiere un uso juicioso.

f. Libertad de acceso del mercado Cualquiera que desee producir productos químicos en gran cantidad, lo puede hacer comprando plantas en paquete de compañías de ingeniería química. Un obstáculo es la cuota de entrada, si no se tienen unos cuantos cientos de millones de dólares para invertir, no se puede recomendar el iniciar la fabricación de productos químicos en gran escala.

15.2. Características de la industria química a. Rápido crecimiento Crecimiento en la industria química para 1984 – 1994 Japón 11.7% Europa 9,7% Estados Unidos de Norteamérica 8.0% Reino Unido 5.7%

Entonces, la entrada al mercado de los productos químicos es libre en el sentido que no hay barreras. No obstante, es tan caro que sólo algunos gobiernos, compañías petroleras y otras empresas gigantes pueden disponer el capital necesario. g. Abundancia o carencia El mercado es cíclico y oscila como un péndulo de abundancia a escasez y nuevamente a abundancia.

108

__________________________________________________________________QUÍMICA__________________________________________________________________

Gases, punto de ebullición 20ºC

h. Comercio Internacional La facilidad de transporte y homogeneidad de los productos dan lugar a un gran comercio internacional de productos químicos. i. Fases críticas y de penetración de mercados La industria química es crítica para la economía de una nación desarrollada. En el Siglo XIX el desarrollo de una nación se podía medir por su producción de ácido sulfúrico. En la actualidad se puede utilizar en forma similar la producción de etileno como medida de complejidad industrial.

Nafta ligera (gasolina) p.e. = 20 – 150ºC

Una economía avanzada no puede existir sin una industria química; tampoco una industria química puede existir sin una economía avanzada. La industria química no es reemplazable. Es una industria dinámica e innovadora. Muchos problemas que se refieren a la contaminación, recursos de energía y escasez de materias primas han sido detectados y seguidos por métodos químicos y la química desempeñará una función importante en su solución.

Nafta pesada p.e. =150-150ºC

15.3. Productos químicos que se obtienen a partir del gas natural, petróleo y otras fuentes

Queroseno p.e.=150–200ºC

Las fuentes de productos químicos orgánicos son: Gas natural y petróleo –90% de productos. Carbón: acetileno y gas de agua. Grasas y aceites: ácidos grasos, nitrógenos grasos. Carbohidratos: celulosa, fermentación. Crudo

Gasóleo p.e.=175-275ºC

15.3.1. Destilación del petróleo En una refinería se separan del petróleo crudo (líquido pegajoso y viscoso de olor desagradable) diversas fracciones mediante destilación según la siguiente figura.

109

CH4, C 2H6, C 3H8, C4H 10 – Semejantes al gas natural y útiles como combustibles y productos químicos. No obstante, la mayor parte suele quemarse porque se recuperación4 es costosa. En su mayoría compuestos C4 – C10 alifáticos y cicloalifáticos. Pueden tener algunos aromáticos. Empleado como combustible y productos químicos. Tiene compuestos C9 – C16 útiles como combustibles para aviones de propulsión a chorro, tractores y calefacción. Tiene compuestos C15 – C25 empleados como diesel y para calefacción. Cada vez con mayor frecuencia se emplea como materia prima para la obtención de olefinas por desintegración.

__________________________________________________________________QUÍMICA__________________________________________________________________

T o r r e d e CRUDO

f r a c c i o n a m i e n t o

Aceites lubricantes p.e. => 350ºC

Aceites combustibles pesados p.e. =>350ºC

Asfalto

Se emplean para lubricación. Por el proceso de desintegración catalítica se pueden obtener fracciones más ligeras.

Forma de petróleo

Combustible para calderas. Por el proceso de desintegración catalítica se pueden obtener fracciones más ligeras.

Valor del petróleo

Como petróleo crudo

Como combustible

Como producto petroquímico (promedio)

13X

Como producto de consumo (promedio)

55X

Materia prima por la que compiten productos químicos y combustibles Combustibles

Se emplea en pavimentación, recubrimientos aplicaciones estructurales.

Metano

Principal componente del gas natural

Etano

Eleva el contenido de Btu del gas para calefacción

Propano y Butano

Base del gas licuado de petróleo (GLP)

Propileno

Empleado en reacciones de alquilación para reparar hidrocarburos de cadena ramificada de alto octanaje.

Butileno

Igual que el propileno

Benceno, tolueno y Se emplean para elevar xilenos el octanaje de la gasolina.

Productos químicos Fuente de obtención del gas de síntesis, CO + H2; amoniaco

Fuente de obtención de etileno, propileno y butilenos

Material inicial para productos químicos y polímeros

15.3.2. Separación del gas natural El gas natural contiene cantidades recuperables de metano, etano, propano y alcanos superiores. En la cabeza del pozo el gas se encuentra a altas presiones (30 – 100 Pa).´ El metano, principal componente del gas natural se usa para obtener gas de síntesis. El gas licuado de petróleo consta de propano y butano que podrían emplearse para obtener propileno y butileno.

La obtención de productos químicos a partir del petróleo está íntimamente asociada a la obtención de gasolina y otros combustibles. La industria química consume alrededor del 10% de materia prima, sin embargo puede competir con éxito debido al valor agregado, según la siguiente relación:

110

__________________________________________________________________QUÍMICA__________________________________________________________________

sistemas nervioso central y cardiovascular.

15.4. Tecnologías limpias Las tecnologías limpias son una opción amigable con el ambiente que permiten reducir la contaminación en el ambiente natural y la generación de desechos, además de aumentar la eficiencia del uso de recursos naturales como el agua y la energía. Permitiendo generar beneficios económicos, optimizando costos y mejorando la competitividad de los productos. El uso de tecnologías limpias representa una opción técnica, económica y ambientalmente apropiada que contribuye al desarrollo sostenible de las empresas, y el país en general.

Bióxido de azufre, SO2 , Cardiovasculares y Trióxido de azufre, SO3 respiratorias.

Combustión de carbón y petróleo que contiene azufre.

Bióxido de nitrógeno, Tracto respiratorio alto y NO2, Monóxido de bajo. nitrógeno, NO

Plantas generadoras de energía eléctrica. (Combustión a alta temperatura de combustibles fósiles).

Hidrocarburos no Algunos tienen propiedades Uso de petróleo, gas natural y carbón. saturados y aromáticos cancerígenas, teratogénicas mutagénicas.

15.5. Contaminantes químicos y sus fuentes y riesgos potenciales Como fuente de emisión o fuente generadora de contaminantes debemos entender el origen físico o geográfico donde se produce una emisión contaminante al ambiente, ya sea el aire, el agua o el suelo. Estas fuentes de emisión se clasifican en móviles y fijas, según muestran presencia o ausencia de movilidad dentro de un área determinada durante la emisión de los contaminantes. Las fuentes pueden ser naturales y de diferentes procesos productivos del hombre (fuentes atropogénicas) que conforman las actividades de la vida diaria.

Respiratorio, gastrointestinal, sistema nervioso central, renal, etc.

Bióxido de carbono

No existen pruebas de que Sobreutilización de sea tóxico como combustibles fósiles y carbón. contaminante. Los problemas respiratorios y del sistema nervioso central son consecuencia de problemas internos y sistemáticos del organismo.

Las fuentes que generan contaminación de origen antropogénico más importantes son: industriales, comerciales, agrícolas, domésticas. 15.5.1. Contaminantes de la atmósfera Las sustancias que se encuentran en la atmósfera tal como fueron emitidas se conocen como contaminantes primarios (H 2S, NO, NH 3, CO, HC, halógenos) y, como contaminantes secundarios del aire, son aquellos contaminantes que resultan de la interacción de los contaminantes primarios entre sí, estos son: bióxido de nitrógeno, ácido sulfuroso, cetonas y aldehídos.

Actividades industriales, de transporte, de combustión y causas naturales.

Macropartículas sólidas líquidas

Monóxido de carbono Es un producto del uso de combustibles fósiles. Se forma por la combustión incompleta de carbono o de sus compuestos. 2C (s) + O2 (g) → 2CO (g) Efectos del monóxido de carbono en la salud HbCO(%)

Efecto

Menos de 1,0

Ningún efecto aparente.

Principales fuentes

1,0 – 2,0

Efectos en la conducta.

Uso de combustibles fósiles.

2,0 – 5,0

Efectos en el sistema nervioso central: incapacidad para determinar o distinguir intervalos de tiempo, fallas en la agudeza visual,

Contaminantes primarios, efectos y fuentes Contaminante

Efecto en la salud

Monóxido de Carbono Impide el transporte de CO oxígeno en la sangre. Causa daños en los

111

__________________________________________________________________QUÍMICA__________________________________________________________________

en la discriminación de la brillantez y algunas otras funciones motoras.

Efectos

Concentración (partes por millón)

Más de 5,0

Cambios funcionales cardiacos y pulmonares

1–6

Broncoconstricción

10,0 – 80,0

Dolores de cabeza, fatiga, somnolencia, coma, falla respiratoria, muerte.

3–5

Concentración mínima detectable por el olfato

8 – 12 Dióxido de azufre, SO2

Es un contaminante primario que se produce en la combustión de carbón y petróleo que contienen azufre: S(combustibles) + O2 → SO 2 El SO 2 también se produce en la refinación de ciertos minerales que son sulfuros: 2PbS(s) + 3O2 (g) → 2PbO(s) + 2SO2 (g) El SO2 es el contaminante del aire derivados el azufre más importante; sin embargo, algunos procesos industriales emiten trióxido de azufre, SO3, el cual se forma en la atmósfera en pequeñas cantidades debido a la reacción entre el SO2 y el oxígeno:

Irritación en los ojos y tos

50 - 100

Concentración máxima para una exposición corta (30 min.)

400 - 500

Puede ser mortal, incluso en una exposición breve.

Los SO x se eliminan del aire mediante su conversión en H2SO4 y sulfatos (SO4 ). En esta forma terminan depositándose sobre la tierra o en el mar.

Óxidos de nitrógeno, NOx

2SO2 (g) + O2 (g) → 2SO3 (g)

El monóxido (NO) u óxido nítrico y el dióxido de nitrógeno (NO2) son contaminantes primarios del aire. El NO, es un gas incoloro e inodoro, en tanto que el NO2 es un gas de color rojizo, de olor fuerte y asfixiante parecido al del cloro. El NO se forma en el aire mediante la reacción:

Fuentes de óxidos de azufre Fuente

Irritación de la garganta

Porcentaje del total anual de emisiones de SOx

Transporte

2,4

Combustión de productos energéticos (fuentes estacionarias, plantas de energía, calefacción de espacios industriales, etc.)

73,5

Procesos industriales (calcinación de minerales de sulfuro)

22,0

Esta reacción ocurre a altas temperaturas durante el uso de combustibles fósiles. El NO2 se forma por la reacción:

Eliminación de desechos sólidos diversos

0,3

2NO(g) + O2 (g) → 2NO2 (g)

Diversos

1,8

N2 (g) + O2 (g) → 2NO(g)

Efectos de los óxidos de azufre Pueden inhibir el crecimiento de las plantas y ser letales para algunas de ellas. Fuentes de óxido de nitrógeno

Efectos tóxicos del SO2 para el hombre

112

__________________________________________________________________QUÍMICA__________________________________________________________________

Fuente

Porcentaje del total anual de emisiones de NOx

Transporte

39,3

Combustión de productos energéticos (fuentes estacionarias, plantas de energía, calefacción de espacios industriales)

48,5

Procesos industriales (plantas de ácido nítrico, etc.)

1,0

Diversos (incendios forestales, quema agrícola, etc.)

8,3

Alteración de la forma de los contaminantes. Por ejemplo, el carbón pulverizado desprende menos hollín que el carbón sólido, alteración de la eficiencia del equipo.

Reducción de la contaminación atmosférica Contaminante

Medidas

Partículas

Separadores centrífuga.

mecánicos

por

fuerza

gravedad

Precipitadores electrostáticos. Filtros de tela. Lavadores húmedos.

Los óxidos de nitrógeno participan en la formación de contaminantes secundarios del aire. La mayoría de los NOx se convierten finalmente en ácido nítrico, (HNO3) y nitratos, (NO3 ). En esta forma se depositan sobre la tierra o en el mar como consecuencia de las lluvias o se sedimentan como macropartículas.

Gases

Lavadores húmedos. Incineración. Oxidación o combustión catalítica.

Efectos del NO2 en la salud

Sustitución de las fuentes de energía: batería eléctrica en vez de combustión, vapor y gas natural. Efecto

Concentración (partes por millón) – ppm (mg/L) 1–3

Dispositivos anticontaminantes Concentración mínima detecta por el olfato

que

Irritación de nariz, garganta y ojos

Congestión pulmonares

100 – 1 000

enfermedades

Dispositivos de depósito que eliminan partículas sólidas de los gases

Dispositivos de recolección de partículas, mecanismo de centrifugación, filtros y precipitadores electrostáticos que separan las partículas de los gases.

15.6. Características de los contaminantes

Puede ser mortal, incluso tras una exposición breve.

Potencial de hidrógeno, pH Determina si la sustancia es corrosiva; de ser así se le suele considerar como residuo peligroso. Para que una sustancia se pueda considerar corrosiva, debe tener un pH menor o igual a 2,0 y mayor o igual a 12,5.

Reducción de la contaminación atmosférica -

Cambio en el método de operación de motores Sustitución de combustibles de alto contenido de azufre

Volatilidad Es la propiedad que poseen algunos compuestos de poder evaporarse a bajas temperaturas y afectar la atmósfera. Entre los compuestos volátiles se

113

__________________________________________________________________QUÍMICA__________________________________________________________________

Neutralización.- Es el resultado que se obtiene cuando al interactuar dos contaminantes, reducen en su totalidad sus efectos. 15.7. Sustancias químicas no biodegradables

encuentran las sustancias orgánicas como el etileno, propileno, benceno y la acetona, que se evaporan y contribuyen directamente a la contaminación del aire, o a través de reacciones químicas o fotoquímicas para producir compuestos secundarios.

Son aquellos compuestos que no son reducidos por agentes naturales físicos, químicos y procesos biológicos a un estado neutral o a niveles aceptables por la naturaleza.

Degradabilidad Es la característica que tienen los compuestos que son reducidos por agentes naturales físicos, químicos y procesos biológicos a un estado neutral o a niveles aceptables por la naturaleza. Si el compuesto es reducido por materia orgánica viva (bacterias especializadas), se le conoce como biogradable.

15.8. Materiales como medios no contaminantes Para el control de los residuos prohibidos se recomienda usar los siguientes sustitutos como alternativa a los productos domésticos tóxicos. •

Difusión Es la capacidad que poseen los contaminantes de poder distribuirse uniformemente en el medio que los rodea. Los gases tienen la propiedad de que pueden mezclar las moléculas, sin necesidad de que exista una reacción química. Los líquidos sumergidos en un solvente tienen la capacidad de distribuirse en todo el volumen del mismo. Tiempo de vida media Es el tiempo que puede durar el contaminante en el medio ambiente antes de ser degradado por los procesos naturales. Esta propiedad es diferente para cada tipo de compuesto; algunos tienen un tiempo de vida media menor a un día, mientras que otras sustancias nunca son degradadas por los procesos naturales. Por sus propiedades, algunos elementos o compuestos químicos no producen ningún efecto adverso sobre el medio ambiente, o bien, el daño es mínimo y se ve minimizado por los mismo procesos naturales. El daño que pueden generar se debe a la mezcla con otros compuestos, la mezcla de sustancias se puede clasificar en: Sinergismo.- Se entiende como sinergismo a la acción del aumento de los efectos de un contaminante a causa de la introducción o presencia de otro. El efecto total de esta interacción es superior a la suma de los efectos de cada uno de los contaminantes por separado. El vapor de agua en presencia de óxidos de azufre, reacciona para producir la lluvia ácida. Antagonismo.- Se refiere a la interacción de dos o más contaminantes, que tienen efectos opuestos en un ecosistema determinado, de tal manera, que uno de ellos reduce parcialmente el efecto del otro. Efectos multiplicativos.-Es la acción que tienen algunos contaminantes que al interaccionar producen un efecto exponencialmente mayor que si actuaran de manera individual.

Limpiadores domésticos o Aerosoles.- Elegir recipientes no-aerosol, como pulverizadores de acción bomba, de presión manual, o recipientes de bola. o Limpiadores multiuso.- Mezclar un litro de agua tibia con una cucharadita de bórax, desinfectante o jabón líquido. Añadir un poco de limón o vinagre. Nunca mezcle amoniaco con lejía o cloro. o Ambientadores.- Abrir ventanas y puertas y usar ventiladores. Colocar una caja con bicarbonato de sosa en los armarios y frigorífico. Cocer clavo y canela en agua hirviendo. Las plantas para interiores ayudan a limpiar el aire y las cestas de hierbas proporcionan un olor agradable. o Lejía de cloro.- Utilice bórax o bicarbonato de sosa para blanquear. El bórax es bueno contra la grasa y es desinfectante. Si usted utiliza lejía, elija una lejía seca, no de cloro. Nunca debe mezclar la lejía de cloro con amoniaco o limpiadores de tipo ácido. o Quitaolores.- Para alfombras, mezcle una parte de bórax con dos partes de harina de maíz, espolvorear libremente; aspire después de una hora. Para camas de gatos, espolvorear bicarbonato de sosa en la caja antes de añadir las piedras. o Desinfectantes.- Utilice ½ taza de bórax en 4 litros de agua caliente. Para inhibir moho, no debe aclararse la solución de bórax. o Desatascador.- Para evitar atascos, utilice un filtro en cada desagüe. Vierta agua hirviendo por el drenaje una vez a la semana. Para desatascar, utilice un desatascador de goma o una serpiente metálica. o Limpiador de suelos.- Para suelos de plástico, mezcle ½ taza de vinagre blanco con 4 litros de agua tibia. Pula con agua o soda. Para suelos de madera, mezcle ¼ taza de jabón de aceite con 4 litros de agua tibia. o Cera para muebles.- Disuelva una cucharadita de aceite de limón en un litro de aceite mineral. O utilice jabón de aceite para limpiar y un paño

114

__________________________________________________________________QUÍMICA__________________________________________________________________

o o

o o o

o •

•

suave para sacar el brillo. Frotar los muebles de madera con pasta de dientes para quitar las manchas de agua. Limpiacristales.- Mezclar ¼ de taza de vinagre blanco en un litro de agua tibia, aplicar sobre el cristal y frotar con papel de periódico. Quitamoho.- Frotar las manchas de moho con bicarbonato de sosa o con una esponja empapada en vinagre blanco. Para la cortina de la ducha, lavar con ½ taza de jabón y ½ taza de bicarbonato de sosa, añadir una taza de vinagre blanco para aclarar. Limpiahornos.- Mezclar 3 cucharaditas de sosa con un litro de agua tibia. Aplicar con pulverizador, esperar veinte minutos, después lavar. Para las manchas duras, frotar con lana de acero fina (0000) y bicarbonato de sosa. Limpia-alfombras y tapicerias.- Use un limpiador con jabón no aerosol. Polvo abrasivo.- Use una marca que no contenga cloro, o mejor todavía use bicarbonato de sosa. Quitamanchas.- Disuelva ¼ taza de bórax en 3 tazas de agua fría. Aplicar con esponja y dejar secar, o mojar la tela con la solución antes de lavarla con jabón y agua fría. Use un producto de limpieza en seco profesional para las manchas resistentes. Limpia-azulejos.- Use polvo abrasivo o bicarbonato de sosa.

Pesticidas y fertilizantes o

Fertilizantes químicos.- El compost, que usted puede elaborar en su jardín son recortes de césped, residuos de comida y estiércol, es la mejor enmienda de suelo. Otras enmiendas orgánicas incluyen: estiércol, algas, turba, sangre, pescado y harina de huesos.

Funguicidas.- Quite las hojas y ramas muertas o enfermas. El polvo de azufre, pulverizador de azufre y el pulverizador de aceite inactivo (que no contiene cobre) son los productos menos tóxicos para tratar las enfermedades de las plantas.

Herbicidas.- Elimine las malas hierbas antes de que produzcan semillas. Utilice mulch (el mulch de alfalfa es bueno) para controlar las malas hierbas en el jardín. Insecticidas (interiores).- Unas buenas condiciones de higiene en las zonas de preparación de comidas y comedores evitarán los insectos, y la provisión de burletes y calafateos los mantendrán fuera. Para los insectos andantes, utilice ácido bórico o acrogel de sílice en las grietas y agujeros. Para evitar la entrada de moscas, mantener en buen estado las alambreras de puertas y ventanas. Utilice matamoscas y papel atrapamoscas. Insecticidas (jardín).- Lavar las plantas con agua a través de mangueras o pulverizadores. Utilice insectos beneficiosos, por ejemplo mariquitas y mantis. Cuando existan pocos insectos, tratar cada uno con alcohol de frotar. Una bacteria, B.T. es eficaz contra las orugas. Los pulverizadores menos tóxicos incluyen: jabón insecticida, piretrina o una disolución casera de ajo/pimentón.

Productos de pintura o

Pintura y tintes.- Las pinturas látex y al agua son la mejor elección. Las pinturas y tintes esmaltados están disponibles al agua. La limpieza no requiere disolventes. Pintura para profesionales.- Utilizar una buena ventilación. Nunca se ponga la brocha en la boca. La pintura pulverizada es peligrosa si se inhala; por lo tanto, hay que llevar equipo protector o utilizar pinturas premezcladas. Disolventes.- Mantener el disolvente en un bote cerrado hasta que las partículas de pintura se depositen en el fondo. Separe el líquido limpio y reutilice. Guardar el sedimento de pintura para su recogida. Acabados para madera.- Laca, aceite de tung y aceite de linaza son acabados que se obtienen que se obtienen de fuentes naturales. La laca se disuelve con alcohol, los aceites se diluyen con trementina para una aplicación mejor. Utilice con la ventilación y protección adecuadas. Preservantes de madera.- Evite el uso de los que contienen pentaclorofenol, cerosota o arsenio. Cuando sea posible, utilice madera resistente, por ejemplo utilice madera resistente como cedro o secoya.

o o

•

115

Insecticidas (animales domésticos).- Pasar la aspiradora con frecuencia y después deshacerse de la bolsa. Utilice un buen peine contra pulas e introducir las pulgas en agua jabonosa. Algunos complementos de la dieta pueden ayudar, por ejemplo levadura de cerveza. Utilice jabones o baños naturales o de limoneno. Bolsas antipolilla.- Colocar trozos de cedro, bolsitas de alhucema o hierbas secas en cajones o armarios para disuadir a las polillas. Matacaracoles y babosas.- Llenar un cazo poco profundo con cerveza vieja y colocarlo a nivel del suelo. O para capturar los caracoles durante el día, dé la vuelta a los tiestos de barro dejando suficiente espacio para que puedan entrar. Los caracoles también se unen a los tablones. Recoger y destruir.

Productos de automóvil o Anticongelante.- Pueden diluirse pequeñas cantidades e introducirse en el desagüe conectado al sistema de alcantarillado (no a un foso séptico).

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D. E.

Baterías.- Las viejas baterías de coche pueden ser entregadas cuando se compra una nueva, o pueden reciclarse a través de un reciclador de baterías. Aceite de motor.- El aceite de motor sintético dura más tiempo que el aceite normal; de esta forma, se reduce la cantidad de aceite utilizado. El aceite de motor puede reciclarse en algunos talleres mecánicos. Líquido de frenos y transmisiones.- Puede mezclarse con el aceite usado y reciclarse en algunos talleres mecánicos.

2. ¿Cuál de las relaciones no es verdadero: A. Rayos ultravioleta – Mutación genética y cáncer. B. Oxidos de azufre – Lluvias ácidos. C. Freones – Destrucción de la capa de ozono. D. D.D.T. - Cancerígeno y tóxico. E. Relámpago – No forma ozono. 3.

15.9. Cumbre de Río Agenda XXI Los siguientes son los pactos e iniciativas más importantes acordados en la conferencia de la ONU sobre el medio ambiente y el desarrollo (Cumbre de la Tierra) celebrada en Rio de Janeiro – Brasil, durante los días 3 a 14 de Junio de 1992. Convención sobre el calentamiento global: Establece las pautas para regular las emisiones de gases que se cree causan el calentamiento global. Convención sobre la biodiversidad: Compromete a las naciones signatarias a la protección de las especies en peligro de degradación y la cooperación en tecnología genética y biológica. Estados Unidos no firmó éste pacto. Agenda XXI: Esbozo de la estrategia para la limpieza del medio ambiente y de las medidas para propiciar el desarrollo sin afectar el medio ambiente. Declaración sobre los principios forestales: Recomendar la preservación de los bosques de todo el mundo y vigilar el impacto del desarrollo sobre ellos. Declaración sobre el medio ambiente y el desarrollo: Declaración de principios que pone énfasis en la coordinación de los problemas económicos y ambientales. Comisión del desarrollo sostenible: Creación de una agencia de la ONU en 1992 para vigilar el cumplimiento internacional del los tratados sobre el medio ambiente. Ayuda Financiera: Alrededor de US $ 6 000 millones anuales para los proyectos “verdes” en el tercer mundo han sido prometidos por las naciones industrializadas.

Marque verdadero (V) o falso (F) en las siguientes proposiciones: i. El SO2 y CO son contaminantes primarios ii. La gasolina etilénica contiene plomo iii. La principal fuente de contaminación de nuestro planeta es la industria que utiliza el petróleo como fuente de energía. iv. El aluminio y la urea son biodegradables. A. VVVF

CO – Impide el transporte de oxigeno en la sangre. C 6H6 – Tóxico con acción cancerígena. N 2O – Gas hilarante.

116

B. VFVF

C. FVVF

D. VVVV

E. FFFF

¿Cuál de las siguientes sustancias que se utiliza para la fabricación de teknopor puede causar la transformación del ozono en oxigeno en la estratosfera. A. Estireno B. Triclorofluoro carbono C. Octoato de cobalto D. Peróxido de metiletilketona E. Alcohol isopropílico

De los siguientes enunciados cuáles son verdaderos (V) o falsos (F): a. La acción del agua a los óxidos de azufre que produce las lluvias ácidos se llama sinergismo. ii. La difusión y la volatilización de una propiedad de los gases y líquidos. iii. Los rayos infrarrojos no son tan nocivos para el hombre. iv. Cuando a las aguas ácidas se agrega lechada de cal se produce una reacción de neutralización. A. VVVV B. VFVV C. VFFV D. FFVV E. FVFV

¿Cuál de los siguientes pares de sustancias son las que producen la lluvia ácida y el efecto de invernadero? A. Cl3FC y CO B. SO2 y CO2 C. SO3 y Cl2 D. NO 2 y H 2S E. NH3 y CH4

Indique cuál de las siguientes sustancias no es fácilmente biodegradable: A. Aguas servidas B. Fertilizantes C. Insecticidas D. Detergentes E. Herbicidas.

¿Cuáles son las fuentes principales de emisión natural de SO2 y CO? A. Volcanes B. Pantanos C. Aguas termales

15.10. Ejercicios 1. ¿Cuál de las siguientes relaciones contaminante-efecto sobre la salud humana, es falso: A. B. C.

CO2 – No es tóxico. SO3 – Es cancerígeno.

__________________________________________________________________QUÍMICA__________________________________________________________________

D. Industria petroquímica 9.

19. Los clorofluorocarbonos (CFC) son los responsables de la destrucción de la capa de ozono, proporcione las fórmulas químicas y los nombres de estos compuestos.

E. Plantas metalúrgicas

De los siguientes enunciados cuántos son verdaderos: i. El CO es más tóxico que el CO2 ii. El NO es más tóxico que el NO2 iii. El O2 es menos oxidante que el O 3 iv. Los contaminantes físicos son más perjudiciales que los químicos. A. 0

B. 1

C. 2

D. 3

E. 4

10. En ausencia de oxigeno, el carbono, hidrógeno, nitrógeno, azufre, y el fosforo de los contaminantes biodegradables, es convertido por bacterias anaerobias en: CH4, NH3, H 2S y PH3, los cuales, contribuyen al olor desagradable de ciertas aguas contaminadas. ¿Cómo se clasifican estas sustancias en la atmosfera?

22. La masa diaria promedio de oxigeno que consume las aguas residuales que se descargan es de 64 g/persona. ¿Cuántos litros de agua de una -4 concentración inicial de 3x10 moles/litro de oxigeno se requiere cada día para una población de 4 5000 habitantes, si el oxigeno se agota totalmente?

11. ¿Qué sustancias componen los depósitos de Cloro en la atmósfera? 12. ¿Por qué es ácida por naturaleza el agua de lluvia, incluso en ausencia de gases contaminantes como el SO3?

23. La concentración media estimada de monóxido de carbono en el aire de una ciudad es de 6 mg/litro. Calcule el número de moléculas de monóxido de carbono en un litro de aire a una presión de 735 torr y una temperatura de 20 ºC.

13. Escriba ecuaciones químicas que ilustren el ataque de la lluvia ácida sobre: - El Hierro metálico. - La piedra caliza, CaCO3. 14. ¿Por qué la combustión de la hulla libera dióxido de Azufre? ¿Por qué se forma más SO2 que SO3 en éste proceso? 15. Escriba ecuaciones químicas para mostrar la formación de los ácidos a partir de SO2, SO3 y NO2, las cuales constituyen las lluvias ácidas. 16. ¿Qué papel juega el depósito de cloro en la regulación de la rapidez de agotamiento del Ozono en la atmósfera? 17. Las siguientes sustancias: CH 4, SO2, NO, y CO se clasifican como contaminantes primarios de la atmósfera, indique las fuentes naturales y antropogénicas para cada sustancia. 18. Los halones o bromofluorocarbono, se emplean extensamente, como agente espumante para combatir incendios. Los clorofluorocarbonos se utilizan como aerosoles o gas refrigerante predecir y explicar en qué orden los enlaces carbono y halógeno fácilmente pueden fotodisociar en la atmosfera.

117

__________________________________________________________________QUÍMICA__________________________________________________________________

b. Investigación y desarrollo (I y D)

TEMA 15

INDUSTRIA QUÍMICA Y AMBIENTE

La mayoría de la investigación se dedica a mejorar los productos y se encuentra confinada a países con infraestructura social y económica necesaria.

15.1. La industria química

118

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h. Comercio Internacional

T o r r e

La facilidad de transporte y homogeneidad de los productos dan lugar a un gran comercio internacional de productos químicos. i. Fases críticas y de penetración de mercados La industria química es crítica para la economía de una nación desarrollada. En el Siglo XIX el desarrollo de una nación se podía medir por su producción de ácido sulfúrico. En la actualidad se puede utilizar en forma similar la producción de etileno como medida de complejidad industrial. Una economía avanzada no puede existir sin una industria química; tampoco una industria química puede existir sin una economía avanzada. La industria química no es reemplazable. Es una industria dinámica e innovadora. Muchos problemas que se refieren a la contaminación, recursos de energía y escasez de materias primas han sido detectados y seguidos por métodos químicos y la química desempeñará una función importante en su solución.

Nafta pesada p.e. =150-150ºC

d e

15.3. Productos químicos que se obtienen a partir del gas natural, petróleo y otras fuentes Las fuentes de productos químicos orgánicos son: Gas natural y petróleo –90% de productos. Carbón: acetileno y gas de agua. Grasas y aceites: ácidos grasos, nitrógenos grasos. Carbohidratos: celulosa, fermentación.

Crudo

Nafta ligera (gasolina) p.e. = 20 – 150ºC

CH4, C 2H6, C 3H8, C4H 10 – Semejantes al gas natural y útiles como combustibles y productos químicos. No obstante, la mayor parte suele quemarse porque se recuperación4 es costosa.

f r a c c i o n a m i e n t o

Queroseno p.e.=150–200ºC

Gasóleo p.e.=175-275ºC

Aceites lubricantes p.e. => 350ºC

Aceites combustibles pesados p.e. =>350ºC

119

En su mayoría compuestos C4 – C10 alifáticos y cicloalifáticos. Pueden tener algunos aromáticos. Empleado como combustible y productos químicos. Tiene compuestos C9 – C16 útiles como combustibles para aviones de propulsión a chorro, tractores y calefacción. Tiene compuestos C15 – C25 empleados como diesel y para calefacción. Cada vez con mayor frecuencia se emplea como materia prima para la obtención de olefinas por desintegración. Se emplean para lubricación. Por el proceso de desintegración catalítica se pueden obtener fracciones más ligeras. Combustible para calderas. Por el proceso de desintegración catalítica se pueden obtener fracciones más ligeras.

__________________________________________________________________QUÍMICA__________________________________________________________________

CRUDO

15.3.2. Separación del gas natural

Se emplea en pavimentación, recubrimientos aplicaciones estructurales.

Asfalto

El gas natural contiene cantidades recuperables de metano, etano, propano y alcanos superiores. En la cabeza del pozo el gas se encuentra a altas presiones (30 – 100 Pa).´ El metano, principal componente del gas natural se usa para obtener gas de síntesis. El gas licuado de petróleo consta de propano y butano que podrían emplearse para obtener propileno y butileno.

Valor del petróleo

Como petróleo crudo

Como combustible

Como producto petroquímico (promedio)

13X

Como producto de consumo (promedio)

55X

El uso de tecnologías limpias representa una opción técnica, económica y ambientalmente apropiada que contribuye al desarrollo sostenible de las empresas, y el país en general. 15.5. Contaminantes químicos y sus fuentes y riesgos potenciales Como fuente de emisión o fuente generadora de contaminantes debemos entender el origen físico o geográfico donde se produce una emisión contaminante al ambiente, ya sea el aire, el agua o el suelo.

Materia prima por la que compiten productos químicos y combustibles Combustibles Metano

Principal componente del gas natural

Etano

Eleva el contenido de Btu del gas para calefacción

Propano y Butano

Base del gas licuado de petróleo (GLP)

Propileno

Empleado en reacciones de alquilación para reparar hidrocarburos de cadena ramificada de alto octanaje.

Butileno

Igual que el propileno

Benceno, tolueno y Se emplean para elevar xilenos el octanaje de la gasolina.

Productos químicos

Estas fuentes de emisión se clasifican en móviles y fijas, según muestran presencia o ausencia de movilidad dentro de un área determinada durante la emisión de los contaminantes. Las fuentes pueden ser naturales y de diferentes procesos productivos del hombre (fuentes atropogénicas) que conforman las actividades de la vida diaria. Las fuentes que generan contaminación de origen antropogénico más importantes son: industriales, comerciales, agrícolas, domésticas.

Fuente de obtención del gas de síntesis, CO + H2; amoniaco

Fuente de obtención de etileno, propileno y butilenos

15.5.1. Contaminantes de la atmósfera Las sustancias que se encuentran en la atmósfera tal como fueron emitidas se conocen como contaminantes primarios (H 2S, NO, NH3, CO, HC, halógenos) y, como contaminantes secundarios del aire, son aquellos contaminantes que resultan de la interacción de los contaminantes primarios entre sí, estos son: bióxido de nitrógeno, ácido sulfuroso, cetonas y aldehídos.

Material inicial para productos químicos y polímeros

120

__________________________________________________________________QUÍMICA__________________________________________________________________

Contaminantes primarios, efectos y fuentes Contaminante

Efecto en la salud

Principales fuentes

HbCO(%)

Efecto

Menos de 1,0

Ningún efecto aparente.

1,0 – 2,0

Efectos en la conducta.

Monóxido de Carbono Impide el transporte de CO oxígeno en la sangre. Causa daños en los sistemas nervioso central y cardiovascular.

Uso de combustibles fósiles.

2,0 – 5,0

Efectos en el sistema nervioso central: incapacidad para determinar o distinguir intervalos de tiempo, fallas en la agudeza visual, en la discriminación de la brillantez y algunas otras funciones motoras.

Bióxido de azufre, SO2 , Cardiovasculares y Trióxido de azufre, SO3 respiratorias.

Combustión de carbón y petróleo que contiene azufre.

Más de 5,0

Cambios funcionales cardiacos y pulmonares

10,0 – 80,0

Bióxido de nitrógeno, Tracto respiratorio alto y NO2, Monóxido de bajo. nitrógeno, NO

Plantas generadoras de energía eléctrica. (Combustión a alta temperatura de combustibles fósiles).

Dolores de cabeza, fatiga, somnolencia, coma, falla respiratoria, muerte.

Dióxido de azufre, SO2 Es un contaminante primario que se produce en la combustión de carbón y petróleo que contienen azufre: S(combustibles) + O2 → SO 2 El SO 2 también se produce en la refinación de ciertos minerales que son sulfuros:

Hidrocarburos no Algunos tienen propiedades Uso de petróleo, gas natural y carbón. saturados y aromáticos cancerígenas, teratogénicas mutagénicas.

2PbS(s) + 3O2 (g) → 2PbO(s) + 2SO2 (g)

Actividades industriales, de transporte, de combustión y causas naturales.

Macropartículas sólidas líquidas

Respiratorio, gastrointestinal, sistema nervioso central, renal, etc.

Bióxido de carbono

No existen pruebas de que Sobreutilización de sea tóxico como combustibles fósiles y contaminante. Los carbón. problemas respiratorios y del sistema nervioso central son consecuencia de problemas internos y sistemáticos del organismo.

El SO2 es el contaminante del aire derivados el azufre más importante; sin embargo, algunos procesos industriales emiten trióxido de azufre, SO3, el cual se forma en la atmósfera en pequeñas cantidades debido a la reacción entre el SO2 y el oxígeno: 2SO2 (g) + O2 (g) → 2SO3 (g) Fuentes de óxidos de azufre Fuente

121

Porcentaje del total anual de emisiones de SOx

Transporte

2,4

Combustión de productos energéticos (fuentes estacionarias, plantas de energía, calefacción de espacios industriales, etc.)

73,5

Procesos industriales (calcinación de minerales de sulfuro)

22,0

Eliminación de desechos sólidos diversos

0,3

Diversos

1,8

__________________________________________________________________QUÍMICA__________________________________________________________________

Fuentes de óxido de nitrógeno

Efectos de los óxidos de azufre Pueden inhibir el crecimiento de las plantas y ser letales para algunas de ellas.

Fuente

Porcentaje del total anual de emisiones de NOx

Efectos tóxicos del SO2 para el hombre Concentración (partes por millón)

Efectos

1–6

Broncoconstricción

3–5

Concentración mínima detectable por el olfato

8 – 12 20

Irritación de la garganta Irritación en los ojos y tos

50 - 100

Concentración máxima para una exposición corta (30 min.)

400 - 500

Puede ser mortal, incluso en una exposición breve.

Transporte

39,3

Combustión de productos energéticos (fuentes estacionarias, plantas de energía, calefacción de espacios industriales)

48,5

Procesos industriales (plantas de ácido nítrico, etc.)

1,0

Diversos (incendios forestales, quema agrícola, etc.)

8,3

Los óxidos de nitrógeno participan en la formación de contaminantes secundarios del aire. La mayoría de los NOx se convierten finalmente en ácido nítrico, (HNO3) y nitratos, (NO3- ). En esta forma se depositan sobre la tierra o en el mar como consecuencia de las lluvias o se sedimentan como macropartículas. 2-

Los SO x se eliminan del aire mediante su conversión en H2SO4 y sulfatos (SO4 ). En esta forma terminan depositándose sobre la tierra o en el mar.

Efectos del NO2 en la salud

Óxidos de nitrógeno, NOx

Efecto

Concentración (partes por millón) – ppm (mg/L)

1–3

N2 (g) + O2 (g) → 2NO(g) Esta reacción ocurre a altas temperaturas durante el uso de combustibles fósiles. El NO2 se forma por la reacción:

que

Irritación de nariz, garganta y ojos

Congestión pulmonares

100 – 1 000

2NO(g) + O2 (g) → 2NO2 (g)

Concentración mínima detecta por el olfato

enfermedades

Puede ser mortal, incluso tras una exposición breve.

Reducción de la contaminación atmosférica -

122

Cambio en el método de operación de motores Sustitución de combustibles de alto contenido de azufre

__________________________________________________________________QUÍMICA__________________________________________________________________

acetona, que se evaporan y contribuyen directamente a la contaminación del aire, o a través de reacciones químicas o fotoquímicas para producir compuestos secundarios.

Alteración de la forma de los contaminantes. Por ejemplo, el carbón pulverizado desprende menos hollín que el carbón sólido, alteración de la eficiencia del equipo.

Reducción de la contaminación atmosférica

Degradabilidad

Contaminante

Medidas

Partículas

Separadores centrífuga.

Es la característica que tienen los compuestos que son reducidos por agentes naturales físicos, químicos y procesos biológicos a un estado neutral o a niveles aceptables por la naturaleza. Si el compuesto es reducido por materia orgánica viva (bacterias especializadas), se le conoce como biogradable.

mecánicos

por

fuerza

gravedad

Precipitadores electrostáticos. Filtros de tela. Lavadores húmedos. Gases

Lavadores húmedos. Incineración.

Tiempo de vida media

Oxidación o combustión catalítica.

Es el tiempo que puede durar el contaminante en el medio ambiente antes de ser degradado por los procesos naturales. Esta propiedad es diferente para cada tipo de compuesto; algunos tienen un tiempo de vida media menor a un día, mientras que otras sustancias nunca son degradadas por los procesos naturales.

Sustitución de las fuentes de energía: batería eléctrica en vez de combustión, vapor y gas natural. Dispositivos anticontaminantes -

Por sus propiedades, algunos elementos o compuestos químicos no producen ningún efecto adverso sobre el medio ambiente, o bien, el daño es mínimo y se ve minimizado por los mismo procesos naturales. El daño que pueden generar se debe a la mezcla con otros compuestos, la mezcla de sustancias se puede clasificar en: Sinergismo.- Se entiende como sinergismo a la acción del aumento de los efectos de un contaminante a causa de la introducción o presencia de otro. El efecto total de esta interacción es superior a la suma de los efectos de cada uno de los contaminantes por separado. El vapor de agua en presencia de óxidos de azufre, reacciona para producir la lluvia ácida. Antagonismo.- Se refiere a la interacción de dos o más contaminantes, que tienen efectos opuestos en un ecosistema determinado, de tal manera, que uno de ellos reduce parcialmente el efecto del otro. Efectos multiplicativos.-Es la acción que tienen algunos contaminantes que al interaccionar producen un efecto exponencialmente mayor que si actuaran de manera individual. Neutralización.- Es el resultado que se obtiene cuando al interactuar dos contaminantes, reducen en su totalidad sus efectos.

Dispositivos de depósito que eliminan partículas sólidas de los gases Dispositivos de recolección de partículas, mecanismo de centrifugación, filtros y precipitadores electrostáticos que separan las partículas de los gases.

15.6. Características de los contaminantes Potencial de hidrógeno, pH Determina si la sustancia es corrosiva; de ser así se le suele considerar como residuo peligroso. Para que una sustancia se pueda considerar corrosiva, debe tener un pH menor o igual a 2,0 y mayor o igual a 12,5. Volatilidad Es la propiedad que poseen algunos compuestos de poder evaporarse a bajas temperaturas y afectar la atmósfera. Entre los compuestos volátiles se encuentran las sustancias orgánicas como el etileno, propileno, benceno y la

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15.7. Sustancias químicas no biodegradables

o Quitamoho.- Frotar las manchas de moho con bicarbonato de sosa o con una esponja empapada en vinagre blanco. Para la cortina de la ducha, lavar con ½ taza de jabón y ½ taza de bicarbonato de sosa, añadir una taza de vinagre blanco para aclarar. o Limpiahornos.- Mezclar 3 cucharaditas de sosa con un litro de agua tibia. Aplicar con pulverizador, esperar veinte minutos, después lavar. Para las manchas duras, frotar con lana de acero fina (0000) y bicarbonato de sosa. o Limpia-alfombras y tapicerias.- Use un limpiador con jabón no aerosol.

Son aquellos compuestos que no son reducidos por agentes naturales físicos, químicos y procesos biológicos a un estado neutral o a niveles aceptables por la naturaleza. 15.8. Materiales como medios no contaminantes Para el control de los residuos prohibidos se recomienda usar los siguientes sustitutos como alternativa a los productos domésticos tóxicos. •

o Polvo abrasivo.- Use una marca que no contenga cloro, o mejor todavía use bicarbonato de sosa. o Quitamanchas.- Disuelva ¼ taza de bórax en 3 tazas de agua fría. Aplicar con esponja y dejar secar, o mojar la tela con la solución antes de lavarla con jabón y agua fría. Use un producto de limpieza en seco profesional para las manchas resistentes. o Limpia-azulejos.- Use polvo abrasivo o bicarbonato de sosa. •

o Desatascador.- Para evitar atascos, utilice un filtro en cada desagüe. Vierta agua hirviendo por el drenaje una vez a la semana. Para desatascar, utilice un desatascador de goma o una serpiente metálica.

Productos de pintura o Pintura y tintes.- Las pinturas látex y al agua son la mejor elección. Las pinturas y tintes esmaltados están disponibles al agua. La limpieza no requiere disolventes. o

Pintura para profesionales.- Utilizar una buena ventilación. Nunca se ponga la brocha en la boca. La pintura pulverizada es peligrosa si se inhala; por lo tanto, hay que llevar equipo protector o utilizar pinturas premezcladas.

Disolventes.- Mantener el disolvente en un bote cerrado hasta que las partículas de pintura se depositen en el fondo. Separe el líquido limpio y reutilice. Guardar el sedimento de pintura para su recogida. Acabados para madera.- Laca, aceite de tung y aceite de linaza son acabados que se obtienen que se obtienen de fuentes naturales. La laca se disuelve con alcohol, los aceites se diluyen con trementina para una aplicación mejor. Utilice con la ventilación y protección adecuadas. Preservantes de madera.- Evite el uso de los que contienen pentaclorofenol, cerosota o arsenio. Cuando sea posible, utilice madera resistente, por ejemplo utilice madera resistente como cedro o secoya.

o Limpiador de suelos.- Para suelos de plástico, mezcle ½ taza de vinagre blanco con 4 litros de agua tibia. Pula con agua o soda. Para suelos de madera, mezcle ¼ taza de jabón de aceite con 4 litros de agua tibia.

o Cera para muebles.- Disuelva una cucharadita de aceite de limón en un litro de aceite mineral. O utilice jabón de aceite para limpiar y un paño suave para sacar el brillo. Frotar los muebles de madera con pasta de dientes para quitar las manchas de agua.

•

o Limpiacristales.- Mezclar ¼ de taza de vinagre blanco en un litro de agua tibia, aplicar sobre el cristal y frotar con papel de periódico.

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Pesticidas y fertilizantes o Fertilizantes químicos.- El compost, que usted puede elaborar en su jardín son recortes de césped, residuos de comida y estiércol, es la

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Bolsas antipolilla.- Colocar trozos de cedro, bolsitas de alhucema o hierbas secas en cajones o armarios para disuadir a las polillas. Matacaracoles y babosas.- Llenar un cazo poco profundo con cerveza vieja y colocarlo a nivel del suelo. O para capturar los caracoles durante el día, dé la vuelta a los tiestos de barro dejando suficiente espacio para que puedan entrar. Los caracoles también se unen a los tablones. Recoger y destruir.

Los siguientes son los pactos e iniciativas más importantes acordados en la conferencia de la ONU sobre el medio ambiente y el desarrollo (Cumbre de la Tierra) celebrada en Rio de Janeiro – Brasil, durante los días 3 a 14 de Junio de 1992. Convención sobre el calentamiento global: Establece las pautas para regular las emisiones de gases que se cree causan el calentamiento global. Convención sobre la biodiversidad: Compromete a las naciones signatarias a la protección de las especies en peligro de degradación y la cooperación en tecnología genética y biológica. Estados Unidos no firmó éste pacto. Agenda XXI: Esbozo de la estrategia para la limpieza del medio ambiente y de las medidas para propiciar el desarrollo sin afectar el medio ambiente. Declaración sobre los principios forestales: Recomendar la preservación de los bosques de todo el mundo y vigilar el impacto del desarrollo sobre ellos. Declaración sobre el medio ambiente y el desarrollo: Declaración de principios que pone énfasis en la coordinación de los problemas económicos y ambientales. Comisión del desarrollo sostenible: Creación de una agencia de la ONU en 1992 para vigilar el cumplimiento internacional del los tratados sobre el medio ambiente. Ayuda Financiera: Alrededor de US $ 6 000 millones anuales para los proyectos “verdes” en el tercer mundo han sido prometidos por las naciones industrializadas. 15.10. Ejercicios 1.

Productos de automóvil o Anticongelante.- Pueden diluirse pequeñas cantidades e introducirse en el desagüe conectado al sistema de alcantarillado (no a un foso séptico). o

Aceite de motor.- El aceite de motor sintético dura más tiempo que el aceite normal; de esta forma, se reduce la cantidad de aceite utilizado. El aceite de motor puede reciclarse en algunos talleres mecánicos. Líquido de frenos y transmisiones.- Puede mezclarse con el aceite usado y reciclarse en algunos talleres mecánicos.

15.9. Cumbre de Río Agenda XXI

Insecticidas (interiores).- Unas buenas condiciones de higiene en las zonas de preparación de comidas y comedores evitarán los insectos, y la provisión de burletes y calafateos los mantendrán fuera. Para los insectos andantes, utilice ácido bórico o acrogel de sílice en las grietas y agujeros. Para evitar la entrada de moscas, mantener en buen estado las alambreras de puertas y ventanas. Utilice matamoscas y papel atrapamoscas. Insecticidas (jardín).- Lavar las plantas con agua a través de mangueras o pulverizadores. Utilice insectos beneficiosos, por ejemplo mariquitas y mantis. Cuando existan pocos insectos, tratar cada uno con alcohol de frotar. Una bacteria, B.T. es eficaz contra las orugas. Los pulverizadores menos tóxicos incluyen: jabón insecticida, piretrina o una disolución casera de ajo/pimentón.

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mejor enmienda de suelo. Otras enmiendas orgánicas incluyen: estiércol, algas, turba, sangre, pescado y harina de huesos. Funguicidas.- Quite las hojas y ramas muertas o enfermas. El polvo de azufre, pulverizador de azufre y el pulverizador de aceite inactivo (que no contiene cobre) son los productos menos tóxicos para tratar las enfermedades de las plantas. Herbicidas.- Elimine las malas hierbas antes de que produzcan semillas. Utilice mulch (el mulch de alfalfa es bueno) para controlar las malas hierbas en el jardín.

¿Cuál de las siguientes relaciones contaminante-efecto sobre la salud humana, es falso: A. B. C. D. E.

Baterías.- Las viejas baterías de coche pueden ser entregadas cuando se compra una nueva, o pueden reciclarse a través de un reciclador de baterías.

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CO – C 6H6 – N 2O – CO2 – SO3 –

Impide el transporte de oxigeno en la sangre. Tóxico con acción cancerígena. Gas hilarante. No es tóxico. Es cancerígeno.

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i. El CO es más tóxico que el CO2 ii. El NO es más tóxico que el NO2 iii. El O2 es menos oxidante que el O 3 iv. Los contaminantes físicos son más perjudiciales que los químicos.

¿Cuál de las relaciones no es verdadero: A. Rayos ultravioleta – Mutación genética y cáncer. B. Oxidos de azufre – Lluvias ácidos. C. Freones – Destrucción de la capa de ozono. D. D.D.T. - Cancerígeno y tóxico. E. Relámpago – No forma ozono.

A. 0

B. 1

C. 2

D. 3

E. 4

Marque verdadero (V) o falso (F) en las siguientes proposiciones: v. El SO2 y CO son contaminantes primarios vi. La gasolina etilénica contiene plomo vii. La principal fuente de contaminación de nuestro planeta es la industria que utiliza el petróleo como fuente de energía. viii. El aluminio y la urea son biodegradables.

11. ¿Qué sustancias componen los depósitos de Cloro en la atmósfera? A. VVVF 4.

B. VFVF

C. FVVF

D. VVVV

E. FFFF

¿Cuál de los siguientes pares de sustancias son las que producen la lluvia ácida y el efecto de invernadero? A. Cl3FC y CO B. SO2 y CO2 C. SO3 y Cl2 D. NO 2 y H 2S E. NH 3 y CH4

Indique cuál de las siguientes sustancias no es fácilmente biodegradable: A. Aguas servidas B. Fertilizantes C. Insecticidas D. Detergentes E. Herbicidas.

¿Cuáles son las fuentes principales de emisión natural de SO2 y CO? A. Volcanes B. Pantanos C. Aguas termales D. Industria petroquímica E. Plantas metalúrgicas

12. ¿Por qué es ácida por naturaleza el agua de lluvia, incluso en ausencia de gases contaminantes como el SO3?

15. Escriba ecuaciones químicas para mostrar la formación de los ácidos a partir de SO2, SO3 y NO2, las cuales constituyen las lluvias ácidas. 16. ¿Qué papel juega el depósito de cloro en la regulación de la rapidez de agotamiento del Ozono en la atmósfera? 17. Las siguientes sustancias: CH 4, SO2, NO, y CO se clasifican como contaminantes primarios de la atmósfera, indique las fuentes naturales y antropogénicas para cada sustancia. 18. Los halones o bromofluorocarbono, se emplean extensamente, como agente espumante para combatir incendios. Los clorofluorocarbonos se utilizan como aerosoles o gas refrigerante predecir y explicar en qué orden los enlaces carbono y halógeno fácilmente pueden fotodisociar en la atmosfera. 19. Los clorofluorocarbonos (CFC) son los responsables de la destrucción de la capa de ozono, proporcione las fórmulas químicas y los nombres de estos compuestos.

De los siguientes enunciados cuántos son verdaderos:

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20. Si el pH de 2 cm. de precipitación pluvial en un área de 400 km es de 2. ¿Cuántos kilogramos de ácido sulfúrico están presentes, si se supone éste es el único que contribuye el pH? 21. El p-[metilundecil] bencensulfonato de sodio, se encuentra en casi todo los detergentes supóngase que esta sustancia sufre una descomposición aerobia de la siguiente manera: C18H 19O3SNa(ac) + O2(g) CO2(g) + H 2SO 4(ac) + Na2SO4(ac) + H2O(l) ¿Cuál es la masa de oxigeno que se requiere para biodegradar 4 moles de esta sustancia? 22. La masa diaria promedio de oxigeno que consume las aguas residuales que se descargan es de 64 g/persona. ¿Cuántos litros de agua de una -4 concentración inicial de 3x10 moles/litro de oxigeno se requiere cada día para una población de 4 5000 habitantes, si el oxigeno se agota totalmente? 23. La concentración media estimada de monóxido de carbono en el aire de una ciudad es de 6 mg/litro. Calcule el número de moléculas de monóxido de carbono en un litro de aire a una presión de 735 torr y una temperatura de 20 ºC.

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