7. Química

QUÍMICATEMA 1 ÁTOMO DESARROLLO DEL TEMA I. TEORÍAS Y MODELOS ATÓMICOS sellado que contiene gas a presiones muy bajas, este tubo posee dos placas, el cátodo (–) y el A. Teoría Atómica de Dalton (1808) ánodo (+), cuando se aplica un alto voltaje (10000 Su modelo atómico se basa en los postulados que se voltios), la placa con carga negativa (cátodo) emite presentan a continuación: un rayo invisible (rayo catódico) el cual se dirige 1. Todos los elementos químicos están constituidos a la placa con carga positiva (ánodo). por átomos los cuales son partículas invisibles e • En 1897 Joseph Thomson utiliza un tubo de rayos indivisibles. catódicos en el cual instala un campo eléctrico 2. Los átomos de un mismo elemento presentan igual mediante placas cargadas y observó que los rayos tamaño, masa y otras propiedades. se desviaban hacia la placa positiva con lo cual 3. Los átomos diferentes poseen propiedades concluyó que el rayo catódico es una corriente de diferentes. partículas con cargas negativas, a dichas partículas 4. En una reacción química los átomos se reordenan las llamo electrones, como había sugerido sin destruirse, lo cual ocurre en proporciones anteriormente Stoney. numéricas simples. Ejemplo: + C O CO Ejemplo: C O CO2 –––– ++++ B. Identificación del electrón • Los rayos catódicos fueron descubiertos por Cátodo Ánodo Ranura (–) (+) Julius Plücker (1859) y fueron estudiados con en el ánodo Rayos más detalle por Willian C rookes (1886). El tubo Catódicos desviados de rayos catódicos consiste en un tubo de vidrio Experimento de Thomson SAN MARCOS 1 QUÍMICA TEMA 1 ÁTOMO C. Modelo Atómico de Thomson (1904) Tercer Postulado Cuando un electrón gira en un nivel u orbita permitida Thomson partiendo de su descubrimiento o plantea no emite ni absorbe energía. que el átomo es una esfera de masa compacta y de carga positiva distribuida homogeneamente en Cuarto Postulado la cual se encuentran incrustados los electrones de El electrón emite energía cuando se acerca al núcleo carga negativa de tal manera que neutraliza la carga y absorbe energía cuando se aleja de él. positiva de la esfera. A este modelo se le conoció como el modelo del budín con pasas. EMITE ENERGÍA ABSORBE ENERGÍA D. Modelo Atómico de Rutherford (1911) Después de realizar el experimento del pan de oro e– Rutherford descubre el núcleo atómico con lo cual + + plantea su modelo atómico, que considera al átomo Núcleo Núcleo como un sistema planetario en miniatura cuya parte central posee un núcleo diminuto y positivo alrededor del cual giran los electrones en orbitas circulares y n=1 n=1 (nivel de n=2 n=2 concéntricas. energía) MAYOR MAYOR ENERGÍA ENERGÍA F. Modelo Atómico de Bohr–Sommerfield (1913) Arnold Sommerfield formuló la existencia de los subniveles de energía, sostuvo también que los electrones aparte de seguir orbitas circulares también seguían orbitas elípticas E. Modelo Atómico de Niels Bohr Niels Bohr no descarta totalmente el modelo de Rutherford, estando su modelo basado en los siguientes postulados. Primer Postulado Los electrones giran alrededor del núcleo en estado de equilibrio debido a que las fuerzas que actúan sobre el se anulan entre si. Segundo Postulado G. Modelo Atómico Actual Los electrones solo pueden girar en ciertas regiones Según el modelo atómico actual el átomo presenta llamadas niveles de energía. dos partes: el núcleo y la zona extranuclear. TEMA 1 QUÍMICA 22 SAN MARCOS ÁTOMO 1. Núcleo 3. Clasificación de partículas Parte central del átomo, contiene a los protones y neutrones. Zona extranuclear Es muy pequeña en comparación al átomo. + D A DN ++ DA ≈ 10000DN ++ + + Donde: DA → Diámetro del átomo Núcleo atómico DN → Diámetro del núcleo Nota: Concentra el 99,99% de la masa total. Jhon Dalton poseía un deficiente manejo del lenguaje y su único pasatiempo era jugar a los bolos los jueves 2. Zona extranuclear por la tarde. Probablemente la visión de esas bolas de Parte externa del átomo que envuelve al núcleo y madera le dio la idea de la teoría atómica. contiene los electrones. PARTÍCULAS SUB ATÓMICAS LEPTONES HADRONES Partículas de interacción débil, Partículas constituidas por Quarks. parecen no tener ninguna estructura BARIONES MESONES Electrón (e–) Neutrino (N) Tiene espín fraccionario Tienen espín entero y y están formados por 3 están formados por 2 Quark Quark Protón Mesones p (Pión) Muón (u) Neutrón Mesones k (kaón) Hiperón Λ Hiperón Σ Hiperón W QUARK - Son las mínimas expresiones de materia hasta ahora encontradas. - Hoy conocemos 6 tipos de Quark. QUARK SIGNIFICADO SÍMBOLO SPIN CARGA Up Arriba u 1/2 +2/3 Down Abajo d 1/2 –1/3 Charm Encanto c 1/2 +2/3 Strange Extraño s 1/2 –1/3 Top Cima t 1/2 +2/3 Bottom Profundo b 1/2 –1/3 SAN MARCOS 33 QUÍMICA TEMA 1 1095 × 10–28 Masa uma 1. Thomson Descubridor (1919) (1932) (1897) Nota: masa neutrón > masa protón > masa electrón Ejemplo: Estructura del Protón Si: Se tiene: –1/3 qp = + 2 + 2 – 1 = + 1 3 3 3 39 A = 39 #P+=19 #e–=19 d 19 K Z = 19 N = 20 qp = +1 u u (carga del protón) Observación: 1. ÁTOMO 4. n°. Catión (x+).0073 1. En todo átomo neutro se cumple: +2/3 +2/3 #p+ = #e– = Z Un protón está formado por 2 Quarks Up y un Quark Down 2. ganó electrones qn = + 2 – 2 – 1 = 0 u 3 3 3 Ejemplos: qn = 0 Si: Se tiene: d d (carga del neutrón) 27 +3 A = 27 #P+=13 #e–=13–3 = 10 13 Al Z = 13 N = 14 –1/3 –1/3 Un neutrón está formado por 2 Quarks Down Si: Se tiene: y un Quark Up. perdió electrones Estructura del Neutrón Ión +2/3 Anión (x–). Chadwick J. Características de las partículas subatómicas fundamentales PARTÍCULA PROTÓN NEUTRÓN ELECTRÓN + Símbolo p n° e– g 1.6022 × 10–19 C 0 +1. 37 – A = 37 #P+=17 #e–=17+1 = 18 17 Cl Z = 17 N = 20 5. Rutherford T. ZE Se llama número de masa al número de partículas fundamentales en el núcleo. Nota: A Se llama número atómica al número de protones. Isótopos(Hílidos) Z = #p+ A=Z+N N=A–Z Poseen igual "Z" y pertenecen al mismo elemento TEMA 1 QUÍMICA 44 SAN MARCOS . Partículas Subatómicas fundamentales Como puedes notar el átomo posee una gran variedad de partículas (200) de las cuales 3 son las más importantes (p+.675 × 10–24 9. CLASIFICACIÓN DE NÚCLIDOS A. Donde: A = Número de masa Z = Número atómico N = Número de neutrones (#n°) II.672 × 10–24 1.0087 0. Cuando un átomo no es neutro se le llama ión. Representación de un núclido Se llama núclido a un átomo con un número de p+ y n° definido.6022 × 10–19 C Carga Relativa +1 0 –1 E.00055 Absoluta +1. e–) y por eso se llaman partículas fundamentales. +1/2) NIVEL FÁCIL UNMSM A) 10 B) 20 C) 30 Resolución: NIVEL DIFÍCIL D) 40 E) 50 A=Z+N 33 = x + 1 + x + 2 Resolución: Resolución: 33 = 2x + 3 A + Z + N = 100 x = 15 14243 A+ A = 100 Se cumple ⇒ p+ = e– = Z = x + 1 2A = 100 \ Z = 16 \ A = 50 Respuesta: C) 16 ∴ (5. +1. 0. +1. 1. Isóbaros #e– = 7 + 3 = 10 #e– = 11 – 1 = 10 Poseen igual "A". 1. +1/2) SAN MARCOS NIVEL INTERMEDIO E) (5. –1. –1/2) fundamentales (A).985% 0. +1. Agua Agua Agua común pesada super pesada Ejemplo: –3 +1 7 N 11 Na B. si: A + Z + N = 100 SAN MARCOS D) (5. ÁTOMO químico. Isótonos iguales y propiedades físicas diferentes. 23 24 11 Na 12 Mg 1 2 3 1H 1H 1H N = 12 N = 12 Protio Deuterio Tritio Abundacia 99. +1/2) Respuesta: E) 50 Problema 3 Problema 2 33 1 Determina los cuatro números cuantos Respuesta: D) (5. Ejemplo: Ejemplo: Isótopos del hidrógeno. Poseen igual "N". 1. –1/2) Determina el número de nucleones D) 17 E) 18 C) (5. +1/2) Sea el átomo: x+1 E x+2 para el último electrón es 5p3. tienen propiedades físicas y químicas diferentes. tienen propiedades físicas y químicas diferentes. +1. Ejemplo: Nota: 40 40 #e– = Z– (Carga del ión) 20 Ca 18 Ar A = 40 A = 40 PROBLEMAS RESUELTOS Problema 1 A) 14 B) 15 C) 16 B) (5. +1/2) SAN MARCOS 55 QUÍMICA TEMA 1 . 1. +1. Halla la carga nuclear (Z). A) (5. 1.015% 10–15% III. –1. 1. ESPECIES ISOELECTRÓNICAS Son aquellas especies químicas que poseen igual cantidad Forma H2O D2O T2O de electrones. Los isótopos poseen propiedades químicas C. 1. 2 AUMENTA ENERGÍA ↓ ↓ ↓ ↓ s s p d #max e– = 2n2 • n = 2 • n = 4 Se cumple: nivel l = 0. 1. designa para el electrón el subnivel de Define el tamaño del orbital. 2. n=1 n=2 l Subnivel Nombre 0 s Sharp 1 p Principal AUMENTA ESTABILIDAD 2 d Difuso Capas K L M N O P Q 3 f Fundamental + Ejemplos: Núcleo • n = 1 • n = 3 Niveles n=1 n=2 n=3 n=4 n=5 n=6 n=7 l = 0 l = 0. porque a mayor "n" mayor energía donde este debe encontrarse dentro de un nivel tamaño".. 1 l = 0. momento angular. "n" y define para el orbital la forma geométrica. . 1s 1s l = 0. (n – 1) Relación de subniveles para cada valor de L. 3. 2.. 1.. NÚMERO CUÁNTICO PRINCIPAL (N) II. QUÍMICA TEMA 2 NÚMEROS CUÁNTICOS DESARROLLO DEL TEMA I. NÚMERO CUÁNTICO SECUNDARIO (l) Determina el nivel principal de energía para un electrón También se denomina número cuántico azimutal o del y el tamaño del orbital. 3 ↓ ↓ ↓ ↓ ↓ ↓ Si: n = 3 ⇒ #maxe– = 2(3)2 = 18 s p s p d f FORMAS DE LOS ORBITALES Orbital "s" Orbital "p" Orbital "d" Orbital "f" z z x x x y y SAN MARCOS 6 QUÍMICA TEMA 2 . . +1. la orientación espacial que adopta cuando es sometido un campo magnético externo.. + l Valores para "ml": Número de Número de máximo l Subnivel Orbitales orbitales (2l + 1) de e– (4l + 2) PS 0 s s 1 2 ml 0 PS PS PS 1 p Px Py Pz 3 6 ml –1 0 +1 PS PS PS PS PS 2 d dxy dxz dz2 dyz dx2–y2 5 10 ml –2 –1 0 +1 +2 PS PS PS PS PS PS PS 3 f 7 14 ml –3 –2 –1 0 +1 +2 +3 Gráficas de los principales orbitales atómicos c) Orbitales d  (forma tetralobular) a) Orbital "s" z x y b) Orbitales p (forma dilobular) dyz dxz Gráficas de los orbitales "p": z z x x dxy z y y Px Pz x dx2 – dz2 Py y2 y IV.. ml = –l1. 0. determina para el orbital. Giro Antihorario Giro Horario Eje imaginario P S ms = + 1/2 ms = – 1/2 SAN MARCOS 77 QUÍMICA TEMA 2 . –1. NÚMERO CUÁNTICO DEL ESPÍN MAGNÉTICO (ms) Define el sentido de rotación de un electrón alrededor de su eje imaginario. .. NÚMEROS CUÁNTICOS III.. NÚMERO CUÁNTICO MAGNÉTICO (ml) Determina para el electrón el orbital donde se encuentra dentro de un cierto subnivel de energía.. . Respuesta: E) 3. NÚMEROS CUÁNTICOS PROBLEMAS RESUELTOS Problema 1 n=3 → N° e– anión = 34 Un átomo posee un número másico l=0 ⇒ Reemplazamos en (1): 3s1 que es el doble de su número atómico..ta etapa C.. anión tiende que es neutro: → A = p+ + n° → A = 38 + 37 = 75 N° p+ = N° e– → 1s22s22p63s1 C. 0. 0. m=0 34 = Z + 2 → Z = 32 Determine los 4 probables números s = +1/2 ∴ El N° atómico es 32 cuánticos del último e– de la C.(1) Z(Kr) = 36 ⇒ Zátomo = N° p+=36+1=37 Como no indican la carga se sobreen. Halla su número atómico. +1/2 es [Kr]5s1. +1/2 posee 38 neutrones y su configuración capa. 0. 0. + 1/2 SAN MARCOS 1990 NIVEL FÁCIL E) 3. +1/2 Respuesta: A) 32 SAN MARCOS 1984 NIVEL INTERMEDIO Problema 3 Problema 2 A) 3. C) 5.E. 0.: [Kr]5s1 A = Z + N = n° 2Z = Z + 11 → Z = 11 = N° p+ Sabemos: Sabemos: N° e– = Z + carga .: 1s22s22p63s23p64s23d104p4 ∴ El número de masa es 75 El último e– se encuentra en 3s1: 6e– en la Respuesta: B) 75 4ta capa TEMA 2 QUÍMICA 88 SAN MARCOS .. 0. SAN MARCOS 1989 D) 3. 0. si es que posee 11 neutrones.ta B) 4. +1/2 NIVEL FÁCIL A) 32 B) 34 C) 36 D) 38 E) 40 A) 70 B) 75 C) 80 Resolución: D) 85 E) 90 Datos: Resolución: A = 2Z N° n° = 11 Resolución: A Datos: Z E–2 Datos: N° n° = 38 Se sabe: N° e– = 6 en la 4. 0. –1/2 Halla el N° de masa (A) de un átomo que Un átomo de carga –2 tiene 6e– en la 4. 1. 0. 0.E.E. 0. relativa (ER) creciente. Observación: subniveles y orbitales. en este caso se I. REGLA DE MOLLIER (REGLA DEL SERRUCHO) Nivel 1 2 3 4 5 6 7 s s s s s s s p p p p p p Subniveles d d d d d f f f f Capacidad teórica 2n2 2 8 18 32 50 72 98 Capacidad real 2 8 18 32 32 18 8 SAN MARCOS 99 QUÍMICA TEMA 3 . Cuando los subniveles poseen igual energía relativa se les llama subniveles "degenerados". QUÍMICA TEMA 3 CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA DESARROLLO DEL TEMA Consiste en distribuir los electrones de un átomo en niveles. PRINCIPIO DE AUFBAU (CONSTRUIR) usara el orden de energía absoluta el cual se efectúa Consiste en distribuir los electrones en función a la energía con el valor de "n". Ejemplo: ER = n + l Subnivel n l ER 3d 3 2 5 Ejemplo: 4p 4 1 5 Subnivel n l ER El ordenamiento será: 4p 4 1 5 3d 4p 5d 5 2 7 Mayor energía 4s 4 0 4 menor estabilidad II. CONFIGURACIONES ELECTRÓNICAS Ejemplo: ESPECIALES –2 1. DISTRIBUCIÓN ELECTRÓNICA DE    Orbital lleno: IONES Orbital semilleno: A........ Catión En este caso primero se realiza la configuración 1e– electrónica y después se sacan los electrones del último nivel..... para que estas configuraciones sean estables deben pasar a d5 o d10.. VII.... 6p6 → [Rn] __ __ ___ ___ ___ Correcto 86Rn: 1s 2s 2px 2py 2pz Ejemplo: VI. Ejemplo: ABREVIADA Realizar el diagrama orbital para el 8O 2He: 1s2 → [He] 2 8O → 1s 2s2 2p4 2 2 6 123 123 14444244443 10Ne: 1s 2s 2p → [Ne]     2 2 6 2 6 18Ar: 1s 2s 2p 3s 3p → [Ar] __ __ ___ ___ ___ Incorrecto 2 6 1s 2s 2px 2py 2pz 36Kr: 1s ... luego del penúltimo nivel. CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA Una manera práctica de hacer la secuencia sin escribir la regla del serrucho es: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 Si Soy Pamer Soy Pamer Soy de Pamer Soy de Pamer 6s2 4f14 5d10 6p6 7s2 5f14 6d10 7p6 Soy fuerza de Pamer Soy fuerza de Pamer Ejemplo: V.. B. Anión Orbital vacío: Para realizar la configuración electrónica de un anión primero se calcula el número de electrones y luego realizar la distribución electrónica... 4p → [Kr] 54Xe: 1s2 .... PRINCIPIO DE MÁXIMA MULTIPLICI- Realizar la configuración electrónica del 17Cl DAD O DE HUND 17Cl → 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 Cuando se llenan los orbitales de un subnivel no se puede llenar el segundo electrón de un orbital si es que antes III... Una configuración electrónica no puede terminar 1s2 2s2 2p6 #e– = 8 + 2 = 10 8 en d4 o d9 porque es inestable.. CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA no se ha llenado cada orbital al menos con un electrón............... ns 2 (n – 1)d 4 ns1 (n – 1) d5 Ejemplo: Primero salen 2e– del nivel 1e– más alto (4s) ns 2 (n – 1)d 9 ns1 (n – 1) d10 El electrón que falta sale del subnivel “d” Ejemplo: 2 6 26Fe [Ar] 4s 3d 1e– +3 26Fe [Ar] 4s0 3d5 = [Ar] 3d5 • 24Cr → [18Ar] 4s 2 3d4 → [18Ar] 4s1 3d5 ¡Estable! TEMA3 QUÍMICA 1001 SAN MARCOS .... PRINCIPIO DE EXCLUSIÓN DE PAULI 35Br → 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p 1444442444443 Un átomo no puede tener 2 electrones con sus 4 números 18Ar cuánticos iguales... → [Ar] 4s2 3d10 4p5 Observación: IV. 5p6 → [Xe]      1s2 . 0.: [Kr]5s1 A = Z + N = n° C. cuánticos del último e– de la C. 0. Ejemplo: propiedades magnéticas aunque se hubiera retirado el campo magnético.E. 0. +1/2 Resolución: C) 80 C) 5. posee 38 neutrones y su configuración Determine los 4 probables números UNMSM 1989 es [Kr]5s1. 0. +1/2 Respuesta: A) 32 SAN MARCOS 1111 QUÍMICA TEMA 3 . + 1/2 Datos: A E–2 D) 85 E) 3. 0. 0. Paramagnetismo Presentan electrones desapareados y son atraidos → [54Xe] 6s14f145d10 ¡Estable! por un campo magnético externo. 0. –1/2 B) 4. +1/2 D) 3. A) 32 B) 34 C) 36 NIVEL FÁCIL UNMSM 1984 D) 38 E) 40 A) 70 NIVEL INTERMEDIO B) 75 A) 3.ta capa. PROPIEDADES DEL ÁTOMO • 79Au → [54Xe] 6s 2 4f145d9 A.E. Halla su número atómico.ta etapa Resolución: Datos: Sabemos: A = 2Z N° n° = 11 N° e– = Z + carga . 2. +1/2 Z E) 90 N° e– = 6 Resolución: en la 4. 4. 0. • 92U → [86Rn] 7s2 5f 4 6d0 → [86Rn] 7s25f36d1 ¡Estable! PROBLEMAS RESUELTOS Problema 1 Problema 2 Problema 3 Un átomo posee un número másico Un átomo de carga –2 tiene 6e– en la Halla el N° de masa (A) de un átomo que que es el doble de su número atómico... 0. CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA 1e– VIII. para lograr mayor repelidos por un campo magnético manifestando estabilidad.E. 0. pero cuando se retira el campo magnético no manifiesta propiedades magnéticas. 1.: 1s22s22p63s23p64s23d104p4 2Z = Z + 11 Z = 11 = N° p+ Sabemos: Como no indican la carga se sobreentiende que es neutro: Z(Kr) = 36Zátomo = N° p+=36+1=37 N° p+ = N° e– 1s22s22p63s1 → A = p+ + n° El último e– se encuentra en 3s1: → N° e– anión = 34 → A = 38 + 37 = 75 n=3 Reemplazamos en (1): 1 l=0 34 = Z + 2 Z = 32 ∴ El número de masa es 75 3s m=0 ∴ El N° átomico es 32 s = +1/2 Respuesta: B) 75 Respuesta: E) 3. si es NIVEL FÁCIL UNMSM 1990 que posee 11 neutrones.. Regla de by pass Cuando una configuración electrónica termina en B. Diamagnetismo subnivel “f” se tiene que pasar un electrón del Presentan electrones apareados y son debilmente subnivel “f” al siguiente subnivel d.(1) Datos: N° n° = 38 Se sabe: anión C. 0. Ejemplo: PA PA 678 678 Li 7 Na 23 Be 9 Mg 24 B 11 Al 27 A. A este ordenamiento se le conoció como octavas porque el octavo elemento presentaba propiedades químicas similares al primer elemento del grupo anterior. F 19 Cl 35.5 Li Na K 7 23 39 C.5 2 llamándolos eka – aluminio y eka – silicio. Octavas de Newlands (1864) ELEMENTOS QUÍMICOS Ordenó los elementos en grupos de siete en función a sus pesos atómicos crecientes. donde los elementos que pertenecen a una triada poseen propiedades químicas N 14 P 31 similares y se cumple que el peso atómico del elemento central de una triada es aproximadamente O 16 S 32 igual a la semisuma de los pesos atómicos de los elementos extremos. Su insistencia en que los elementos con características 40 87. QUÍMICA TEMA 4 TABLA PERIÓDICA MODERNA DESARROLLO DEL TEMA I. Triadas de Dobereiner (1817) El químico alemán Johan Dobereiner agrupó los C 12 Si 28 elementos en series de 3. Tabla periódica corta de Dimitri Mendeleiev (1869) 7 + 39 Ordenó los elementos químicos en función a su peso PA(Na) = = 23 2 atómico en series y grupos. Por 40 + 137 ejemplo predijo la existencia del galio y el germanio PA(Sr) = = 88. CLASIFICACIÓN PERIÓDICA DE LOS B.6 137 similares se colocaran en las mismas familias le obligo a dejar espacios en blanco en su tabla. SAN MARCOS 12 QUÍMICA TEMA 4 . donde los elementos de un mismo grupo poseen la misma valencia y propiedades Ca Sr Ba semejantes. 5 K=39 Ca=40 –=44 Ti=48 V=51 Cr=52 Mn=55 Fe=56 Co=59 4 Ni=59 Cu=63 5 (Cu=63) Zn=65 –=68 –=72 As=75 Se=78 Br=80 Ru=104 Rh=104 6 Rb=85 Sr=87 ?Yt=88 Zr=90 Nb=94 Mo=96 –=100 Pd=106 Ag=108 7 (Ag=108) Cd=112 In=113 Sn=118 Sb=122 Te=125 I=127 8 Cs=133 Ba=137 ?Di=138 ?Ce=140 – – – –––– 9 (–) – – – – – – Os=195 Ir=197 10 – – ?Er=178 ?La=180 Ta=182 W=184 – Pt=198 Au=199 11 (Au=199) Hg=200 Tl=204 Pb=207 Bi=208 – – 12 – – – Th=231 – U=240 – –––– II.9 72 72.93 5.47 VALENCIA 3 3 4 4 FÓRMULA DEL ÓXIDO R2O3 Ga2O3 RO2 GeO2 FÓRMULA DEL RH3 GaH3 RH4 GeH4 HIDRURO TABLA PERIÓDICA CORTA DE MENDELEIEV GRUPO I GRUPO II GRUPO III GRUPO IV GRUPO V GRUPO VI GRUPO VII GRUPO VIII SERIES R2O RO R2O3 RH4 RH3 RH2 RH RO4 RO2 R2O5 RO3 R2O7 1 H=1 2 Li=7 Be=9. los elementos están ordenados B.5 5. Grupo en función al número atómico • Son las columnas verticales que contienen a elementos creciente en donde se pueden de propiedades químicas similares. la denominación "B" llamados metales de transición. y 8 tienen grupos. apreciar filas horizontales • Son 16 grupos de los cuales 8 tienen la denominación llamadas periodos y columnas verticales denominadas "A" llamados elementos representativos.9 5. Orden del periodo = Capa de valencia En la tabla periódica moderna. TABLA PERIÓDICA MODERNA Ejemplo: EKALUMINIO (GALIO) EKASILICIO (GERMANIO) PRONOSTICADA DESCUBIERTA PRONOSTICADA DESCUBIERTA PROPIEDAD 1871 1875 1871 1886 PESO ATÓMICO (uma) 68 69. tomando en cuenta la ley • El orden de cada periodo indica el número de niveles periódica moderna de Moseley de energía de la configuración electrónica o el último y la distribución electrónica de nivel (capa de valencia). Periodo Diseñado en 1915 por el • Son las filas horizontales que están enumeradas del químico Alemán Alfred Werner.33 DENSIDAD (g/mL) 5. 1 al 7. TABLA PERIÓDICA MODERNA (TPM) A. SAN MARCOS 31 13 QUÍMICA TEMA 4 . los elementos.3 Si=28 P=31 S=32 Cl=35.4 B=11 C=12 N=14 O=16 F=19 3 Na=23 Mg=24 Al=27. Co. La IUPAC recomienda enumerar las columnas de manera secuencial con números arábigos. 4B ns2(n–1) d2 Familia del titanio GRUPO A 5B ns2(n–1) d3 Familia del vanadio LA CONFIGURACIÓN ORDEN DEL 6B ns1(n–1) d5 Familia del cromo PERIODO ELECTRÓNICA TERMINA EN: GRUPO B 7B ns2(n–1) d5 Familia del manganeso nsa(n–1) db a+b n 2 ns (n–1) d6 nsa (n–2) f (n–1) db a+b n Elementos Ferromagné- 8A ns2(n–1) d7 ticos: (Fe. desde 1 hasta 18. Ubicación de un elemento en la tabla periódica GRUPO A 3A ns2np1 Boroides o Térreos LA CONFIGURACIÓN ORDEN DEL PERIODO ELECTRÓNICA TERMINA EN: GRUPO A 4A ns2np2 Carbonoides nsa a n a b 5A ns2np3 Nitrogenoides ns np a+b n nsa(n–1)d npb a+b n 6A ns2np4 Calcógenos o Anfígenos nsa (n–2) f (n–1)d npb a+b n 7A ns2np5 Halógenos Ejemplo: 2 6 Indicar el Grupo y Periodo de: ns np 8A Gases Nobles He = 1s2 (excepción) 2+5=7  GRUPOS B (Metales de transición)  GRUPO 7A • 2 2 6 2 5 a b 17Cl: 1s 2s 2p 3s 3p    PERIODO = 3 La configuración n=3 Grupo electrónica termina Denominación 2+4=6 en los subniveles a b  GRUPO 6A ns1(n–1) d10 Familia de cobre • 34Se: 1s22s22p63s23p64s 2 3d104p 4   PERIODO=4  1B (metales de acuñación) n=4 ns2(n–1) d10 Familia del zinc 2B (elementos puente) Nota: 3B ns2(n–1) d1 Familia del escandio El orden del grupo A. indica el número de electrones de valencia. Indicar el grupo y periodo de: 2+6=8 Los elementos de transición interna (Lantánidos a b   GRUPO 8B y Actínidos) tienen incompleto el subnivel “f” y • 26Fe: 1s22s22p63s23p64s 2 3d 6   PERIODO=4 pertenecen al grupo 3B. n=4 TEMA 4 QUÍMICA 1441 SAN MARCOS . de los Estados Unidos de América. GRUPOS A (Elementos representativos) ns n–p (n–1)d ELECTRONES DE GRUPO DENOMINACIÓN VALENCIA Lantanidos 4f Actínidos (n–2)f 5f 1A ns1 Metales Alcalino (excepto el H) 2A ns2 Metales Alcalinos Térreos D. d. TABLA PERIÓDICA MODERNA Cabe hacer notar que la designación de grupo A y C. En Europa se utiliza B para los Los elementos químicos se clasifican en 4 bloques (s. Clasificación de los elementos por bloques B no es universal. f) y esto depende del subnivel en el que termina transición que es justamente lo opuesto al convenio su configuración electrónica. elementos representativos y A para los metales de p. Ni) Tener en cuenta el siguiente cuadro: ns2(n–1) d8 GRUPO 8B 1B 2B a+b 8 9 10 11 12 Nota: En la tabla periódica moderna los elementos se Ejemplo ordenan en función al número atómico creciente. se caracterizan por ser muy  escasos. 6C4+ → # e – = 6 – 4 = 2 iónicos con carácter básico. SAN MARCOS 51 15 QUÍMICA TEMA 4 . se cumple que: la plata. pero es quebradizo en lugar de ser maleable y no conduce el calor y ni la electricidad. At. ELEMENTO QUÍMICO Periodo A. RA RA F. excepto el mercurio que es líquido. • No tienen lustre. M.M. La variación del C. la fabricación de circuitos integrados y chips para computadoras. pero electrones de dicho subnivel "p". N. Carácter metálico y carácter no metálico como los metales. Metaloides Para conocer el número de grupo de un elemento Los metaloides tienen propiedades intermedias cuya configuración electrónica termina en subnivel entre metales y no metales. 6C → #e – = 6 III. Es la capacidad de un átomo para ganar electrones (reducción). algunos duros y otros blandos. Podrían tener algunas p simplemente suma dos unidades al número de propiedades características de los metales. Po. tan bien E. • Presentan brillo metálico. Carácter No Metálico (C. carecer de otras.M. PROPIEDADES PERIÓDICAS DE UN es como se muestra a continuación. TABLA PERIÓDICA MODERNA 2+10=12 • Los sólidos suelen ser quebradizos. As.N. n=4 • La mayor parte de los óxidos no metálicos son sustancias moleculares que forman soluciones ácidas. Te. no metales y metaloides B. Metales. Metales Es el radio de un anión o catión monoatómico. Carácter Metálico (C. G r G u r p u o p + + o d d RA = Aumenta 2 Periodo C. Radio Iónico (RI) 1. M. No Metales Para especies isoelectrónicas se cumple que el número • No conducen el calor ni la electricidad. y C. Ge. es decir se oxidan. Si.N. 6C4 – → #e – = 6 + 4 = 10 Nota: El metal que mejor conduce la corriente eléctrica es Entonces.) semiconductores eléctricos y constituyen como Llamado también electropositividad. es la capacidad el silicio los principales elementos empleados en de un átomo para perder electrones (oxidación). RI(Anión)>RA(Átomo neutro) > RI(Cation) • A temperatura ambiental se encuentran en estado sólido. Radio Atómico (RA) Aumenta C. Se define como la mitad de la distancia entre dos átomos idénticos adyacentes enlazados químicamente. II. • Buenos conductores del calor y electricidad. Ejemplo: Sean las especies químicas del elemento carbono (C) • En las reacciones químicas pierden electrones.M. Nota: 3. Varios de los Metaloides son 1. Cu > Ag > Au RIIII > RAII > RII Nota: 2. Sb. a b   GRUPO 2B • 1s22s22p63s23p64s 2 3d 10 • En reacciones químicas ganan electrones 30Zn:    PERIODO=4 convirtiéndose en aniones. Los metaloides son 8 elementos: 2. en la tabla periódica III. luego el cobre y después el oro. Por ejemplo el silicio es metal. Se cumple que: • Son dúctiles y maleables. M) B. • Casi todos los óxidos metálicos son sólidos I. atómico es inversamente proporcional al radio iónico. Nota: • Siempre es más fácil quitar el primer electrón en B. TENDENCIAS GENERALES DE LAS PRO- PIEDADES EN LOS GRUPOS Donde: EI1: Primera Energía de Ionización A. Electronegatividad (EN) se conocen.) EN Es la energía mínima necesaria para eliminar un EI Aumenta AE electrón del nivel externo de un átomo en estado gaseoso y así transformarse en un catión. elemento más electronegativo de la TPM. Son menos reactivos que los metales alcalinos y su reactividad con el agua es variable.I.7 mente baja. Los metales alcalinos térreos son sólidos pero más • Electroafinidad (EA) duros y densos que los metales alcalinos.= 10 2– III. 8O → #e. TABLA PERIÓDICA MODERNA Ejemplo: F. el magnesio lo hace lentamente con el vapor de (EA) agua. RA 10Ne → #e. cuando mayor es la energía de ionización es Recuerda que los no metales poseen mayor EI. todos ellos son monoatómicos. Energía de Ionización (EI) o Potencial de Io- nización (P. Grupo 7 A: Halógenos (libera energía) pero en algunos casos especiales es Los Halógenos presentan gran reactividad por lo endotérmico (absorbe energía) que no se encuentran en estado elemental en la naturaleza. 12Mg +→ # e. Grupo 1A: Metales Alcalinos EI2: Segunda Energía de Ionización Los metales alcalinos son sólidos metálicos blandos. Reaccionan con agua para Se cumple: EI3 > EI2 > EI1 producir el hidrógeno gaseoso y el hidróxido metálico correspondiente. en estado gaseoso. Generalmente este proceso es exotérmico C.= 12 – 2 = 10 RI Aumenta II. El astato es extremadamente raro y X(g) + AE + 1e → X(g) radiactivo. Afinidad Electrónica (A. E. TEMA 4 QUÍMICA 1661 SAN MARCOS .) Ó Electroafinidad agua. AE y más difícil arrancar un electrón. presentan gran Valor Máximo: EN (F) = 4. el calcio. EI3: Tercera Energía de Ionización son muy reactivos por lo que no se encuentran libres en la naturaleza.= 8 + 2 = 10 Aumenta Entonces. Es la capacidad de un átomo para atraer hacia sí los electrones de un enlace químico. D. La magnitud de la energía de ionización es una medida de que tan fuertemente se encuentra unido el electrón Nota: al átomo. muchas de sus propiedades todavía no E. X(g) + EI1 → X(g) + 1e– X–(g) + EI2 → X2–(g) + 1e X2+(g) + EI3 → X3+(g) + 1e IV. Variación de las propiedades periódicas Sean las especies isoelectrónicas 2 I. acepta un electrón para formar un anión. Grupo 8 A: Gases Nobles Según la escala de Linus Pauling. se cumple que: RIIII > RIII > RII Aumenta C.0 estabilidad por lo que su reactividad es excepcional- Valor Mínimo: EN (Fr) = 0. EN que los metales. el berilio no reacciona con el D. estroncio y bario en cambio reaccionan Es el cambio de energía que ocurre cuando un átomo con el agua fría. el Fluor es el Son no metales gaseosos a temperatura ambiente. Grupo 2 A: Metales Alcalinos Térreos una ionización. A) (5. +1/2) A) 36 B) (4. 2. 2. –1/2) pertenece un elemento cuyo Z = 23? E) 72 NIVEL DIFÍCIL NIVEL FÁCIL A) 5A B) 3B Resolución: C) 4B D) 8B Resolución: E) 5B Periodo: 4 K. 0. Calcula su número de masa tiene 36 la capa "N". –1. +1/2) Respuesta: D) (4. 1. –1. –1/2) Problema 2 C) 48 D) (4.L. 2. TABLA PERIÓDICA MODERNA PROBLEMAS RESUELTOS Problema 1 n: 4 ml: –1 Problema 3 Halla los 4 números cuánticos del último l: 2 ms: +1/2 Un elemento se encuentra en el 4to electrón de un átomo que tiene 8e– en periodo y grupo 6A de la tabla periódica. 2. neutrones. +1. –1/2) B) 38 C) (4. –1. N NIVEL INTERMEDIO Grupo: VIA { { { { 1 2 3 4 1s22s22p63s23p64s23d104p4 Resolución: Z = 23 → 1s22s22p63s23p64s23d3 ⇒ Z = 34 14243 1s22s22p63s23p64s 2 3d104p 6 5s2 4d 2 + El elemento se encuentra en el Grupo n° = 36 { { { VB. +1. A = 70 –2 –1 0 +1 +2 Respuesta: E) VB Respuesta: D) 70 SAN MARCOS 71 17 QUÍMICA TEMA 4 . 0.M. +1/2) ¿A qué grupo de la tabla periódica D) 70 E) (5. 3s . 1s2.2p . Ejemplo: • 12Mg: Núcleo. Carga iónica Es el estado que adopta un átomo cuando ha perdido Kernel o ganado electrones (catión o anión). QUÍMICA TEMA 5 ENLACE QUÍMICO DESARROLLO DEL TEMA I. 8 . Lewis planteó la osea los átomos libres poseen mayor energía que los representación de estos electrones mediante puntos átomos unidos por enlaces. tomar en cuenta su última capa.1s . pierde o comparte tantos que resulta como consecuencia de la transferencia o electrones hasta alcanzar la configuración electrónica compartición mutua de uno o más pares de e–. A. ENLACE QUÍMICO INTERATÓMICO • Octeto de Lewis: "Todo átomo. valencia(s) del elemento.3px py pz ⇒ B. además estabiliza la estructura de la de valencia alrededor del símbolo de un elemento nueva sustancia liberando energía en su formación. es decir cada átomo debe poseer los átomos participantes. simplemente es un número carga=0 Valencia=0 que indica cuántos electrones debe compartir ganar o carga=2+ perder el elemento antes de que se sature. Valencia Es la capacidad de saturación o combinación con la • O ⇒ ( O )2 ⇒ anión que un elemento se enfrenta a otro para cumplir con el octeto de Lewis. 2s2. 2p5. al formar un Es aquella fuerza de atracción entre dos o más átomos enlace químico. Capa de Valencia ns1 ns1 ns2np1 ns2np2 ns2np3 ns2np4 ns2np5 ns2np6 Grupo 1A 2A 3A 4A 5A 6A 7A 8A Elementos Li Be B C N O F Ne Na Mg Al Si P S Cl Ar Nota: Mg • Valencia=2 ⇒ Mg2+ ⇒ catión La valencia no tiene signo. adquiere. forma geométrica de la • Simbolo de Lewis: Es la notación de los electrones estructura. como: la clase de sustancia. o aspas.2s . 2 2 6 2 • 18Ar:Núcleo. 3s2 ⇒ Valencia = 0 Ar Carga = 0 Kernel SAN MARCOS 18 QUÍMICA TEMA 5 . representativo (grupo A). en su última capa". Este tipo de enlace define las propiedades químicas • Kernel: Es todo lo que queda de un átomo al no de la sustancia. entre de un gas noble: . 2He. ENLACE QUÍMICO Nota: Nota: La valencia de un elemento indica el número de Hay algunos elementos que no cumplen con el octeto átomos del otro.1 El enlace es iónico B. Ejemplo 1 • En estado sólido son malos conductores del calor y la electricidad. CLASES DE ENLACE INTERATÓMICO Son 3: Iónico. • Son duros y frágiles. etc xx IA: K.22 • Son relativamente blandos.0 xx fundidos o disueltos en agua sí son buenos • VIIA: x Cl xx → val = 1. x F x . • Su mínima porción es la celda cristalina unitaria. de Lewis: 1H.7. SAN MARCOS 91 19 QUÍMICA TEMA 5 . pero cuando están • IA: Na → val = 1 EN(Cl) = 3. etc II. EN (K) = 0.82 Características de una sustancia metálica ∆ = 2. Ejemplo: catión anión + xx (x Cl xx)– + + + + ⇒ Na xx + : Catión Metálico Enlace iónico + + + + Unidad fórmula = NaCl Enlace Metálico Atomicidad = 1 + 1 = 2 + + + + Ejemplo 2 + + + + : Flujo de Electrones • IA: K → val = 1. Para hallar la fórmula se coloca del menos al más electronegativo. 5Be. Ejemplo: no presentan moléculas. transferencia de del metal al no metal posiblemente. xx xx • Excelentes conductores del calor y electricidad. 4Be. Na. • Todos son sólidos (excepto el Hg). Unidad fórmula = K3 N • Su mínima porción es la celda cristalina unitaria y Atomicidad = 3 + 1 = 4 no la molécula. • El CaO presenta mayor Tebullición que el . el orden del grupo coincide con el # de e– de la última Características de un compuesto iónico capa.04 xx • VA: x Nx x → val = 3. siempre que la 1. ∴ El enlace es iónico • Temperatura de fusión y ebullición variables.9 conductores. etc x xx Ejemplo: x VIIA: Cl . x S xx . • Todo metal es muy electropositivo (puede perder K+ fácilmente electrones). • Poseen alto punto de fusión y ebullición. etc. EN (N) = 3. pero tenaces. EN(Na) = 0. xx VIA: O . • Generalmente existen en estado sólido. Metálico y Covalente. Para los elementos representativos (Grupo "A"). Enlace iónico o electrovalente Es la atracción electrostática entre 2 iones debido a la • En la naturaleza son sólidos. K+ – x Nx– + K o también: 3K+ (x N x )3– x x • La mayoría son dúctiles y maleables. xx ∆ EN = 2. Enlace metálico Es la fuerza de atracción entre la nube electrónica circundante y los cationes metálicos sumergidos en Nota: el océano de electrones. A. • VA: N N ⇒ N ≡ N ⇒ N2 • Hay 18 e– de valencia hay un enlace triple • Hay 2 enlaces sigma (s) y un enlace pi (p) TEMA 5 QUÍMICA 2002 SAN MARCOS . ENLACE QUÍMICO C. pero sí con el compartición mutua de uno o más pares de electrones dueto. 1. Enlace covalente normal Resulta cuando del total de e– compartidos. Existen 2 clases: normal y coordinado. Enlace covalente coordinado o dativo átomo aporta la mitad. el no metal mas electronegativo. Fuerza de enlace: T > D > S.44 pegado al oxígeno. Enlace covalente polar que ello ocurra se deben seguir las siguientes Se da entre no metales de diferente naturaleza indicaciones: siempre que la ∆EN ≠ 0. H Cl O4 ⇒ O x Cl xx O ⇒ O Cl O xx electrones libres. Ox ⇒ O • VIIA: F F ⇒ F – F ⇒ F2 x x x s O O O O hay un enlace simple Conclusiones: x x x x • Hay 2 enlaces (1 normal apolar doble / 1 • VIA: xO x x O x ⇒ O = O ⇒ O2 x x x x coordinado) hay un enlace doble • Hay 6 orbitales solitarios o 6 pares de electrones antienlazantes. Enlace covalente apolar Conclusiones: Se da entre no metales tal que la EN = 0 y ello • Hay 5 orbitales covalentes (2 normales ocurre generalmente entre no metales de la polares/ 3 coordinados o dativos) misma naturaleza. VIIA • Tiene 20 e– de valencia. Pero: xx siempre va en una esquina y por lo general • VIIA: x Cl xx → val = 1. los pares de e– se comparten • Hay 11 orbitales libres. cada 2. Ejemplo: xx II.16 deben estar juntos. Enlace covalente Por lo general es la atracción electromagnética entre Nota: 2 átomos. H • Unidad fórmula = O VIA • Atomicidad = 3. al igual que el He. Longitud de enlace: S > D > T. • Todos los enlaces son simples (5). Este enlace ocurre Se llaman enlaces múltiples al enlace doble (D) y siempre que la ∆EN < 1. • Hay 32 de valencia. entre los átomos participantes. EN (O) = 3. • En lo posible los e– libres de un átomo ∆ EN = 0. a su vez puede ser de 2 Es aquel enlace donde sólo uno de los átomos clases: (dador) aporta un par de a compartirse y el otro simplemente los acepta (aceptor) para a. xx • Presenta 8 orbitales solitarios o 8 pares de I. en lo posible no metálicos. no entre enlaces. enlace triple (T). O O xx x x xx s s Ejemplos: ⇒ xx Cl Cl xx ⇒ Cl Cl Halla la estructura de Lewis de las siguientes xx xx sustancias químicas: Conclusiones • Presenta 2 enlaces covalentes: normales O polares y simples (2). equitativamente. el o los pares de e– se • Re c o rd a r e l o rd e n d e l g r u p o d e c a d a comparten por desigual. EN (Cl) = 3. xx • Átomos de la misma naturaleza en lo posible no • VIA: O → val = 2. • La disposición de los átomos y de la estructura debe ser lo más simétrico posible. debido a la El H no cumple con el octeto de Lewis. Ejemplo: • El "H" jamás va en el medio de 2 elementos. IA b.28 ≠ 0 intermedio colocables a un solo lado.7. es atraido mejor por elemento. ENLACE QUÍMICO Características de una sustancia covalente b. menor longitud de • Pueden encontrarse en estado sólido. mol–1 Núcleo e– Energía de formación e– del enlace SAN MARCOS 12 21 QUÍMICA TEMA 5 . metales. y frágiles. Ejemplo: 3. e– + H + H → H – H + 432 kJ. • Las sustancias moleculares presentan bajo Variación punto de fusión y ebullición.mol–1) Es la energía que se requiere para romper una 154 348 –C–C– unión o enlace covalente. – A mayor unión química.5° En la disociación o ruptura del enlace hay absorción de energía. 134 614 C=C generalmente expresada en función de una mol de enlaces. a condiciones ambientales. Nota: Los electrones libres del átomo central (oxígeno) se H H + 432 kJ. –C≡C– 120 839 Curva de energía potencial para el c. Energía de disociación H2 de enlace L = 96 pm 0 74 (pm) Distancia internuclear a H H a = 104. los núcleos de dos átomos enlazados en una • En su estructura por lo general hay puros no molécula. líquido y enlace. electricidad. mol–1 → H + H van a un solo punto y oprimen a los electrones de enlace haciendo a la molécula asimétrica. mayor es la • Por lo general la mayoría de sólidos son blandos energía de disociación. o como la que se libera cuando se forma un enlace covalente. – A menor longitud de enlace. Parámetros del enlace covalente a. Longitud de Enlace (L) • La mayoría de ellos presentan como mínima Es la distancia promedio de separación entre porción a la molécula. el polo negativo se manifiesta en el lugar donde hay más concentración (> densidad electrónica). En la formación del enlace hay liberación de energía. gaseoso. Ángulo de enlace hidrógeno Es el ángulo formado por las líneas imaginarias que unen los núcleos de un átomo central enlazados a otros dos átomos.mol–1) 0 Ejemplo: H+H En el agua (H2O). – La longitud de enlace varía en relación directa • Son malos conductores del calor y la con el número atómico. Energía potencial (KJ. Energía de enlace (E) Enlace L(pm) E(kJ. ENLACE QUÍMICO PROBLEMAS RESUELTOS Problema 1 Problema 2 Problema 3 ¿Qué compuestos tiene enlace iónico? Indicar la notación Lewis para un átomo ¿Qué enlace forma x(z = 12). y(z = 35)? A) C6H12O6 B) CH3OH con (z = 7) A) iónico B) covalente C) apolar C) H2O D) KI A) x B) x C) x D) dativo E) metálico NIVEL INTERMEDIO E) C12H12O11 x D) x E) NIVEL FÁCIL NIVEL INTERMEDIO Resolución: 2 2 6 2 12X: 1S 2S 2P 3S Resolución: grupo: IIA (metal alcalino) Resolución: KI halógeno (no metal) z = 7 : 1s2 2s2 2p 3 +2 35y [Ar]4s2 3d10 4p5 grupo:VA grupo: VIIA (halógeno no metal) metal alcalino notación: x Forman un enlace iónico Forman enlace iónico Respuesta: KI Respuesta: x Respuesta: Iónico TEMA 5 QUÍMICA 2222 SAN MARCOS . zJ Átomo 1u 1u N° de masa A1 A2 ..u–1 < > 1.10 –24 Contiene B) 1..A1 + a2.. 66. MOL III... 66.... ( 37 Cl ) = 1.. mA (J)Exacta .....An 1u = M mA ( J ) Aprox = 12 C–12 a1 + a2 + .mA1 + a2...mA 2 + . etc..1023 moléculas de H2O) 1...... 10–24 g Observación: B.mAn mA ( J )Ex = Esta unidad es apropiada para medir la masa de partículas a1 + a2 + ... SAN MARCOS 23 QUÍMICA TEMA 6 .02 .... Determine la masa atómica del isótopo cloro – 37 si su masa absoluta es 6. QUÍMICA TEMA 6 UNIDADES QUÍMICA DE MASA DESARROLLO DEL TEMA I.. + an. 66 . + an 1u = 1. 10–23 gramos.8 mol H2O 1. An patrón 1u 1u Masa isotópica mA1 mA2 .02 . + an discretas.... mA (J) Aproximada .8 (6.10 –24 g. UNIDAD DE MASA ATÓMICA (u) Equivale a la doceava parte del átomo patrón (isótopo IV.. + an.1023 H2O) = 36...A 2 + ...02.. mAn 1u 1u 1u 1u Abundancia relativa a1 a2 .. 98 u II....10 –24 g.. an masa del carbono–12 1u = x A.....022.10 –23 g = < > 1.. MASA ATÓMICA PROMEDIO O MASA carbono –12) APARENTE DE UN ELEMENTO 1u 1u Isótopos A1 A1 A1 1u 1u zJ zJ ..u –1 • NA = 6...A.. MASA ISOTÓPICA O MASA RELATIVA 1 mol < > 1NA de partículas discretas DE UN ÁTOMO Donde: Ai m. (u) 1 a1. Ejemplo: Contiene A) 1 mol Ca NA de átomos de Ca Resolución < > 6. moléculas......A. (u) 1g 1u = NA a1... ( Ai J ) = masa absoluta gramos de J • NA = Constante de avogadro 1.138 ...8 Na de moléculas de H2O 6. 1023 Ca m..138 .1023 átomos de Ca masa absoluta 37Cl < > 6.02 ...8 (6... iones.66 .... 1023 • Partículas discretas pueden ser: Aplicación átomos. UNIDADES QUÍMICA DE MASA Aplicación: VI. MASA FÓRMULA (mF) Para el cloro: Es la masa en u de una sola unidad fórmula (especie 35 35 iónica). 17 Cl 17 Cl Ejemplo: (liviano) (pesado) 1. mFNaCl =1mA ( Na+ ) + 1mA ( Cl – ) mA1 = 35,11 i mA2 = 36,98 u = 23u + 35, 5 u a1 = 75% a2 = 25% = 58, 5 u Determine la masa aparente en unidades de masa 2. mF CaCO3 =1mA ( Ca ) + 1mA ( C ) atómica (u) de este elemento de forma aproximada y exacta. =+ 3mA ( O ) = 40u + 12u + 3 (16u ) Resolución: =100 u a A + a2.A 2 mA ( Cl ) Aprox = 1 1 VII. MASA MOLAR (M) a1 + a2 Es la masa de una mol es decir de un NA de partículas 75% ( 35 ) + 25% ( 37 ) – discretas. Ejemplos: 75% + 25% = 35, 5 u 1. MO = 48 g/mol 3 a .mA1 + a2.mA 2 mA ( Cl )Ex = 1 2. MH = 18 g/mol a1 + a2 2O 75% ( 35,11) + 25% ( 36, 98 ) 3. MH = 98 g.mol–1 = 2SO4 75% + 25% 4. MNaCl = 58,5 g.mol–1 = 35, 58 u V. MASA MOLECULAR (M)T VIII. NÚMERO DE MOLES (n) Es la masa de una molécula expresada en unidades de mJ Nº partículas J VJ masa atómica (u). nJ = = = MJ NA Vm Ejemplo: 1. Mo3 = 3MA(O) = 3(16u) = 48 u CN significa: Condiciones normales es decir: P = 1 2. MH O = 2MA(H) + 1mA(O) 2 atm; T = 0ºC. = 2(1 u) + 1(16 u) Luego a C.N. se cumple. = 18 u CN 3. MH = 2MA(H) + 1mA(S) + 4mA(0) Vgas = ngas.V m 2SO4 = 2(1u) + 1(32) + 4(16u) CN = 98 u V = 22,4 L/mol m PROBLEMAS RESUELTOS Problema 1 MFe = 860 Problema 2 4[Fe(XY)6]3 El azul de prusia es una sal compleja, Se tiene 1026 g de azúcar (C12H22O11). si un alumno lo escribe de la siguiente 4 × 56 + (56 + (XY)6)3 = 860 Calcular cuántas moléculas de hidrógeno forma Fe4[Fe(XY)6]3 y recuerda que el contiene. 168 + 18XY = 860 – 224 peso molecular era 860. Determinar el A) 11NA peso molecular de XY. 168 + 18XY = 636 B) 22NA (Dato P.A Fe = 56) C) 30NA 18XY = 636 – 168 D) 33NA A) 26 B) 28 C) 24 468 E) 44NA D) 30 E) 32 M(XY) = = 26 18 Resolución: Resolución: Para hallar Mxy requerimos sus pesos Respuesta: 26 Nos piden # moléculas (H2) en: atómicos a partir del dato: TEMA 6 QUÍMICA 2442 SAN MARCOS UNIDADES QUÍMICA DE MASA 1 mol-gC = (M)g Problema 3 MCH = 12+3(1)+(12+2) 12H22O11 3(CH2)16COOH = 12×12+22(1)+16×11 ¿Cuánto pesa una molécula de 16+12+16×2+1 = 342 g → 22at - gH CH3 – (CH2)16 – COOH? MCH (CH ) COOH = 284 3 2 16 = 11 mol – gH (P.A. C = 12; O = 16) 2 1mol-gCH = 284 g –21 3(CH2)16COH 144424443 A) 1,41 × 10 g 23 6,023 × 10 moléculas 11NA moléculas H2 B) 9,43 × 10–22g 1026g → x x ← 1 molécula C) 4,71 × 10—22g 1026 × 11NA 284 ⇒ x = D) 9,43 × 10–22g ⇒ x= 342 6,023 × 1023 E) 1,66 × 10–23g x = 33 NA moléculas de H2 x = 4,71 × 10–22 g Resolución: Respuesta: 33 NA Respuesta: 4,71 x 10–22 g Hallando el peso molecular del compuesto: SAN MARCOS 52 25 QUÍMICA TEMA 6 QUÍMICA TEMA 7 ESTADO GASEOSO DESARROLLO DEL TEMA I. DEFINICIÓN C. Difusión Es uno de los estados de agregación de la materia y se Todo gas puede difundirse, es decir, trasladarse a caracteriza porque sus moléculas están en constante través de otro gas o de un líquido. movimiento ya que posee alta energía cinética. Debido a esta característica los gases poseen forma y Ejemplo: volumen variable. En el estado gaseoso sus moléculas están sometidas a dos fuerzas moleculares: la fuerza de repulsión (FR) que Aroma son mayores que las fuerzas de atracción o cohesión (FA). Analizando una molécula gaseosa: FR D. Efusión Todo gas puede pasar a través de orificios pequeños FR > FA o poros, es decir pasan de una presión alta a una FA presión baja. Presión alta Presión Ejemplo de gases: N2, O2, F2, Cl2, gases nobles (He, Ne, baja Ar, Kr, Xe, Rn) CO, CO2, SO2, HCl, CH4. Globo Globo II. PROPIEDADES DE LOS GASES A. Expansibilidad III. PARÁMETROS DEL ESTADO GASEOSO Son aquellas variables que alteran las características Todo gas trata de ocupar el máximo volumen que le físicas de los gases. sea permitido. Se expande fácilmente por un aumento Tanque de de temperatura, es decir el volumen aumenta. hospital Son: 1442443 P P = presión M M V T = temperatura V1 V2 T V = volumen B. Compresibilidad IV. GAS IDEAL Todo gas se puede comprimir, es decir, disminuir su • Es un gas hipotético que cumple con las leyes de volumen al aplicarle una fuerza externa. Boyle, Charles y Gay-Lussac. • Las características para gas ideal son: Ejemplo: – Baja presión. – Elevada (alta) temperatura. P1 – Elevada energía cinética entre sus moléculas. P2 P2 > P1 ⇒ al comprimir – Las fuerzas intermoleculares de repulsión y atracción son nulas. V1 GAS GAS V2 V1 > V2 – El volumen de cada una de sus moléculas es igual a cero. SAN MARCOS 26 QUÍMICA TEMA 7 T SAN MARCOS 72 27 QUÍMICA TEMA 7 .K mol.K Un gas se encuentra a condiciones normales cuando Equivalencias cumpla lo siguiente: 1atm = 760 mmHg = 760 Torr P = 1 atm = 760 mmHg = 101. su densidad aumenta.T.4 mmHg. = R. = R. tanto se cumplirá SIDAD (D) DE UN GAS Proceso P1 De: P. T) en un momento M dado pueden cambiar. (2) • Las condiciones de un gas (P.L (C.082 atm. P = presión absoluta (atm.V. M = RTm J mN (2) en (1): P.) mol.3 KPa 34241 P 1 KPa = 1000 Pa = 103 Pa T = 0°C = 273°K 1 L = 1000 ml = 1000 cm3 = 1 dm3 V = 22.T. debido a que no son estáticos. = R.V.3 kPa.M). su densidad aumenta.N.V.K mol. ECUACIÓN UNIVERSAL DE LOS GASES Nota: IDEALES • Un gas ideal es un modelo hipotético cuyas Se denomina también ecuación de estado de los gases características se basan en la Teoría Cinética ideales. (2) V1 (masa V2 M T1 constante) T2 J mN J mN 344424441 344424441 (2) en (1): P.C.4 L 34241 V n mol 1 m3 = 1000 L °K = °C + 273 34241 T °R = °F + 460 Nota: Para usar la constante "R" debes tener cuidado en 1 kg = 1000 g 34241 masa identificar los datos de presión: 1 libra = 1 lb = 453..T. Torr. = R. (1) IDEALES (LEY DE CLAUSIUS) m Además: n = .M).. (1) Isomásico P2 34241 m 14243 Además: n = .n .. = R.K O Condición Condición M L P L VP 123 Inicial Final D D = P. GAS A CONDICIONES NORMALES R = 0. M = R. Valores de R VIII.T.6 g Si "P" esta en atmósfera R = 0.M Estado 1 Estado 2 R.K O ⇒ P. mmHg.. T = temperatura absoluta (°K) • Temperatura absoluta son los grados Kelvin y n = número de moles del gas Ranking R = constante universal de los gases ideales o constante de Regnault. FÓRMULA PARA CALCULAR LA DEN. una misma masa del gas (proceso isomásico).V. • Al aumentar la temperatura y disminuir la presión P de un gas.4 VI. ESTADO GASEOSO V.K O ⇒ • La ecuación general relaciona los cambios que sufre L MP P. por VII..082 Si "P" esta en mmHg R = 62. ECUACIÓN GENERAL DE LOS GASES De: P. KPa) • Al aumentar la temperatura y disminuir la presión V = volumen (litros) de un gas.T. FÓRMULA PARA CALCULAR EL PESO MOLECULAR (M) DE UN GAS IX.L = 62.V.. V.n • Temperatura absoluta son los grados Kelvin y para V T Nemotécnia hallarlo se calcula usando la fórmula: n PaVo=RaTon • Un gas ideal es un modelo hipotético cuyas características se basan en la Teoría Cinética Donde: Molecular (T.n ...T. 3442441 ⇒ P. porque nos permite establecer una relación de Molecular (T.L = 8. parámetros (variables) de estado.C.V. N. su temperatura absoluta (T)". manteniendo Nota: constante la masa y cualquiera de las variables de estado Recordar para los procesos gaseosos: (P.V1 P2. Ley de Charles (Proceso isobárico. = constante trico. PROCESOS GASEOSOS RESTRINGIDOS Son los cambios que experimenta un gas.V2 V1 V "Si la temperatura (T) es constante. 2 P2 isoterma Tb > Ta 1 P1 Tb T1 = T2 XI. MEZCLA DE GASES • Una mezcla gaseosa es la unión de moléculas de Ta dos o más gases sin que entre ellos se produzca V2 V1 V(L) una reacción química.V2 V1 V2 Como: D = m = y = De: = ⇒ = Presión P= constante V m1 D1 m2 D2 T1 T2 T1 T2 P(atm) Reemplazando en la ecuación general: P2 P1 P2 = = . T1 T2 1 1 2 2 constante • Un gas se encuentra a condiciones normales (C. ESTADO GASEOSO P1.V = P ..V1 P2. cada uno de los B. = P2. P1. Es decir.. TEMA 7 QUÍMICA 2882 SAN MARCOS . Fracción Molar V1 P1=P2 1 isóbara Es la relación que existe entre el número de moles parciales de un componente y el número de moles T1 T2 T(°K) totales de la mezcla gaseosa. Variable Ley Proceso Fórmula A. Constante "T" constante) Boyle − Marriotte Isotérmico T P1. V ó T). Ley de Gay-Lussac (Proceso Isocórico Isomé- = = ..) cuando la presión es 1 atm y la temperatura P(atm) es 0°C ó 273°K. el volumen (V) de una misma masa gaseosa es directamente proporcional a • En una mezcla gaseosa la temperatura es constante.V1 P2.V1. la presión absoluta Nemotecnia: (P) de una misma masa gaseosa es directamente PaViTo proporcional a su temperatura absoluta (T)".V2 V1 V2 Presión Molécula de gas "A" De: = ⇒ = P= constante T1 T2 T1 T2 V(L) Molécula de gas "B" Pa V2 2 A. el volumen Charles Isobárico P = 2 T1 T2 (V) de una misma masa gaseosa es inversamente P1 P2 proporcional a su presión absoluta (P)".V2 C. "V" constante) T1 T2 "Si el volumen (V) es constante. = constante P1 D1..T1 D2.. "Si la presión (P) es constante..V T= Temperatura • La unidad de la densidad de un gas es g/L.T2 isócora T1 T2 T(°K) X. componentes de la mezcla mantiene todas sus tante) propiedades. "P" cons.V2 De: = ⇒ P ... V1 1 V2 1 P1. Gay − Lussac Isocórico V = T1 T2 P1. Ley de Boyle-Mariotte (Proceso isotérmico.V1 P2. ¿cuál será el volumen final? si la inicial fue de 127 ºC. PROBLEMAS RESUELTOS Problema 1 Por la ecuación general de los gases. temperatura disminuye en 30%..V2 un gas se reduce un medio de su valor presión aumenta en un 40 % y la = T1 T2 inicial.. MT = nT + nT • El volumen parcial de cada gas es el mismo que tendría al encontrarse solo a la presión total y a MT = xA. PA = presión parcial del gas A VA = volumen parcial del gas A • La presión parcial de cada gas es la misma que PB = presión parcial del gas B.. tendría al encontrarse solo ocupando el volumen del VB = volumen parcial del gas B. MB C.MB igual temperatura. recipiente a igual temperatura. MA + nB . XA = V XB = VB T T B. si la En un proceso isócoro la presión de P1.. MT = nA . Ley de los volúmenes parciales (Amagat) • "El volumen total de una mezcla gaseosa es igual a nA MA nB MB la suma de los volúmenes parciales de cada gas". (2) M (2) en (1): nT . XII.MA + xB. (1) nA nB nT Se cumple: PT = PA + PB Ley de Dalton A+B PA P y nT = nA + nB .V1 P2.. ESTADO GASEOSO P P P n XA = nA A Gas "A" nA T VA A + VB B A+B VT n B Gas "B" nB XB = nB T nA nB nT nt = nA + nB Se cumple: VT = VA + VB Ley de Amagat Además: xA + xB = 1 VA V y nT = nA + nB . Problema 2 Se tiene 40 litros de un gas. Ley de las presiones parciales (Dalton) • "La presión parcial de una mezcla gaseosa es igual a Donde: la suma de las presiones parciales de cada gas". Reemplazando: NIVEL INTERMEDIO A) 30 L B) 40 L C) 50 L D) 20 L E) 10 L 7 A) 150 K B) 190 K P×40L P×V2 NIVEL INTERMEDIO = 5 C) 200 K D) 209 K T 7 Resolución: T E) 300 K 10 7 P1 = P + 40%P P2 = 140%P = P 5 Resolución: \ V2 = 20L 7 Proceso isócoro: V = Cte T1 = T – 30%T T2 = 70%T = T 10 Respuesta: V2 = 20 L P1 P2 V1 = 40l ______ V2 = ? = . (a) T1 T2 SAN MARCOS 92 29 QUÍMICA TEMA 7 .. Determine la temperatura final. M . XA = P XB = PB m T T De: n = → m = n .. PESO MOLECULAR PROMEDIO APA- PA PB PT RENTE DE UNA MEZCLA GASEOSA Como: V A +V B A+B V mT = mA + mB . mol n=? T1 = 127°C "L" que ocupa un volumen de 4. T1 = 400 K _____ T2 = ? NIVEL INTERMEDIO PV = nRT Reemplazando: A) 0.0 E) 1.mol n = 0.082 atm.5 Reemplazando: P = 2 400 T2 Resolución: 1.082 atm.25 C) 0.25 mol.5atm. 4. ESTADO GASEOSO P Problema 3 R = 0. Según la ecuación universal de los gases.1 B) 0.5 atm \ T2 = 200K V = 4.0.50 P D) 1.L P1 = P – P/2 P2 = 2 Calcular el número de moles de un gas K.1 l Respuesta: 0.1l = n.L .300K K.25 Respuesta: T2 = 200 k T = 27 ºC + 273 = 300 K TEMA 7 QUÍMICA 3003 SAN MARCOS .1 atm a 27ºC y 1. P = 1.5 atm de presión. I. FUNDAMENTOS PARA RECONOCER llamadas “reactantes” sufren cambios en su estructura UNA REACCIÓN QUÍMICA molecular dando lugar a la formación de nuevas sustancias. ECUACIÓN QUÍMICA • Cambio de olor Es la representación literal de una reacción química. II. CLASIFICACIÓN DE LAS REACCIONES 14444244443 1444442444443 Reactantes Productos QUÍMICAS Q = Calor g = Gas A. QUÍMICA TEMA 8 REACCIONES QUÍMICAS DESARROLLO DEL TEMA Son procesos en la cual una o más sustancias iniciales.) Ejemplos: 1) CaCO3(s) Calor CaO(s) + CO2(g) Calor D (Mechero) Reacción de Pirolisis Corriente 2) NaCl(s) Na(s)+ Cl2(g) Eléctrica Corriente 3) H2O2(l) H2O(l) + O2(g) Eléctrica SAN MARCOS 31 QUÍMICA TEMA 8 . De acuerdo a la naturaleza de las sustancias S = Sólido l = Líquido 1. por lo general se necesita energía (calorífica. etc. • Formación de precipitados • Cambio de propiedades físicas y químicas de los Coeficientes reactantes. Ejemplos: (Sin balancear) H2O(g) 1) Síntesis de Lavoisier: (Vapor) H2 + O2 → H2O 2) Síntesis de Haber – Bosh Fe(s) N2 + H2 → NH3 2. Tenemos los siguientes fundamentos más importantes: llamados “productos”. luminosa. eléctrica. Reacción de Descomposición Fe2O3(s) Son aquellas que a partir de un solo reactante H2O(l) (compuesto) se obtiene varios productos. Reacciones de Adición o Asociación o Combinación Ejemplo: Reacciones dos o más sustancias para formar una nueva sustancia. 2Fe(s) + 3H2O(l) + Q → 1Fe2O3(s) + 3H2(g) III. • Desprendimiento de un gas • Liberación de calor. reacciones como: Endotérmicas y Exotérmicas. Reacción Exotérmica (DH>0) medio que lo rodea. Por el intercambio de energía calorífica ganó calor Cuando se produce una reacción química. Hg. Pt. 1) Zn(s)+H2SO4(l)→ ZnSO4(ac)+H2(g) Analizando: la variación de la entalpía (DH) a medida que avanza la reacción. Reacciones Endotérmicas (DD>0) sustitución Simple Reacción donde hay una ganancia neta de calor. Es la reacción de un elemento con un compuesto. Reacción de Simple Desplazamiento o 1.) 144444424444443 Es un estado de máximo estado calorífico que Precipitado alcanza los reactantes. Desplaza DH = (KJ/mol) C. DH° = Entalpía estándar de la reacción a Ejemplos: condiciones estándar (25º C y 1 Atm). 2) Na(s)+ H2O(l) → NaOH(ac) + H2(g) 950 Desplaza 3) F2(g) + NaCl(ac) → NaF(ac) + Cl2(g) 900 Desplaza EA D H 4. REACCIONES QUÍMICAS 3. A esta condición ocurre la ruptura y formación de enlace. Au. por lo tanto la entalpía del producto es menor TEMA 8 QUÍMICA 3223 SAN MARCOS . por lo tanto la entalpía del producto es mayor donde el elemento desplaza a otro que se respecto a la del reactante. R e a c c i ó n d e D o b l e D e s p l a z a m i e n t o (Metatesis o No Redox) 10 Reacción donde existe un intercambio de elementos CO2 + H2O entre dos compuestos. formándose dos nuevos compuestos. ésta se realiza liberando o absorbiendo calor neto al 2. esto permite clasificar a las Reacción en donde hay una pérdida neta de calor.A. Ejemplo: Esto se fundamenta en la mayor actividad química. encuentra formando parte del compuesto. (Ácido) (Base) (Sal) (Agua) Donde el gráfico: EA = (950 – 10) = 940 KJ/mol 2) Reacciones de Precipitación Pb(NO3)2(ac) + K2CrO4(ac) → PbCrO4(s) + KNO3(ac) * Complejo Activado (C. = 950 KJ/mol 1444442444443 Donde el gráfico: Precipitado DH = (900 – 10) = + 890 KJ/mol Significa que B. CO2 + H2O + 890 KJ/mol → CH4 + O2 CO2 + H2O → CH4 + O2 DH = + 890 KJ/mol NO DH = Entalpía METAL Donde: METAL MAS MAS ACTIVO DH = DH (Productos) – DH (Reactantes) ACTIVO Entalpía de Reacción (DH) Es el cambio de calor de reacción a una presión y * Los metales más activos desplaza: H.A. AgNO3(ac) + NaCl(s) → AgCl(s)+NaNO3(ac) C. Ag. excepto: temperatura constante.A. Avance de la reacción Ejemplo: CONCEPTOS Y VALORES: 1) Reacciones de Neutralización: * Energía de Activación (EA) HCl(ac) + NaOH(ac) → NaCl(ac) + H2O(l) Es la energía (calor) necesaria que debe absorber los reactantes para iniciar la reacción. Cu. O. Combustión Incompleta Agente Agente Forma Forma Se produce por deficiencia de Oxígeno. REACCIONES REDOX Son aquellas en donde existen transferencias de 100 electrones de una especie a otra. REACCIONES DE COMBUSTIÓN Son aquellas que se producen por desprendimiento de Nota: calor y luz que dan origen a los siguientes tipos: Se debe conocer la regla del E. aumenta perdió calor Es una agente oxidante Es un agente reductor III. REACCIONES DE DESPROPORCIÓN O 5 2CH4 + O2 → 1CO + C + 4H2O 2 DE DISMUTACIÓN Un tipo especial de reacción REDOX. de los principales A. Las reacciones y se reduce a la vez. Carbono (C) y Agua (H2O) Ejemplo: VII. tienen la siguiente Ejemplo: forma: Reducción Ácido + Base → Sal + H2O Oxidación Ejemplo: 1HCl + 1NaOH → 1NaCl + 1H2O +1 –2 +1 +1 –1 +1 +5 –2 +1 1H2SO4+1Ca(OH)2→1CaSO4+ 2H2O Cl°2 + Na O H → Na Cl + Na Cl O + H 2 O SAN MARCOS 33 33 QUÍMICA TEMA 8 .A. C + O2 → CO2 Ejemplo: MnO2 DH = –390 KJ/mol KClO3(s) + KCl(s) + O2(g) Graficando: MnO2 H O 2 2(ac) H2O(l) + O2(g) DH = (KJ/mol) C. Por ejemplo: Se produce en presencia de suficiente cantidad de oxígeno obteniéndose Dióxido de Carbono (CO2) y REDUCCIÓN agua (H2O) OXIDACIÓN Ejemplo: 1C3H8 + 5O2 → 3CO2 + 4H2O +1 –1 +1 –1 F° + K I → I°2 + K F 1442443 1442443 14243 1442443 B. Los átomos o iones experimentan cambios en sus estructuras electrónicas EA debido a la ganancia o pérdida de electrones. Combustión Completa elementos.O. REACCIONES DE NEUTRALIZACIÓN de desproporción en donde un mismo elemento se oxida Es una reacción entre un ácido y una base. obteniéndose Oxidante Reductor Oxidada Reducida como producto. V. VI.O. REACCIONES CATALÍTICAS Ejemplo: Son aquellas que se producen en presencia de un C + O2 → CO2 + 390 KJ/mol catalizador que influye en la velocidad de reacción. 0 Ejemplo: ° ° +2 –2 D H Zn + O2 → Zn O –390 Donde: ° +2 Zn – 2e– → Zn (se oxida) Avance de la reacción –2 O°2 – 2e– → O (se reduce) VALORES ENERGÉTICOS: Significado de Redox EA = 100 – 0 = 100 KJ/mol REDUCCIÓN OXIDACIÓN C. se llama reacción IV. por lo general. Monóxido de Carbono (CO). = 100 KJ/mol DH = –(390 – 0) = – 390 KJ/mol Gana electrones Pierde electrones Significa que E.A. REACCIONES QUÍMICAS respecto a la del reactante. acuosas Ácido – Base. disminuye E. ...... REACCIONES QUÍMICAS IGUALACIÓN O BALANCE DE • Se identifican las especies que se oxidan y las que se reducen.... pero en éste d = 2 e = 3 f = 7 Balance no considere el átomo de H y O........ Reductor Relación 3 2 2 3 3 Molar 2) Cl–1 – 4e– → Cl+3 144424443 Ag.. Ag... MÉTODO REDOX realizan.... MÉTODO DE COEFICIENTES INDETER- MINADOS (ALGEBRAICO) b) En la Reducción: 1.. Oxidante 2..... se produce por tanteo..... Se aplica a ecuaciones donde existe Reducción y Oxidación.. ECUACIONES QUÍMICAS • Balancear átomos y de electrones en cada semireacción......... MÉTODO DE TANTEO O SIMPLE INS. Ejemplo: Ecuación Completa: 5.c.. Ag............... Se efectúa un Balance de Átomo para cada elemento obteniéndose un sistema de ecuaciones algebraicas....b.. a = 1 b = 14 c = 2 • Luego analizamos el Balance de Masa.. (reductor) Se forman ecuaciones algebraicas E= N° e transferidos K : 2a = c.......... • Se reemplazan los coeficientes en la ecuación original... (5) Forma Práctica: Y se determinan los valores de los coeficientes literales: • En primer lugar escogemos el par de iones que se a = 1 (repetida)..... Se le asigna coeficientes (a... Balance con el H2O.... son iguales... Balancear por Redox Ejemplo: NH3 + O2 → NO + H2O aK2Cr2O7 + bHCl → cKCl + dCrCl3 + eCl2 + fH2O Calcular: Coef...... del denominador. por exceso de “H” TEMA 8 QUÍMICA 3443 SAN MARCOS . Reductor II........O............. A........... (1) Cr : 2a = d. 3.. Hidrógeno y Oxígeno a) En la oxidación: Ejemplo: Balancear: H2SO4 + Ni → Ni2 (SO4)3 + H2 1) Fe – 3e– → Fe+3 144424443 ↓ ↓ ↓ ↓ ↓ Ag.. Oxidante 4......... Cl : b = c + 3d + 2e. Medio Ácido o Neutro Reglas (Procedimiento): 1..... Balance de cargas iónicas • Se asignan los valores de E......... Se asume un número conveniente para la letra que 144424443 más se repite generalmente la unidad........................ Si el coeficiente resulta fraccionario se multiplica por el m........ oxida y reduce.. No Metal(es) REDUCCIÓN 3. (2) O : 7a = f... 2) N2 + 6e– → 2N–3 3....... MÉTODO IÓN – ELECTRÓN En un caso de Balance Redox donde participan iones y H : b = 2f. elemento en los reactantes debe ser igual a los productos.... (4) moléculas y depende del medio... 1.....O.... • El H y O se balancean de acuerdo al medio donde se III......................... teniendo en cuenta el número de electrones ganados En toda Reacción Química el número de átomos para cada y perdidos. para formar las dos semireacciones...m. –3 –2 –1 0 +1 +2 +3 ........... Se resuelve el sistema de ecuaciones y los valores obtenidos se reemplazan en la ecuación original. para ello se hace uso de diferentes métodos de Balanceo de • Se analiza la ecuación y si no se encuentra balanceada acuerdo al tipo de reacción.... I.......... (3) IV.... Metal(es) 2. a los elementos en la 2.) a todas las 1) C + 4e– → C –4 144424443 sustancias que participan en la reacción.... E... Ejemplo: PECCIÓN OXIDACIÓN Este método se utiliza para reacciones simples y se recomienda haciendo de acuerdo al siguiente orden: . Balance los Iones H+ ecuación.. Medio Básico Donde: 1. Balance con los Iones OH– • Balance de cargas iónicas: (M. Acido) 3. \ –2 + 4H+ = +2 Cu + NO3– → Cu2+ NO2 +2 = +2 Aplicamos Redox: en el par iónico. 1 Cuº + 2 NO3– → 1 Cu2++2NO2 2. REACCIONES QUÍMICAS B. • Balance con H2O – = 2H2O –2e– 1x Cuº Cu 2+ 34241 Finalmente: – +1e 1 Cuº + 2NO3– + 4H+ → 1Cu2+ + 2NO2 + 2H2O 2x N+5 N +4 PROBLEMAS RESUELTOS Problema 1 Problema 2 Problema 3 Identifique la sustancia que se oxida en: Determine agente reductor en: Determine el número de oxidación del Na + H2O NaOH + H2 Zn + HCl → ZnCl2 + H2 cobre en: CuSO4 A) Na A) Zn A) +1 B) H2O B) HCl B) +2 C) NaOH C) ZnCl2 C) +3 D) H2 D) H2 D) +4 E) Na y H2 E) HCl y H2 E) – 4 Resolución: Resolución: Resolución: x +6 O +1 O +1–1 +2 –1 O CuSO–2 Na + H2O → NaOH + H2 4 Zn + HCl → ZnCl2 + H2 –e– –2e– x+6–8=0 x = +2 el Na se oxida porque pierde electrones. El Zn se oxida y es el agente reductor. Balance con el H2O por exceso de “H” –2 = + 2 Ejemplo: • Balance con H+ : 4H+ Balancear en medio ácido. Respuesta: +2 Respuesta: Na Respuesta: Zn SAN MARCOS 53 35 QUÍMICA TEMA 8 . Balance de cargas iónicas. donde esta no se crea ni se destruye. sólo se transforma. la suma de que quiere decir "medida". DEFINICIÓN La palabra "estequiometría". QUÍMICA TEMA 9 ESTEQUIOMETRÍA DESARROLLO DEL TEMA I. en 1789 "En toda reacción química. Según la Ley de conservación de masas. las masas de lo hacen siempre en una las sustancias reactantes es siempre igual a la suma relación o proporción en de las masas de los productos" afirmando la ley de masa fija o invariable". Ejemplo 1: Ejemplo: CaCO3 Calor CaO CO2 2 SO2 O2 2 SO3 100 g 56 g 44 g 100 g 100 g Ejemplo 2: N2 3 H2 3 NH2 28 g 6g 2 (17 g) 34 g 34 g SAN MARCOS 36 QUÍMICA TEMA 9 . Ley de las proporciones definidas o composi- Las leyes Estequiométricas tienen su importancia porque ción constante radica en que podemos predecir la masa de los productos formados en una reacción química conociendo la cantidad Fue enunciado por el de sustancias de los reactantes. las relaciones cuantitativas entre los elementos en los compuestos (composición estequiométrica) y entre las sustancias cuando experimentan cambios químicos (estequiometría de reacción). reaccionar. La estequiometría describe masas reactantes es igual a los productos. cualquier exceso quedará sin conservación de la materia. se deriva del griego Nota: stoicheion. B. LEYES PONDERALES (GRAVIMÉTRICAS) dos o más elementos se combinan para formar un A. Ley de conservación de las masas o materia Fue planteado por el químico francés Antoine Lavoisier determinado compuesto. químico francés Joseph L Proust en 1799 "cuando II. que significa "primer principio o elemento". ESTEQUIOMETRÍA C.75 g Se observa que la relación de pesos de oxígeno que Ejemplo: reaccionan con un peso fijo de carbono (0. A: C. Wenzel en 1792: B. Ley de los volúmenes de combinación Dalton en 1804.V.75 g Cl 1 mol 1 mol 2 moles 1V 1V 2V C + O2 CO c + o o c o o O sea: (5 L) (5 L) (10 L) Sabiendo que V = 5 0. considerado como el Padre de la Fue dada a conocer por el Teoría Atómica Moderna. los volúmenes de números enteros de los gases que reaccionan están en la misma sencillos". VR = Suma de los coeficientes gaseosos de los reactantes. 1(22.V. Contracción volumétrica (C.75 g 1. = Na Cl Na Cl (1 + 3) 2 46 g 71 g (el volumen se contrae en un 50%) H H H Na Na H2 + 2 Na 2 NaH + H Na H H Na Ojo: 2g 46 g 48 g Si sucede lo contrario el volumen se expande. Ejemplo: Ejemplo: 2 C + O2 2 CO c + o o Cl H H o c H2 + Cl2 2 HCl H H + Cl Cl H H 0. H2 + Cl2 Cl 2 HCl H H + Cl H H Cl Ejemplo: 2 g 71 g N2(g) + 3H2(g) → 2 NH3(g) (1 + 3) – 2 = 1 Na Cl Na Cl 2 Na + Cl2 2 NaCl + C.V.) "Las masas de diferentes Es una proporción que se tendrá de la disminución elementos que se combinan del volumen en una reacción gaseosa respecto al con una misma masa de volumen de los reactantes: otro elemento dan la relación VR – VP en que ellos se combinarán C.00 g 1 = H N H 2.F.4 L.4 L) 3(22. fija de otro elemento se "A temperatura y presión encuentran en relaciones constante. = VR entre sí (o bien múltiplos o submúltiplos de estas masas)". las la compresión y expansión masas de un elemento que de los gases y la reacción se combina con la masa entre ellos. 1. Ejemplo: Vp = Suma de los coeficientes gaseosos de los Cl H H productos. LEYES VOLUMÉTRICAS Esta ley fue enunciada por el químico inglés John A.00 g 2 N H H H N2 + 3 H2 2 NH3 + H H N H H H N H D. Ley de las proporciones recíprocas (o pesos H de combinación) 1 mol 3 moles 2 moles Fue planteado por J.75 g 2. los volúmenes molares equivalen a 22.N.00 g 2. SAN MARCOS 73 37 QUÍMICA TEMA 9 . Las proporciones pueden ser molares y volumétricas.00 g 1. científico francés Joseph Gay- Lussac en 1808 como producto "Si dos elementos forman de sus investigaciones sobre compuestos diferentes.75 g) es "A condiciones normales (CN).B.4 L) 2(22.4 L) Richter y C. Ley de las proporciones múltiples III. proporción que sus coeficientes estequiométricas". por lo tanto. ESTEQUIOMETRÍA IV.1023) → m. ó M) • Vol(CN) → NA (coef x 22. Porcentaje de pureza de una muestra química En toda reacción química.4 L → coeficiente) • gramos → Vol(CN) (m.T.. RELACIONES ESQUIOMÉTRICAS QUE SE CUMPLEN EN UNA REACCIÓN QUÍMICA Ejemplo: • mol → mol ó vol → vol (coeficiente estequiométrico) C + O2 → CO2 • gmasa → masa (masa atómica (m. las sustancias que deben A.. → RR CT Ojo: CT = Cantidad teórica CR = Cantidad real V. pura % Pureza = . (CR) • NA → gramos (Avogadro (6. Regla particular para determinar el RL y RE. • La ecuación debe estar completamente y balanceada.4 L → Avogadro (6.A.R. 100% C. y Reactivo en exceso reaccionar deben ser 100% puras. • Resolver por regla de 3 simple directo. → 100 % CR ó RR = . 100 RE: Es aquel reactante que se consume parcialmente cantidad muestra porque interviene en mayor proporción estequiométrica (sobra sustancia). También se cumple con la relación molar y volumétrica.4 L) 6g 6g x .19 12 32 144424443 144424443 Mayor valor Menor valor Ojo: Si nos piden moléculas (NA) y si piden átomos (NA (RE) (RL) x subíndice) 11 (6) (44) Nota: ∴x= = 8. (RE) extraeremos las impurezas bajo este criterio: RL: Es aquel reactante que se consume totalmente porque interviene en menor proporción estequiométrica (Agota sustancia).) ó masa molar (M)) 123 123 12 3 • mol → masa (coeficientes estequiométricas → m.A. Reactivo limitante (RL).25 g CO2 (32) 8 Reglas para resolver un problema por estequiometrías. cantidad sust.A. Rendimiento o eficiencia de la reacción (RR) CR RL = = menor valor Es la relación expresada en porcentaje de las CT cantidades reales (CR) frente a los teóricos (CT) CR según: RE = = mayor valor CT C. (CT) • Vol(CN) → mol (coef x 22. TEMA 9 QUÍMICA 3883 SAN MARCOS ...1023)) 6 6 = 0. ó M → coef x 22.5 = 0. C. Ojo: • Aplicar la relación estequiométrica. • Comprobar el rendimiento de la reacción. CASOS ESPECIALES B.A. ó M 12 g 32 g 44 g . Tal compuesto reacciona con N2O4. N2O4=92 g/mol Resolución: Resolución: A) 368 g B) 230 g C) 240 g 2H2 + O2 → 2H2O 2Fe2O3(S) + 3C(s) 4Fe(s) + 3CO2(g) D) 123 g E) 417 g 4 22 36 UNMSM 2007 3 × 12 4 × 56 ÷ ÷ NIVEL INTERMEDIO 10 g 5000 xg xg 280 g 2.5 15. H = 1 Datos: PA: Fe = 56. C = 12. ESTEQUIOMETRÍA PROBLEMAS RESUELTOS Problema 1 Problema 2 Problema 3 ¿Cuántos gramos de agua se formarán ¿Cuántos gramos de carbón vegetal El compuesto (CH3)2 NNH2 se usa como al hacer reaccionar 10 g de H2 con 500 g con 90% de carbono se requieren para un combustible para propulsar naves de O2? obtener 280 g de hierro? espaciales. de acuerdo con la reacción: Datos: Pesos atómicos: O = 16.625 Reactivo Reactivo x = 45 g de "C" Resolución: limitante en exceso 2(CH3)2NNH2+4N2O2 → 4CO2+6N2+8H2O 90 % → 45 g 10 × 36 2 × 60 4 × 92 x= g 100 % → y 4 120g xg x = 90 g y = 50 g de carbon vegetal x = 368 g Respuesta: 90 Respuesta: 50 g Respuesta: 368 g SAN MARCOS 93 39 QUÍMICA TEMA 9 . O = 16 2(CH3)2NNH2+4N2O2 →4CO2+6N2+8H2O A) 45 B) 90 C) 180 A) 50 g B) 60 g C) 40 g Calcule la masa en gramos de N2O4 que D) 270 E) 135 D) 55 g E) 45 g se requiere para hacer reaccionar 120 g UNMSM 2008 UNMSM 2007 de (CH3)2NNH2. NIVEL FÁCIL NIVEL INTERMEDIO Datos: Pesos moleculares (CH3)2NNH2 = 60 g/mol. Ejemplo: • El solvente es el que se encuentra en mayor proporción y es el que determina el estado de agregación física de la solución. Ejemplo: II. solutos y un solvente. Solución diluida cantidad de soluto disuelto en el solvente. CLASIFICACIÓN DE SOLUCIONES 4. será: 3. excedente puede ser disuelto en "baño maría". Solución concentrada • Son mezclas homogéneas formadas por uno o más Es aquella donde falta poco soluto para alcanzar la saturación. Por la concentración de soluto Es aquella que admite un excedente de la máxima 1. Ejemplo: Solución de "salmuera". QUÍMICA TEMA 10 SOLUCIONES DESARROLLO DEL TEMA I. DEFINICIÓN 2. Solución saturada Es aquella que contiene la máxima cantidad de soluto disuelto a una determinada temperatura. Solución sobresaturada A. Ejemplo: Ejemplo: SAN MARCOS 40 QUÍMICA TEMA 10 . El El soluto se encuentra en una pequeña cantidad. • El soluto es la sustancia que está en menor proporción y es de quién depende el nombre y la concentración de la solución. por lo cual estas soluciones son "no conductoras" de la electricidad. Solución iónica Indica el volumen de soluto disuelto en un litro de El soluto de esta solución se disocia o se ioniza solución. 2.4 mg de ión cloruro. msto ppm = Vsol Además: 1 g = 103 mg Ejemplo: Si 0. 4mg mg ppm = ⇒ ppm = =8.50 L L 8. Porcentaje en volumen (% vsto) 1. por lo cual estas soluciones son "conductoras" de v sto la electricidad. SOLUCIONES B. Por estado de agregación física del solvente de disolución. 8 v 0. litro (L) de solución. Partes por millón (ppm) Azúcar común (Sacarosa. disuelto en donde : v= sol v sol + v ste agua). Porcentaje en masa(% msto) Indica la masa del soluto disuelto en 100 g de solución: msto % msto = x100 % msol donde : m = msol + mste sol SAN MARCOS 14 41 QUÍMICA TEMA 10 . NaC. Un ppm es lo mismo que 1 gramo de soluto en un millón de centímetros cúbicos C. no forma iones. Solución molecular El soluto de esta solución se disgrega a nivel molecular.50 L de una disolución acuosa contiene 4. DETERMINACIÓN DEL PARÁMETRO "q" III.8 partes por millón de ión cloruro. Por la disgregación del soluto B. C12H22O11) disuelta en Indica el número de miligramos (mg) de soluto por agua. ¿Cuántos ppm de iones cloruro contienen? Solución: m 4. IV. Ejemplo: C. UNIDADES FÍSICAS DE CONCENTRACIÓN A. %msto = x100% v sol Ejemplo: Salmuera (Cloruro de sodio. También se cumple: 1000(%msto ) m= (100 − %msto ). pero de concentraciones diferentes. formándose w ste kg como producto sal y agua. SOLUCIONES V. ⇒ N= M × q (relación entre normalidad y molaridad) + Donde "q" es el parámetro mide la capacidad de V1 V2 V3=V1+V2 reacción y depende del soluto. Además: Dsol = densidad de la solución en g/mL %m = porcentaje de masa. #Eq − gsto eq − g N unidades < > normal v sol L B. X ste = n NÁcido ⋅ VÁcido = NBase ⋅ VBase nsol sol TEMA 10 QUÍMICA 4224 SAN MARCOS . Fracción molar (x) Cumpliéndose: # Eq – g (Ácido) = # Eq – g (Base) nsto nste X sto = . Msto = masa molar del soluto (g/mol) (10) (%m) (Dsol ) ⇒ M= Msto nsto1 = nsto2   B.V1 + C2 .V1 = C2 .V3 kilogramo de solvente. Mezcla de soluciones Se obtienen al unir dos o más soluciones de un mismo También se cumple: soluto. APLICACIONES DE LAS UNIDADES DE CONCENTRACIÓN nsto mol =M Unidades : < > molar A. UNIDADES QUÍMICAS DE CONCEN. C2 C2 C3 Se cumple que: C.Msto D. m msto n= ⇒ M= en función de Msto y msto El proceso consiste en añadir agua a una solución de M M sto. donde: Wste: peso o masa del solvente en kg. VI. Molaridad (M) Es el número de moles de soluto disuelto en un litro de solución. nsto mol C. Normalidad (N) Es el número de equivalentes gramos (Eq-g) de soluto Se cumple que: C1.V2 = C3.v sol alta concentración hasta alcanzar la concentración deseada. Molalidad (m) nsto1 + nsto2 = nsto3 Es el número de moles de soluto disuelto en 1 C1. Donde: C = concentración molar o normal. Para soluciones gaseosas o líquidas volátiles donde: TRACIÓN X sto + X ste = 1 n= sol nsto + nste A.V2 disuelto en un litro de solución. Dilución de una solución v sol L Es el procedimiento que se usa para preparar Como: soluciones de baja concentración a partir de soluciones muy concentradas. Neutralización =msto unidades : < > molal Es una reacción entre un ácido y una base. 0 B) 49.0 Resolución: C) 5.II Masa atómica: Mg = 24.5 = Msol = sto 98 × 0.50–1. su Respuesta: D) 2.50 equivalente/L H2SO4. 5 mol equivalente .5 Además: Nsol = Msol × qsto Respuesta: A) 2. Msol = ⇒ Msol = 1. se obtiene 200 mL de solución. S = 32 normalidad es _______ y su molaridad. H = 1 H2SO4 2M que se diluye la doble de su NIVEL INTERMEDIO A) 2.I NIVEL INTERMEDIO Resolución: Según los datos: Resolución: Sabemos que: N= sol Msol × q stol En una dilución se cumple: 1 = Msol x 2 → Msol = 0. O = 16. A) 98.00 volumen es: B) 1.25 UNMSM 2010 .0 E) 8. en consecuencia.0 SAN MARCOS 34 43 QUÍMICA TEMA 10 .0 B) 1. 2 L L Respuesta: D) 24.25–2.50 D) 4.0 C) 45. SOLUCIONES PROBLEMAS RESUELTOS Problema 1 Problema 2 Reemplazando: En medio litro de una solución 1 N de Al disolver 14. 5. suficiente cantidad de agua.5 g de Mg(OH) 2 en Nsol=1.25 × 2 ⇒ Nsol=2. 25 N2 = 2 M sto × Vsol Wsto = 24.25–5. hay ____ gramos de soluto.5 – 1.0 Problema 3 __________.50–5.0.25 Masa atómica: H = 1.00–2.5 14.50 A) 2.II E) 1.0 C) 4.5 mol/L Wsto Sabemos que: Msol = N1 ⋅ V1 = N2 ⋅ V2 Además: Msto × Vsol Wsto 4 ⋅ V = N2 ⋅ 2V W 0.0 Según los datos: D) 2. D) 24.00 NIVEL INTERMEDIO UNMSM 2010 . O = 16.5 E) 12.25 La normalidad de una solución de UNMSM 2009 .5 g 58. POTENCIAL DE IONES OXHIDRILOS Entonces en el equilibrio químico (E. 1 pH = log = – log[H+ ] ⇒ [H+ ] = 10 –pH H+    II. POTENCIAL DE IONES HIDRÓGENOS (PH) Es aquel factor numérico que indica el grado de concentración de iones H+ de una solución.) (POH) [H+][OH– ] Es aquel factor numérico que indica el grado de K E. Nota: actúan como ácido o base según las circunstancias. es decir se comporta como ácido pH + pOH = 14 y base a la vez. QUÍMICA TEMA 11 CÁLCULO DEL PH. K E.Q.Q. = [H2O] = [H+][OH– ] 1 pOH = log = – log[OH– ] ⇒ [OH– ] = 10 –pOH [OH– ] K w = [H+][OH– ] = 10 –14 Nota: [H+][OH– ] = 10 –14 • El agua libera iones H+ y iones OH– por lo que es una sustancia anfotera. POH Y NEUTRALIZACIÓN DESARROLLO DEL TEMA I. • En toda solución neutra: [H+] = [OH–] = 10–7 M pH = pOH = 7 • En toda solución ácida: [H+] > [OH–] pH < pOH Producto iónico del agua (Kw) • En toda solución básica: [H+] < [OH–] pH > pOH H2O  H+ + OH– a 25º C atm SAN MARCOS 44 QUÍMICA TEMA 11 . • El agua y el HCO3– son sustancias anfipróticas.Q. = [H2O] concentración de iones (OH)– que posee una solución. 9 40 mL de agua es: Mg(OH)2? Dato: el peso fórmula del C) 9. CÁLCULO DEL PH. cuyo El pH de una solución que se obtiene al ¿Qué volumen de ácido sulfúrico 0.83 0.5 Respuesta: 12 Respuesta: 2L SAN MARCOS 54 45 QUÍMICA TEMA 11 .I Resolución: NIVEL INTERMEDIO n 2×10–4 Sabemos que a 25 ºC.5 D) 9.83 g de A) 9.5 = 14 –2 2 4 58.6 A) 13 B) 8 C) 6 Mg(OH)2 es 58.1 × VH SO = ×2 pH + 4.3 D) 12 E) 9 A) 0.5 ⇒ pH = 14 – 2 = 12 VH SO = 2L 2 4 Respuesta: 9.3 pOH = –log(10 ) = 2 pH = 9. E) 9.2 B) 8.0×10–4 moles de Mg(OH)2 en se requiere para neutralizar 5.3 g/mol.II C) 20 mL D) 2 mL NIVEL FÁCIL NIVEL DIFÍCIL E) 22 mL Resolución: UNMSM 2005 .2 L B) 2 L UNMSM 2014 . disolver 2. POH Y NEUTRALIZACIÓN PROBLEMAS RESUELTOS Problema 1 Problema 2 Problema 3 Calcular el pH de una solución. se cumple: M= = = 5×10–3 v 4×10–2 Resolución: pH + pOH = 14 1Mg(OH)2 → Mg2+ + 2(OH)–1 N VH SO = N Vmg(OH) 2 4 2 5×10–5 2(5×10–3) N × VH =R×q 1442443 2SO4 Reemplazando: 10–2 5.1 N pOH es 4.5.II UNMSM 2010 . molares. Se cumple que la velocidad de reacción directa es = = = a b c d igual a la velocidad de reacción inversa. v A vB v C vD 2. Tambien se cumple que la relación de velocidades es A. se define la x v = k [ A ] [B ] y velocidad de reacción (v): Donde: ∆[ ] v = k ⇒ Constante de velocidad específica ∆t Donde: [ ] ⇒ Concentración molar ∆[ ] ⇒ Variación de las concentraciones x ⇒ Orden de la reacción con respecto al reactante A ∆t ⇒ Variación de un intervalo de tiempo y ⇒ Orden de la reacción con respecto al reactante B Sea la reacción química: aA + bB → cC + dD Se cumple que la velocidad media de un reactante o x + y ⇒ Orden de la reacción experimentalmente. 2. presión. respectivamente. viscosidad. Características del equilibrio químico igual a la relación de MOL (proporcional a los coeficientes 1. Naturaleza química de los reactantes continúan desarrollando. QUÍMICA TEMA 12 CINÉTICA QUÍMICA – EQUILIBRIO QUÍMICO DESARROLLO DEL TEMA I. vC = + . Las propiedades físicas. es 4. etc. 3. se mantiene constante. Temperatura 4. Presencia de catalizadores Sea la reacción química en equilibrio: B. vD = + ∆t ∆t ∆t ∆t Observación: II. A nivel molecular las reacciones directa e inversa 1. EQUILIBRIO QUÍMICO Los signos negativos o positivos significan que disminuyen Estudia a la constancia de propiedades macroscópicas: su concentración o aumentan su concentración. Factores que afectan a la velocidad de reacción 3. A. producto. vB = – . La concentración de los reactantes y productos se estequiométricos) mantiene constante. Sea la reacción: aA + bB → cC + dD SAN MARCOS 46 QUÍMICA TEMA 12 . Ley de las velocidades de acción de masas aA(g) + bB(g) → cC(g) + dD(g) (Guldberg y Waage 1864-1867) "La velocidad de una reacción química es proporcional Se cumple: a las masas activas de las sustancias reaccionantes". 5. desde el punto de vista físico es estático. Para reacciones elementales se cumple: Es: a b ∆ [ A] ∆ [B ] ∆ [ C] ∆ [D ] v = k [ A ] [B ] vA = – . [ D ]d Dentro del Marco de la Cinética química. [B ]b marco de la termodinámica son las actividades de Kc: Cte de equilibrio en función de las concentraciones los reactantes. CINÉTICA Se cumple que: Es el estudio de las velocidades de reacción. Concentración de los reactantes decir. como la temperatura. [ C ]c . las masas KC = activas son las concentraciones molares y dentro del [ A ]a . Grado de división o superficie de contacto densidad. . 2SO2(g) + 1O2(g) → 2SO3(g) Dato: Problema 2 • ∆  SO2  =  SO2  f –  SO2  0 Respecto a la ley de acción de masas Determina: ∆  SO2  = 4 M – 12 M y la cinética de una reacción.8 m/s del producto SO 3(g) entonces factores como son la temperatura. Principio de Le Chatelier "Cuando un factor externo perturba un sistema en ( PA )a . 1. además de otros II. CINÉTICA QUÍMICA . Concentración (actividad) de una mol–g/L. atm.8 mol–g A) I y II B) II y IV A) I. 0. Para el mismo intervalo de (I). mol. Cambio de presión.6 m/s II. P = 2 atm Respuesta: D) Solo III • Donde los denominadores son 2SO2(g) + 1O2(g) → 2SO2(g) sus corresponidentes coeficientes Problema 3 [i] 12 M estequiométricos..6 m/s producto deseado. Cambio de concentración. 8 M / s III. Temperatura. Donde: 2. 10 segundos. ? ∆tiempo determinada por la naturaleza de las II. 0. Resolución: II.8 M/s ∆tiempo absoluta.8 M/s II. esto para un intervalo de • Reemplazando: sustancia. También: El equilibrio químico se puede perturbar por: ∆n K P = K C ( RT ) 1.2 m/s ( + ) ∆ SO3  La velocidad de una reacción está D) I. el NIVEL FÁCIL estequiométrica: tamaño de las partículas que reaccionan Sea el proceso elemental a: V SO 2 VO 2 V SO 3 y el efecto de un catalizador. Cambio de temperatura. 0. Tipo y material del reactor. ( PB )b equilibrio. 0.8 m/s de SO3(g). 0. 0. Nos piden la velocidad de consumo segundo que transcurre.L R = 0. 0. durante 40 minutos a una temperatura ( – ) ∆ SO2  constante de 127º C y 2 atm de = presión V SO 2 . ∆n = (c + d) – (a + b) 3.4 m/s de SO2(g) se transforman en el C) Solo I D) Solo III II. D e te rmina e n cuántas veces se . ( PD )d B. Si el volumen del recipiente en el cual se • Esto quiere decir que por cada [i]f 4M realiza dicho proceso disminuye a su tercera parte y la temperatura es la misma. se forman 0. (∞) Respuesta: E) I.8 m/s • Como no se tiene las concentraciones sustancias reactantes.K PROBLEMAS RESUELTOS Problema 1 I. 0. 8 M/s 2NO(g) + O2(g) → 2NO2(g) . no es de I. Cambio de volumen. Tamaño de las partículas de los re- velocidad de formación del óxido • Lo cual significa que por cada actantes..5 m/s = V SO 3 = . 082 4. la 10s IV.9 m/s NIVEL INTERMEDIO II. dicho sistema se desplaza en el sentido que Kp: Constante de equilibrio en función de las presiones tiende a contrarrestar la perturbación y restablecer parciales nuevamente el equilibrio". Nos piden la velocidad de formación C) I. 0. T = (127 + 273)K = = 2 1 2 T = 400K . |∆[i] . segundo transcurrido 0.EQUILIBRIO QUÍMICO KP = ( PC )c .8 El siguiente proceso elemental transcurre del SO2(g) mol–g de SO3(g). 0. La velocidad de reacción del SO2 ∆  SO2  = –8 M importancia: si su concentración inicial y final I. SAN MARCOS 74 47 QUIÍMICA TEMA 12 . 0. son respectivamente 12 molar y 4 II. – ( –8M) V SO 2 = = 0. la empleamos la siguiente relación concentración de los reactantes. II. V SO 2 = V SO 3 = 0.4 m/s E) I. • Luego: incrementará la velocidad de la reacción.. sulfúrico. E) Solo IV B) I. 2 1 2 n   nO  1 Vi Si : Vf = .. será 27 veces la velocidad inicial ( V1 ) ... (relación de volúmenes) V 2 = K ( 3 )  NO   2  ( 3) 3 V  i   Vi  Respuesta: D) 27 TEMA 12 QUÍMICA 4884 SAN MARCOS . es decir. ( ∞ ) V  i 3  La velocidad se incrementará 26 veces  i 3  más.. CINÉTICA QUÍMICA – EQUILIBRIO QUÍMICO NIVEL INTERMEDIO 2 1  n   nO  2  n   nO  Resolución: V1 = K  NO   2  V 2 = K  NO   2  ( 27 ) Por la ley de acción de masas:  Vi   Vi   Vi   Vi   2 n   nO  V2 = 27 V1 2 1 V 2 = K  NO  V 2 V K [NO ]  O2  . Ánodo B. Faraday (F) Es el electrodo conectado al polo positivo de la Es una cantidad de carga eléctrica necesaria para que fuente. fuente. Cátodo celda. III. Cátodo : Na+ + 1e → Na(l) TRÓLISIS Ánodo : 2Cl– – 2e → Cl2(g) A. se deposite o libere en uno de sus electrodos de una 2. CELDA ELECTROLÍTICA Llamada también cuba electrolítica o voltámetro. con la finalidad de mantener una corriente eléctrica entre los electrodos. 1C → 1Eq – equim( sust ) 1. las que a su vez pueden ser de dos clases: • Celdas electrolíticas • Celdas galvánicas II. RELACIONES FÍSICO-QUÍMICAS B. 3. es el recipiente o dispositivo donde la energía eléctrica se transforma en energía química a este proceso se le llama electrólisis. Coulomb (C) Son sistemas que permiten conducir la corriente Es la cantidad de carga eléctrica que necesita para eléctrica de un medio externo a un medio interno y que se deposite o libere en uno de sus electrodos de viceversa. un equivalente gramo o equivalente químico Es el electrodo conectado al polo negativo de la de alguna sustancia. un equivalente electroquímico ó Los electrodos pueden ser inertes. participa de la reacción redox. la celda electrolítica. 1 Eq– equim(sust) SAN MARCOS 49 QUÍMICA TEMA 13 . QUÍMICA TEMA 13 ELECTROQUÍMICA DESARROLLO DEL TEMA I. Electrolito 1F → 1Eq – g( sust ) Sustancia que está en solución y que por efecto de la corriente son iones que se dirigen a los 1F → 96 500 C electrodos. Fuente electromotriz Es un sistema que produce una diferencia de potencial Reacción Neta : 2Na+ + 2Cl– → 2Na(l) + 2Cl2(g) eléctrico. la corriente eléctrica y activos. si solo conducen electroequivalente de alguna sustancia. Electrodos A. DEFINICIÓN Electrólisis del NaCl fundido Es la ciencia que se encarga de estudiar las transformaciones de la energía eléctrica en energía química o viceversa en dispositivos conocidos como celdas electroquímicas. 1Eq – g(sust) → 96 500 . ELEMENTOS DE UN PROCESO DE ELEC. si además de conducir la corriente eléctrica. IV. a Ley de Faraday: Resolución: 1. Primera Ley de Faraday (–) ánodo (+) ánodo (+) Cátodo "La masa de toda sustancia depositada o liberada NaCl (–) Au(CN)3 es directamente proporcional a la cantidad de carga eléctrica que circula por la celda electrolítica". entonces se descompone. C C Cátodo 1. ELECTROQUÍMICA 2. m(sust) a q Na+ m(sust) = 1 Eq – equim(sust) .a Ley de Faraday Por la 1. q Au 3+ Cl – CN– 1Eq – g(sust) m(sust) = .q 96500 (–) (+) • msust = masa de la sustancia depositada o liberada. • q = carga eléctrica que circula en la celda Se cumplirá que: electrolítica. # Eq – g( NaC ) #= = Eq – g[ Au( CN) 3] # Eq – g( Na+ ) q # Eq – g( C ) #= = Eq – g 3+  # Eq – g( H ) # Eq – g(sust) =  Au  2 96500 Nota: q= i t msto # Eq – gsto = = nsto ⋅ q(sto) = Nsol ⋅ Vsol (L) ↓ ↓ ↓ mEq(sto) C= A s PROBLEMAS RESUELTOS Problema 1 Problema 2 Problema 3 Determina la masa de aluminio producida Determina que masa de calcio se Hallar la masa que se depositará en el por acción de 2 Faraday sobre Al(OH)3. cátodo por acción de 20 A sobre una A) 18 B) 16 C) 22 A) 21 B) 22 C) 24 solución de Ca(OH) 2 durante 9650 D) 19 E) 20 D) 20 E) 23 segundos. (mA(Ca) = 40) NIVEL INTERMEDIO A) 5 B) 6 C) 3 NIVEL INTERMEDIO D) 2 E) 4 Resolución: Resolución: NIVEL INTERMEDIO Por la 1. produce por acción de 1 Faraday.a Ley de Faraday: mEq msust = ×q mEq mEq 96 500 msust = ×q msust = ×q 96 500 96 500 1F → 96 500C 2F → q = 2(96 500 C) a3 2 A = a2 3 V= 12 a 6 h= 3 AG = BH = CE = DF = a 3 mCa = 20 g mAl = 18 g msust = 40 g Respuesta: A) 18 Respuesta: D) 20 Respuesta: E) 4 TEMA 13 QUÍMICA 5005 SAN MARCOS . deposita Unidad o libera. Segunda Ley de Faraday Nota: "Si se tiene dos o más celdas conectadas en serie 1 F = 1 Eq – g = 96 500 C = 96 500 Eq – equím = 1 mol e– y por ella circula la mínima cantidad de corriente y carga eléctrica. 96500 g mg . igual número de equivalente gramo de 1 Eq – g 1 Eq – equím(sust) = (sust) algunas de las sustancias de cada celda". • Presentan isomería es decir una misma fórmula según esta teoría los compuestos orgánicos solo pueden global representa a varios compuestos. N) que están presente la electricidad. los más importantes son: En 1828 el químico alemán Friedrich Wöhler convirtió el • C – 12 < >12 6 C (Isótopo Estable) cianato de amonio en úrea simplemente calentando el Sirve como patrón para determinar la masa atómica cianato en ausencia de oxígeno. Ca. Si. II. • Generalmente son covalentes. presenta los siguientes alótropos cristalinos. Carbono cristalizado (puro) por lo que la teoría de la fuerza vital se descartó. Grafito (natural) COMPUESTOS ORGÁNICOS Es el alótropo más estable del carbono. Con este hecho Wöhler demuestra que la fuerza vital no IV. EL CARBONO era el estudio de los compuestos que se extraían de los Es el sexto elemento no metálico. • Se descomponen fácilmente en el calor. Es la forma más pura de carbono. es un • Constituidos principalmente por elementos químicos sólido blando negro. estructuras cristalinas hexagonales que a su vez Br. de todos sus isótopos que lo úrea. Cl. etc. posteriormente se llevaron a cabo otras síntesis A. constituyen capas o láminas planas. Fe. Mg. O. electrodos inertes. El grafito es usado como lubricante sólido en la • En su mayoría son insolubles en agua pero son fabricación de lápices. en la mayoría de los compuestos orgánicos y en En el grafito los átomos de carbono se unen por una proporción menor tenemos otros elementos enlaces múltiples con hibridación sp2. • Generalmente son combustibles. solubles en solventes apolares. PROPIEDADES FÍSICAS DEL CARBONO existe. SAN MARCOS 51 QUÍMICA TEMA 14 . LA TEORÍA VITALISTA • Sus reacciones químicas son lentas. de la Tabla Periódica organismos vivos o productos naturales como el azúcar. Jacobo Berzelius propone en el año 1809 la teoría vitalista. etc. PROPIEDADES GENERALES DE LOS 1. conforman. formando denominados secundarios como el Na. • No conducen la electricidad en estado líquido o en solución acuosa. H. con diferentes ser sintetizados por seres vivos porque ellos poseen la propiedades. de los elementos químicos. levadura. QUÍMICA TEMA 14 PROPIEDADES DEL CARBONO DESARROLLO DEL TEMA PROPIEDADES DEL CARBONO I. generalmente < 300º C. • C – 14 < >14 6 C (Isótopo Radioactivo) Sirve para determinar la edad de los restos fósiles con una antigüedad menor a 50 000 años. con lustre metálico. • Son más abundantes que los compuestos inorgánicos. Moderna (Z = 6p +). "Fuerza vital". ceras y aceites vegetales. conduce llamados organógenos (C. Es por ello que en esos tiempos la química orgánica III. e incluso mayor número de átomos de carbono. existen como sólidos amorfos de color variable que van desde el negro gris hasta el negro oscuro llamados carbones. es decir mediante enlace covalente. Es la capacidad del carbono de unirse químicamente 1 los nanotubos y los fullerenos. no conduce la electricidad. Covalencia Los alótropos del carbono son el grafito. PROPIEDADES DEL CARBONO 2. • Los nanotubos son más fuertes que los cables de acero de dimensiones similares. debido a una compartición de electrones. 74. • Una estructura similar a los fullerenos son los nanotubos. etc. El diamante es muy duro. Carbono amorfo (impuro) Es la forma impura del carbono. Fullerenos (artificial) • Presentan forma de esfera hueca como un balón de fútbol formando hexágonos y pentágonos. Diamante (natural) 2. Carbones artificiales En el diamante cada átomo de carbono se encuentra enlazado con otros 4 carbonos formando un tetraedro y constituyendo una estructura cristalina cúbica. Ejemplo: B. tiene elevado punto de fusión. a a sus 4 electrones de valencia en la formación de 4 mayor antigüedad mayor es el porcentaje de enlaces covalentes. PROPIEDADES QUÍMICAS DEL CARBONO Nota: A. con átomos iguales o diferentes. Tetravalencia Formados por la descomposición de restos de Mediante esta propiedad el carbono hace participar vegetales durante cientos de miles de años. Carbones naturales B. • Algún día se podrían utilizar para la fabricación de bicicletas ultraligeras y recubrimiento de motores para naves espaciales. 84. razón por la cual su valencia es 4. • Los fullerenos evitan la reproducción del virus VIH. el diamante. 3. carbono y su contenido calórico. • Existen variedades de 60. 1. V. 70. donde cada carbono presenta hibridación sp3. posee gran valor en joyería y es muy usado en la fabricación de herramientas de corte. Ejemplo: 6C → 1s 2 2s  2  2p  2 4e – de valencia TEMA 14 QUÍMICA 5225 SAN MARCOS . pero frágil. molienda y pulimentado. py. Concatenación Capacidad del carbono de unirse con otros átomos de carbono mediante enlaces simples. PROPIEDADES DEL CARBONO C. Debido a esta propiedad se explica la existencia de millones de compuestos orgánicos. dándole al carbono diferentes geometrías moleculares. px. para obtener orbitales híbridos. dobles o triples para formar cadenas carbonadas abiertas muy largas o cerradas. VI. muy estables. Hibridación Es la combinación de orbitales atómicos puros de diferentes subniveles (s. Ejemplo: SAN MARCOS 35 53 QUIÍMICA TEMA 14 . Según su arreglo o disposición espacial se clasifican en: D. pz) de una misma capa energética. y podría poseer hidrógenos primarios. se halla en los extremos o ramificaciones de una molécula. TIPOS DE CARBONOS SATURADOS O TETRAÉDRICOS (SP3) Se ha encontrado que es sumamente útil clasificar cada átomo de carbono de un alcano o hidrocarburo saturado en: A. Carbono primario (C 1°) Es aquel que está unido a un solo átomo de carbono. C6H6. Fórmula desarrollada Es aquella en la que se indican todos los enlaces que hay en una molécula. Ejemplo: Es el que se encuentra unido a 3 átomos de carbono y podría tener un hidrógeno terciario. Ejemplo: D. Aromáticos participante en la formación de una molécula de Son el benceno. Ejemplo: CH3CH3. PROPIEDADES DEL CARBONO B. Omite los enlaces entre carbono C. aquellas sustancias semejantes a él en su Ejemplo: comportamiento químico. TEMA 14 QUÍMICA 5445 SAN MARCOS . Carbono cuaternario (C 4°) Es un carbono que se encuentra completamente E. CLASES DE COMPUESTOS ORGÁNICOS Los compuestos orgánicos se pueden clasificar en dos grandes grupos: Nota: A. Fórmula condensada Omite los enlaces. dobles o triples o sus combinaciones. Fórmula molecular o global Es la fórmula general en la que se indican mediante subíndices la cantidad de átomos de cada elemento B. y sus derivados y también sustancia. Ejemplo: C Fórmula semidesarrollada Son fórmulas intermedias entre la fórmula global y la fórmula desarrollada. C2H6 . Fórmula topológica rodeado por otros 4 átomos de carbono a los cuales Ejemplo: está unido. Ejemplo: VIII. de átomos de carbonos unidos por ligaduras simples. Carbono secundario (C 2°) Es el que está unido a otros 2 átomos de carbono y podría poseer hidrógenos secundarios. CH4. C3H4 Ejemplo: Etano Propino Nota: Estas fórmulas globales pueden representan a uno o más compuestos (llamados isómeros). CHCCH3 Etano Propino D. B. lineales o ramificadas no incluye al metano. Ejemplo: VII. Carbono terciario (C 3°) e hidrógeno. y también las cíclicas semejantes a ellas. Alifáticos Esta clasificación sólo incluye carbonos saturados y Sustancias de cadenas abiertas. Puede haber muchas cadenas laterales o grupos Ejemplo: unidos al anillo aromático. TIPOS DE FÓRMULAS A. analizando la estructura semidesarrollada. se observa: n=8 8 C → En la cadena principal. 6 – tetrametiloctano E) 3. es: semidesarrollada del hidrocarburo. Además según el prefijo repetitivo"di". 5 Problema 2 C) C8 H14 Determina la fórmula global del siguiente D) C8 H16 A) 2. F. 5 B) 2. 4 A) C3H14 B) C8H16 PRE SAN MARCOS 2006–II C) C8H18 D) C12H26 Resolución: E) C14H30 NIVEL INTERMEDIO Según la clasificación de los carbonos Resolución: saturados o tetraédricos (sp3) Resolución: Sabemos que la fórmula global (F. 6. 5 alcano: E) C8 H18 C) 2. del compuesto. = C8H6 Respuesta: C14H30 Respuesta: C8H6 SAN MARCOS 55 55 QUIÍMICA TEMA 14 . = Cn H2n+ 2n–2d–4t Según el prefijo "octa".) Primero determinamos la fórmula de un alquenino. 6. 4. 5. PROPIEDADES DEL CARBONO PROBLEMAS RESUELTOS Problema 1 Se observa: Problema 3 Señala secuencialmente.2 – dien – 4. primarios y Respectivamente. 5C2°. 2C3° y 1C4° Determine la fórmula global del siguien- de carbonos terciarios. 6. diino → 2 enlaces triples: t = 2 Además: Sabemos que la fórmula global de un Reemplazando: alcano es CnH2n+2. 6 C → En las ramificaciones. 6. 5. F. 6C1° y 5C2° Octa – 1. G. = C8H2(8) + 2 – 2(2) – 4(2) Reemplazando: Por lo tanto la fórmula global será: C14H2(14)+2 = C14H30 F. el número 6C1°.6 diino A) C8 H6 B) C8 H12 Respuesta: 2. 6 D) 3. 5. significa que existe 8 átomos de carbono: En la estructura molecular. G. Entonces: En total hay 14 C en la fórmula dien → 2 enlaces dobles: d = 2 En el problema.G. 5 3 – etil – 3. significa cantidad dos. nos piden determinar: te compuesto: secundarios para el siguiente compuesto: 2C3°. G. PREFIJOS IUPAC Dependen del número de átomos de carbono presente en un compuesto orgánico. los átomos de carbono requieren una hibridación sp3 porque presentan enlaces simples () entre carbono y carbono. II. HIDROCARBUROS Acíclicos o de cadena abierta Cíclicos o de cadena cerrada Saturados Insaturados Heterocíciclos Homocíciclos Alcano o Alquenos Alicíciclos aparafinas Alquinos Aromáticos I. QUÍMICA TEMA15 HIDROCARBUROS DESARROLLO DEL TEMA HIDROCARBUROS Es la clase más sencilla de compuestos orgánicos. son hidrocarburos acíclicos saturados. SAN MARCOS 56 QUÍMICA TEMA 15 . HIDROCARBUROS ACÍCLICOS SATU- RADOS Alcanos o Parafinas. constituidos exclusivamente por átomos de los elementos carbono (C) e hidrógeno (H). Son compuestos binarios. HIDROCARBUROS Ejemplo: Ejemplos: Otros: I. V. siendo una sustancia químicamente activa. : _________________________ de una vez. hay un grupo metil (–CH3) unido a él. considerando el número de carbonos que posee. Nomenclatura IUPAC de alcanos ramificados Considerar las siguientes reglas: II. tri. neo y ciclo. : __________________________ • iso → Cuando en el carbono N° 2. se usan los prefijos di. que entre otro grupo monovalente en su lugar. El doble enlace carbono . • neo → Cuando en el carbono N° 2. Se deben considerar alfabéticamente los Resultan de sustituir un hidrógeno a un alcano para prefijos iso. no se toma en cuenta los prefijos B. : _____________________ 1° Se determina la cadena principal que es la cadena carbonada más extensa (con mayor número de átomos de carbono).carbono es una unidad estructural y un grupo funcional importante en la química orgánica el doble enlace es el punto donde los alquenos sufren la mayoría de las reacciones. Para III. 2° Se enumera los átomos de carbono de la cadena principal por el extremo más cercano a un grupo III. SAN MARCOS 75 57 QUÍMICA TEMA 15 . Son compuestos que en su estructura. Nomenclatura común de alcanos Se usan los prefijos: III. según la IUPAC. : _______________________ • n → Para isómeros de cadena lineal o normal. existen dos grupos metil (–CH3) unido a él. de modo que la numeración sea lo menor posible para la posición de este grupo alquilo. tetra. : ____________________ alquilo. IV. : _______________________ A. CH3 – CH2 – CH2 – CH3: _________________ C. tetra. etc) ni los prefijos comunes sec y terc. Radicales o grupos alquilo (–R) repetitivos (di. 4° Si un grupo alquilo o sustituyente se repite más IV. etc. tri. sino hay ramificación en el hidrocarburo. 5° Al nombrar los grupos alquilos o sustituyentes en orden alfabético. pero son útiles para propósito de nomenclatura. : ______________________________ II. : _____________________ Ejemplo: I. 3° Se nombran los grupos alquilos o sustituyentes principalmente en orden alfabético e indicando su posición en la cadena principal. ALQUENOS U OLEFINAS nombrarlos se cambia la terminación "ano" por il(o). No 6° Finalmente se nombra la cadena principal forman una especie química propiamente dicha. presentan por lo menos un enlace doble. pañales. CH2 = CH – (unión de muchas moléculas) origina el polietileno. Principales alquenos B. IV. 2º Dicha cadena debe numerarse iniciando del 3. etc. Su polimerización es empleada en la fabricación 3º Si existe 2 dobles enlaces su terminación será de los cauchos sintéticos. tres dobles enlaces será trieno. y muy poco soluble en el agua. bolsas. insípido. usada 1º Se debe tener en cuenta que el enlace doble está en la fabricación de juguetes y recubrimiento de en la cadena principal. Los átomos de carbono del grupo funcional (enlace triple) poseen hibridación sp. Nomenclatura IUPAC de alquenos ramificados Se polimeriza en polipropileno. HIDROCARBUROS Ejemplos: A. Butadieno (CH2 = CH – CH = CH2) extremo más cercano al enlace doble. ALQUINOS O ACETILÉNICOS Son hidrocarburos acíclicos insaturados o compuestos que en su estructura presenta por lo menos un enlace triple. dieno. ____________________________________ 2. Es II. CH2 = CH – CH2 – combustible e inflamable. TEMA 15 QUÍMICA 5885 SAN MARCOS . Al polimerizarse I. ____________________________________ plástico poco resistente a la temperatura empleado para fabricar envases. Propeno o Propileno (C3H6) C. Grupos alquenilos 1. de olor etéreo débil comunes aceptados por la IUPAC. etc. Eteno o Etileno (C2H4) Son sustituyentes insaturados que tienen nombres Es un gas incoloro. originando otro Pasos a seguir: tipo de plástico de mucha importancia. Es una gas incoloro (punto de ebullición – 84° C). V. quiere decir que el enlace triple (––) Actualmente el método más práctico es: debe estar en la cadena principal y la numeración se debe iniciar del extremo más próximo a este enlace. B. En la naturaleza se le encuentra en la hulla y el petróleo. poco soluble en agua. HIDROCARBUROS CÍCLICOS Son hidrocarburos de cadena cerrada. en los cuales los extremos de una cadena lineal se unen formando una cadena cíclica. de los alquinos. El acetileno es empleado en "soldadura oxiacetilé- En 1862. realizó nica" obteniéndose mediante su combustión una la síntesis del acetileno de acuerdo a la siguiente temperatura de 3000 °C empleada para fundir o reacción química: soldar metales. Se le considera como materia clave en la síntesis orgánica. Si existen 2 triples enlaces su terminación será diino. Alquino más importante Luego al "carburo de calcio" se le agrega agua y se Acetileno o etino (C2H2) Es el más importante libera el acetileno gaseoso. Ejemplo: SAN MARCOS 95 59 QUÍMICA TEMA 15 . HIDROCARBUROS Ejemplo: A. 3 triples enlaces será triino. Nomenclatura IUPAC de alquinos ramificados Este caso es similar a la forma como se nombran a los alquenos. cicloalquenos y cicloalquinos. etc. Marcelino Berthelot (1827 – 1907). Pueden ser cicloalcanos. • Estructura del benceno se encuentran en el petróleo. la molécula es apolar. unidos por enlace simple y doble en forma alternada. la valencia libre se puede originar al extraer un hidrógeno en cualquiera de los átomos. S. químicamente cada molécula es de forma planar formado por un anillo de 6 carbonos. Ejemplo: Como los átomos de carbono de un cicloalcanos poseen hidrógenos equivalentes.09 A TEMA 15 QUÍMICA 6006 SAN MARCOS . HIDROCARBUROS A. Es una molécula más estable de lo esperado y presenta 2 formas resonantes. El ciclopentano y el ciclohexano son los únicos cicloalcanos que se obtienen de fuentes naturales. Grupos alquilos derivados de los cicloalcanos • Heterocíclico Son compuestos en cuyo anillo o ciclo existen otros átomos diferentes al carbono (llamados heteroátomos). VI. etc. como: O. Preparación de cicloalcanos Es un líquido de menor densidad e insoluble en el agua y de olor etéreo. CLASIFICACIÓN GENERAL DE LOS HI- DROCARBUROS CÍCLICOS Hidrocarburos cíclicos Heterocíciclos Homocíciclos • Fórmula del Benceno • Fórmula global = C6H6 • Presenta 12 enlaces s y 3p Alicíciclos • Posee 6 carbonos híbridos en sp2 • Longitud de enlace C – C = 1. N.397 A° Aromáticos ° • Longitud de enlace C – H = 1. Benceno o feno: B. estas se unen por fuerzas de London. cuya fórmula topológica es: por el extremo derecho.5 . La numeración de esta cadena se inicia entonces en este caso.etil . Problema 3 Determinar la fórmula global del siguiente 1 .Ciclopropil . al siguiente hidrocarburo insaturado Por lo tanto su fórmula global es: alquino: C13H20 Respuesta: C13H20 PRE UNMSM 2009–I NIVEL INTERMEDIO PRE UNMSM 2006 – I NIVEL FÁCIL A) C13H15 B) C13H17 Problema 2 A) 4.5–dimetilhex–2–ino Por último nombramos los sustituyentes ⇒ IUPAC 1993 en orden alfabético.dimetil – 2 – hexino E) C13H20 PRE UNMSM 2008–II C) 2. contenidos al enlace triple.5 – dimetilhex – 2 – ino constituida por 7 átomos de carbono C) 8 D) 9 y siempre debe contener los enlaces E) 10 Resolución: múltiples (el doble y triple enlace). porque esta más se empieza a enumerar la cadena cerca al enlace triple.3 – dimetil – 4 – hexino NIVEL INTERMEDIO D) 2. según su fórmula semidesarrollada.5 – dimetilhex – 2 – ino insaturado.3 .ino Nombra según La IUPAC.6 .3 . será: SAN MARCOS 16 61 QUÍMICA TEMA 15 . El furano es un hidrocarburo hetero.en . según la IUPAC. Analizamos su estructura molecular. carbonada por el carbono extremo más cerca al doble enlace. HIDROCARBUROS PROBLEMAS RESUELTOS Problema 1 4 .5 . La cadena principal está constituida por Además el enlace doble y el enlace triple Resolución: 6 carbonos. se ubican en posiciones equivalentes.dimetil – 4 – hexino C) C13H18 D) C13H19 Determine la atomicidad del furano: B) 2. cíclico. El nombre IUPAC sera: 4.5–dimetil–2–hexino ⇒ IUPAC 1979 4.3 – dimetilhex – 4 ino Resolución: Se observa que la cadena principal está A) 6 B) 7 E) 4.metilhept . Entonces el nombre del hidrocarburo Respuesta: 9 Respuesta: 4. Cuando el (–OH) va unido a un carbono con Fórmula General: hibridación sp2 no es alcohol. R – OH Formación y nomenclatura: A) CH3 – OH • Metanol • Alcohol metílico • Espíritu de la madera Es tóxico. II. Según el # de grupos hidróxilo (–OH) en su • Alcohol etílico estructura • Espíritu del vino No es tóxico. QUÍMICA TEMA 16 OXIGENADOS DESARROLLO DEL TEMA FUNCIONES ORGÁNICAS OXIGENADAS Son aquellas sustancias orgánicas ternarias que tienen en su F) OH Ciclohexanol composición principalmente carbono. daña el nervio óptico causando ceguera. Polioles: Poseen 2 o más grupos "OH". FUNCIÓN ALCOHOL numeración. CLASIFICACIÓN DE LOS ALCOHOLES B) CH3 – CH2 – OH • Etanol A. El carbono que contenga el OH tendrá la menor I. • Alcohol propílico D) CH3 – CH2 – OH • 2 – propanol • Etanodiol • Alcohol isopropílico • Etilenglicol • Glicol E) 1 2 3 4 5 6 7 Es un líquido viscoso y tóxico. que el de doble enlace. hidrógeno y oxígeno. OH CH3 5 – metil – 5 – hepten – 2 – ol SAN MARCOS 62 QUÍMICA TEMA 16 . apto para beber en pequeñas cantidades. se utiliza como CH3 – CH – CH2 – CH2 – C = CH – CH3 anticongelante de ceras y en radiadores de motores. • CH3OH metanol • C2H5OH etanol C) CH3 – CH2 – CH2 – OH • 1 – propanol 2. Son compuestos que se caracterizan por tener radicales hidróxilo (–OH) que va unido a un carbono con hibridación Nota: sp3 (carbono que solo presenta enlace simple). Monoles: Solo poseen 1 grupo (–OH) se utiliza también como alcohol medicinal. no apto para beber. 1. Asimétricos: R1 – O – R2 (radicales diferentes) 1. C2H5 – O – H C2H5 H2SO4 140ºC O + H2 O C2H5 – O – H C2H5 2 moléculas éter 3. Simétricos: R – O – R (radicales iguales) A. PROPIEDADES DE LOS ALCOHOLES Tipos A. B. 2. Alcohol secundario: • Para la obtención de éteres. Alcohol primario:  O  CH3 – CH – CH3  → CH3 – C – CH3 R – CH2 – OH | || OH O 2 – propanol Propanona ( Cetona ) • Alcohol terciario: Son muy difíciles de oxidar. A. Alcohol ternario: de etanol dietílico • Para la obtención de alquenos. no es tóxico. 3. los IUPAC alcoholes se asemejan más en algunas propiedades Radical de menor carbono OXI cadena más larga de los hidrocarburos correspondientes. Los alcoholes son compuestos polares debido a la presencia del grupo –OH esta polaridad es más Nomenclatura marcada en los alcoholes de baja masa molecular. sabor dulce. FUNCIÓN ÉTER Fórmula general R–O–R III. se utiliza en la preparación de jabones Cuando un alcohol primario se oxida en forma como humectante y también en la preparación completa o total se obtiene ácido carboxílico de la nitroglicerina (explosivo). eno o ino). Indicando el nombre de la función (Nombre de • Alta masa molecular son insolubles en H2O los radicales) ÉTER. En alcoholes con igual número de carbonos a mayor ramificación MENOR temperatura de ebullición.H. cual los alcoholes de: • Baja masa molecular son solubles en H2O B. los alcoholes se oxidan. debido a esto Ejemplo: presentan alta temperatura de ebullición. Forman puente de hidrógeno (P. Según la posición del grupo oxidrilo (–OH) • Alcohol secundario 1. Químicas 1. razón por la (terminado en ano. B. Oxidación moderada: En presencia del K2Cr2O7 (oxidante [O]). H2SO4 CH2 – CH2 CH2 = CH2 + H2O 180ºC H OH IV. soluble Nota: en H2O. Físicas B. Derivado de un alifático a medida que la longitud de la cadena crece. (Funcional) 2. OXIGENADOS • Propanotriol. Glicerina o glicerol Líquido incoloro. • Alcohol primario [O] → CH – CHO CH3 – CH2 – OH  3 Etanol Etanal ( Aldehído ) SAN MARCOS 36 63 QUÍMICA TEMA 16 .). Deshidratación 2. se utiliza como antiséptico. TEMA 16 QUÍMICA 6446 SAN MARCOS .. b) Sistema funcional: Se nombra los radicales de menor a mayor número de átomos de carbono seguido del término cetona. Fórmula general: R – CO – R' Grupo funcional: Es el ácido presente en el vinagre en un 5% en masa Nomenclatura aproximadamente: sabor agrio y soluble en agua. a) Sistema IUPAC: Raíz ".ona" se nombra como derivado del alcano.. FUNCIÓN CETONA Obtención: Nomenclatura [ O] a) Sistema IUPAC : ácido raíz (#C) "oico" R – CH – R ' → R –C–R' | || b) Sistema común: "ácido . OXIGENADOS V. R – CO – R'  → R – CH – R' | Ejemplo: Cetona Alcohol secundario Observación: En reactividad química para la oxidación. VI.ico" OH O Ejemplo: Alcohol secundario Cetona Ácidos monocarboxílicos: Presentan 1 grupo funcional – COOH. pero utilizando la raíz común LiAlH4 y debe terminar en aldehido... el número de carbono. • Al reducirse se obtiene el alcohol secundario que le b) Sistema Funcional: Para esto se toma en cuenta dio origen. se cumple: Aldehído > Cetona VII. FUNCIÓN ÁCIDO CARBOXÍLICO Obtención:  O  R – CHO  → R – COOH Aldehído Ácido carboxílico El compuesto más importante es el metanal (HCHO) Grupo funcional en solución acuosa al 40 % en volumen se denomina formol. conservador de tejidos celulares.. FUNCIÓN ALDEHÍDO Ejemplo: Obtención: [O] → R – CHO R – CH2OH  Fórmula general R – CHO Grupo funcional: Nomenclatura: a) Sistema IUPAC: Raíz "..al" se nombra como Propiedades químicas: derivado de alcano. La saponificación → RCOO(– ) + H(+ )  R – COOH( ac ) ←  es la hidrólisis con catálisis básica de grasas y aceites. produciéndose sales orgánicas: Presentan 2 grupos funcionales – COOH: VIII.oato" de alquilo. Son sales de sodio y potasio de un ácido graso de cadena larga que se obtiene por saponificación. A ellos se deben los sabores y primeros son solubles en agua. pero hasta los 8 de aroma agradable. • C15H31COOH • Ácido hexadecanoico • Ácido palmítico Nomenclatura: ".. fragancias de la mayoría de las frutas y flores así como diversos sabores de fruta que se emplean para pasteles. Propiedades físicas La gran mayoría de los ésteres simples son sustancias c) Los dicarboxílicos son sólidos. ac ac SAN MARCOS 56 65 QUÍMICA TEMA 16 . Los más importantes son: • C11H23COOH • Ácido dodecanoico • Ácido laúrico Proceso de esterificación • C13H27COOH • Ácido tetradecanoico • Ácido mirístico Observación: La reacción inversa (←) se llama hidrólisis del éster. FUNCIÓN ÉSTER Fórmula general Ácidos grasos o superiores: Se obtienen de la hidrólisis de grasas sólidas (cebos) y líquidos (aceites). • C16H33COOH • Ácido heptadecanoico • Ácido margárico • C17H35COOH • Ácido octadecanoico • Ácido esteárico O CH3 – C – O – CH2 Propiedades físicas a) La solubilidad disminuye al aumentar el peso molecular. b) Presenta puente de hidrógeno (P..) debido a esto son los compuestos que tienen la temperatura de ebullición más alta de todos los orgánicos oxigenados. OXIGENADOS Ácidos dicarboxílicos: b) Se neutralizan con las bases.H. Propiedades químicas Jabones a) Son ácidos débiles por lo tanto se disocian parcialmente cuando están disueltos en agua. dulces y helados. Donde R: radical alquil y Ar: radical aril I.NH2 …amina amino - Alquenos -C=C.CO .COOR …oato de… alcoxicarbonil - Amida .OH …ol hidroxi - Fenoles Aminas .CONH2 …amida carbamoil - Nitrilo . …ano il o ilo Algunos grupos funcionales pueden ser citados solo como prefijos. CH3CH2NHCH3: N – metiletilamina Problema 2 IV. CH3NH2 compuestos orgánicos: II. …eno il o ilo Alquinos -C≡C. bromo.COOH Ácido …oico carboxi - Éster . etc) nitro nitro Ejemplos: CH3 – CHOH – COOH Ac 2 – hidroxipropanoico CH3 – CHOH – CH = CH – CO – CH3 5 – hidroxi – 3 – hexen – 2 – ona PROBLEMAS RESUELTOS Problema 1 Problema 3 El aroma agradable de las frutas se Indica qué compuestos son aminas. Grupo funcional Nombre como sufijo Nombre como prefijo éter alcoxi hologenuro halo (cloro. IV NIVEL INTERMEDIO NIVEL INTERMEDIO Resolución: Resolución: Los ésteres más volátiles tienen olores Resolución: agradables bastantes característicos Las aminas presentan la siguiente forma por eso suelen emplearse para preparar general: R – NH2 o Ar – NH2 perfumes y condimentos artificiales. III y IV producto principal.CHO …al formil - Cetonas . debe a uno de los siguientes grupos de I.CN …nitrilo ciano - Aldehidos . Ellos son los grupos subordinados que se indican en la tabla y ninguno de ellos tiene prioridad alguna. D) Ácidos orgánicos D) Benzoato de fenilo A) I y II B) II y III E) Ésteres E) Benzoato de acetilo C) I. indica el nombre del Respuesta: D) Benzoato de fenilo Respuesta: C) I. II y III UNMSM 1997–I NIVEL INTERMEDIO E) II. CH3CO – NH2: no es amina Respuesta: E) ésteres III. TEMA 16 QUÍMICA 6666 SAN MARCOS . …ino il o ilo Alcanos -C–C. …ona oxo - Alcoholes y . bencenamina Al completar la siguiente reacción en medio ácido. OXIGENADOS • En la siguiente tabla los grupos funcionales estan ordenados de mayor a menor prioridad. CH3CH2NHCH3 B) Aminas B) Acetato de bencilo C) Alcoholes C) Etanoato de propilo IV. III y IV D) I. CH3CONH2 A) Éteres A) Fenilato de acetilo III. CH3NH2: metilamina II. Grupo Sufijo (cuando es grupo Prefijo(cuando es Función Funcional principal) sustituyente) Química Ácido carboxílico . III.