REACCIONES Y ECUACIONES QUIMICASLOGROS ESPERADOS Identificar y escribir correctamente equilibradas los diversos tipos de ecuaciones químicas. Clasificar las reacciones químicas de acuerdo con sus características. Interpretar una ecuación química en términos de masa, moles y moléculas. Equilibrar ecuaciones químicas aplicando los diversos métodos conocidos Relaciona las ecuaciones químicas con la ley de la conservación de la materia y equilibra ecuaciones sencillas. Elabora una lista de reacciones químicas frecuentes en la vida diaria. Plantea preguntas de carácter científico y tecnológico, orientadas a buscar la relación de los procesos naturales con las reacciones químicas. Organiza y se adapta con facilidad al trabajo en grupo. REACCIÓN QUÍMICA Es un proceso químico en el cual unas sustancias, denominadas reactivos, se transforman en otras nuevas sustancias, denominadas productos. Los reactivos rompen determinados enlaces y distribuyen sus átomos de forma diferente, originando otros enlaces y productos nuevos. Por ejemplo, al poner en contacto el ácido clorhídrico con el hidróxido de sodio, el átomo de hidrogeno del ácido se une con el hidroxilo de la base formando agua, y el átomo de sodio ocupa el lugar dejado libre por el hidrógeno en el ácido, produciendo cloruro de sodio. En este proceso, las moléculas de ácido clorhídrico e dióxido de sodio son los reactivos, y el cloruro de sodio y el agua son los productos de la reacción HCl + NaOH → NaCl + HOH Una reacción química se caracteriza por: o Un cambio de las propiedades de los cuerpos que reaccionan. o Una variación de energía que se pone de manifiesto en el transcurso del proceso. ECUACIÓN QUÍMICA. Los elementos se representan por símbolos y los compuestos químicos por formulas. Una reacción química se simboliza mediante una ecuación química. Una ecuación química debe equilibrarse de manera cuantitativa. Una ecuación se encuentra equilibrada cuando cumple dos leyes o principios químicos. Ley de la conservación de la materia (ley de Lavoisier); la masa de los reactivos debe ser igual a la de los productos de reacción. La ley de las proporciones definidas (ley Proust); las sustancias reaccionan según unas relaciones de peso fijas e invariables. Estas proporciones fijas vienen representadas en la ecuación química mediante unos números llamados Coeficientes estequiométricos. COMO ESCRIBIR ECUACIONES Se determina la correcta identificación de reactivos y productos. Este paso incluye experimentación en el laboratorio. o Se encuentran las formulas moleculares correctas de todas las sustancias. o Se escriben las formulas moleculares de los reactivos y se separan por medio de un signo + 2 o Se indica el estado físico de los reactivos utilizando las siguientes notaciones: (g) gas; (s) sólido; (l) líquido; (aq) Acuoso A menudo se omiten estos símbolos en las ecuaciones. casi siempre se omite para los iones en solución acuosa. La notación (aq) o A continuación de las formulas de los reactivos, se coloca uno de los tres símbolos siguientes: Produce, forma, da Se utiliza para indicar que la reacción ocurre en ambos sentidos, es decir, que los reactivos dan productos y simultáneamente los productos están reaccionando para formar reactivos. o Se escribe las formulas de los productos, indicando su estado físico y se separan utilizando el signo +. o Arriba o debajo de la flecha se puede anotar alguna condición necesaria para que la reacción se lleve a cabo (temperatura, presión, calor, etc.) Estos son los catalizadores o sustancias que aceleran la velocidad de una reacción sin llegar a formar parte de los productos. o En algunos casos se requieren otras notaciones como: Desprendimiento de un gas; precipitado sólido. 3 CLASES DE REACCIONES R eacciones químicas S egún transformación S íntesis Desplazamiento S egún grado de calor E ndotérmicas C ombustión Doble sustitución E xotérmicas Descomposición Combinación o síntesis Ocurre cuando se unen dos o más sustancias para formar una sola sustancia. Una ecuación general de este tipo es: A + B AB Las sustancias A y B pueden ser elementos o compuestos. Su ecuación general es: A + BC AC + B 4 . cuyas moléculas son el resultado de una reagrupación de los átomos de los reactivos. un elemento libre sustituye y libera a otro elemento presente en un compuesto. AB A + B Desplazamiento o sustitución En este tipo de reacciones. AB siempre será un compuesto. Descomposición o análisis Se presenta cuando a partir de un compuesto se producen dos o más sustancias. El elemento libre sustituye a uno de los elementos del compuesto siempre y cuando sea más reactivo que aquél. Por lo general, un metal libre reemplaza a otro metal en el compuesto pero menos electropositivo que aquél, o un no metal libre reemplazan a otro no metal en un compuesto si es menos electronegativo. De intercambio o doble sustitución También se denominan de doble descomposición o metátesis, en éstas generalmente participan dos compuestos iónicos que se encuentren en solución acuosa. Al reaccionar dos compuestos intercambian iones y se producen dos nuevos compuestos. AB + CD AC + BD De combustión Las reacciones de los elementos y compuestos con el oxigeno son tan comunes que pueden ubicarse como una clase determinada. Según el intercambio de calor Las reacciones químicas pueden clasificarse en: o Reacciones Exotérmicas: Aquellas que desprendimiento de calor (energía calorífica) se efectúan con o Reacciones endotérmicas: Las que ocurren con una absorción de calor o energía. ESCRITURA Y EQUILIBRIO DE UNA ECUACIÓN QUÍMICA o Método de ensayo y error o simple inspección Es una buena técnica equilibrar primero los elementos denominados metales, luego los no metales, dejando para el final el hidrógeno y el oxigeno. o Oxidación y reducción 5 Oxidación es la perdida de electrones, acompañada de un aumento en el número de oxidación de un elemento hacia un valor más positivo. Reducción es la ganancia de electrones, acompañada de una disminución en el número de oxidación hacia un valor menos positivo. Las reacciones de oxidación y reducción suceden simultáneamente, depende la una de la otra, el número total de electrones perdidos por una especie en la oxidación debe ser igual al número de electrones ganados por la otra especie en la reducción, es decir que en una reacción de oxidación-reducción no hay exceso ni deficiencia de electrones. Estas reacciones se llaman comúnmente reacciones redox (reducciónoxidación) Por ejemplo, el hiero es capaz de reaccionar con el cloro de acuerdo a la siguiente reacción: 0 2Fe + 3Cl20 Reducción = 2Fe3 + Cl3-1 Oxidación Agente oxidante. Es el elemento o compuesto que capta electrones para reducirse, los no metales se comportan como oxidantes. Este carácter aumenta al crecer la afinidad electrónica. Los halógenos y el oxígeno son agentes oxidantes muy enérgicos. Agente reductor. Es el elemento o compuesto que cede electrones, oxidándose. Los elementos electropositivos, metales, son reductores. Las ecuaciones de óxido-reducción se pueden igualar por dos métodos: el de óxido-reducción y el de Ion-electrón Método de óxido reducción: Como los procesos de oxidación reducción son de intercambio de electrones, las ecuaciones químicas estarán igualadas cuando el número de electrones cedidos por el agente reductor sean los mismos que los aceptados por el agente oxidante. El número de electrones intercambiados se calcula teniendo en cuenta la variación de los números de oxidación de los elementos. Por el número de oxidación; el mecanismo de igualación es el siguiente. 6 - Se escribe la ecuación del proceso y se determina el número de oxidación para cada uno de los elementos participantes en la reacción, escribiendo este valor en la parte superior del símbolo. - Se establece cuales átomos sufren cambio en su número de oxidación y cuáles de ellos es el oxidado y el reducido. - Se calcula el número de oxidación de cada uno de estos átomos, tanto en su forma oxidada como reducida y se procede a escribir ecuaciones iónicas. - Se establecen los coeficientes mínimos del oxidante y del reductor, de tal forma que el número total de electrones ganados y perdidos sea el mismo; para ello multiplicamos en las ecuaciones iónicas el número de electrones por factores adecuados. - Se asigna como coeficiente de las sustancias afectadas en la ecuación, los factores que se utilizaron para que el número de electrones sea igual. - Por último, el equilibrio se logra por el método de ensayo y error. Método de Ion – electrón: Las reacciones de oxidación – reducción generalmente se producen en disolución y son reacciones entre formas iónicas y no moleculares. En el método de igualación del Ion electrón se escribe la ecuación iónica de oxidación reducción y se desdobla en dos ecuaciones iónicas electrónicas, que se verifican simultáneamente. Las reglas de igualación son las siguientes: - Se escribe la ecuación electrónica para la semi-reacción de reducción del oxidante. - Si en la forma iónica reducida hay menos átomos de oxígeno que en la forma oxidante, los oxígenos sobrantes aparecen en el segundo miembro formando agua, para lo cual hay que añadir al primer miembro de la ecuación los H+ necesarios. 7 - Se suman las dos ecuaciones que resultan y se anulan los electrones. - Se escribe la ecuación electrónica de oxidación del ión reductor. adquiriendo 8 electrones. - Se iguala la ecuación eléctricamente. y el N se reduce de +5 a -3. 8 . haciendo aparecer. La ecuación iónica final es la buscada. se pueden agregar.- Se realiza el proceso de igualación eléctrica: se añaden al primer miembro los electrones necesarios para que la carga total de los miembros sea la misma. añadiendo al segundo miembro los electrones necesarios. a ambos miembros de la ecuación. EJERCICIO RESUELTO Igualar la siguiente ecuación por el método del número de oxidación HNO3 + Zn NH4NO 3 + Zn(NO3) + H2O Sol. Asignamos números de oxidación a los átomos que participan en la reacción +1+5 -2 0 -3 +1 +5 -2 +2 +5 -2 +1 -2 H N O3 + Zn N H4 N O3 + Zn (N O3) + H 2 O Lo anterior nos indica que el Zn se oxida de 0 a +2. - Si en la forma iónica oxidada hay más átomos de oxígeno que en la forma reductora. Si en la ecuación final quedan iones H + en el segundo miembro. Se llevan al mismo miembro los iones H + y las moléculas de H2O. lo cual indica que el proceso se realiza en medio alcalino. en el segundo miembro los H+ correspondientes. se adicionan en el primer miembro de la ecuación las moléculas de H2O necesarias. perdiendo 2 electrones. - Se multiplican las dos ecuaciones por los coeficientes mínimos necesarios para igualar el número de electrones. los iones OH necesarios para transformar todos los H + en el H2O. Nombrar un ejemplo de reacción endotérmica y uno de reacción exotérmica usadas en la vida diaria por el hombre. Escribir tres ecuaciones químicas que se consideren como reacciones de combinación.Las semi-ecuaciones iónicas son: Zn0 – 2e. Para N encontramos 1 átomo en reactivos y 10 en productos. 2.Zn+2 Sustancia oxidada N+3 + 8e- N-3 Sustancia reducida Se equilibran el número de electrones perdidos y ganados: para ello multiplicamos la semi ecuación de oxidación por 4 y la de reducción por 1. H 10 en reactivos y 6 en productos. multiplicamos por 3 el agua. y sumamos las dos semi ecuaciones. 9 . se multiplica por 10 el HNO 3. 4 (Zn0 – 2e. Coeficientes que equilibran la ecuación son: 10: 4: 1: 4: 3 EJERCICIOS PROPUESTOS 1. 10HNO3 + 4Zn NH 4NO3 + 4Zn (NO3) + 3H2O A. El oxígeno queda equilibrado: 30 átomos en ambos miembros. el hidrógeno y oxígeno. Zn+2 ) Se llevan estos coeficientes a la ecuación inicial El equilibrio se termina por el método del ensayo y error. falta por equilibrar los átomos de nitrógeno que no sufrieron cambio en su número de oxidación. Nitrato de plomo (II) + cromato de sodio cromato de plomo (II) + nitrato de sodio. Na2O2 d. POCl3 j. N2O5 g. KMnO4 l. NH4NO3 k.3. e. Na2SO3 e. Cul2 b. Metano (CH4) + Oxígeno dióxido de carbono + agua. Agua + trióxido de azufre ácido sulfúrico b. f. HlO4 f. ¿Qué requisitos se deben tener en cuenta al escribir una ecuación química? 5. Na3AsO4 h. Al2(SO 4)3 4. a. KBrO4 i. Escribir las ecuaciones de las siguientes reacciones y equilibrarlas por el método de ensayo y error. Determinar el número de oxidación que corresponda a cada elemento. Disulfuro ferroso + oxigeno óxido férrico + dióxido de. PCl3 c. c. 10 . Ácido carbónico + hidróxido de aluminio carbonato de aluminio + agua d. en cada uno de los siguientes compuesto: a. Amoníaco + oxígeno dióxido de nitrógeno + agua. + H+ Mn+2 + NO3. ¿Qué factores se deben tener en cuenta para equilibrar una ecuación química por el método del número de oxidación? 7.+ H2O g. Br . Br2 + OH . PCl3 + H2O H3PO 3 + HCl f. MnO 4 + NO2 . Cr2O7 . HclO2 + HCl H 2O + Cl2 c. C3H8 + O2 CO2 + H2O e. H2S + O2 H2O + SO 2 8. y clasificarlas según su tipo a.6. Equilibrar las siguientes ecuaciones químicas mediante el método de óxido reducción: a. PbO + NH3 Pb + N 2 + H2O d.+ H + + Cl . Al + HCl H2 + AlCl3 d. KmnO4 + FeSO4 + H2SO4 MnSO4 + Fe2(SO 4)3 + K 2SO4 + H2O e. CaCO3 CO2 + CaO b.+ BrO3 + H 2O 9. Calor a. Cr +3 + H2O + Cl2 h. KclO3 + Kl + H 2O KCl + I2 + KOH f. Equilibrar las siguientes ecuaciones químicas por el método de ensayo y error. Clasificar y equilibrar las siguientes ecuaciones químicas por el método de ensayo y error. Al + O2 Al2O 3 g. CrCl3 + KOH + ClO3 KCl + K 2CrO4 + H2O b. NaOH + NH4Cl + Ag Cl Ag(NH 3)2 Cl +NaCl + H2O 11 . ZnCo3 + H3PO4 Zn3PO4)2 + H 2CO3 c. N2O5 C NO 2 O2 f. Balancear las siguientes ecuaciones de semi reacción equilibrando primero el número de átomos y luego escribir el número de electrones cedidos o electrones ganados. N2 N3+ 11. K+ K b. Ag CN Ag + C 2N2 e. Cl2 + AgNO3 + H2O Ag Cl + AgClO 3 + HNO3 12 . Al + AgNO 3 Al(NO 3)3 + Ag g.b. HClO Cl1f. PH3 + KMnO4 + H2SO 4 KHSO 4 + MnSO4 + H 3PO4 + H 2O d. B2O3+ H2O H 3 BO 3 h. I2 + HNO3 + HIO 3 + NO + H2O c. I-1 I2 c. Sn4+ Sn2- g. As2 S5 + HNO3 + H2O H2SO4 + H3 AsO4 + NO b. S8 S2h. Identificar en cuáles hay oxidación y en cuáles reducción. NO + O2 NO2 c. a. I2 IO 3e. mediante el método del número de oxidación a. K2CO3 + Sr(NO 3)2 Kno3 + SrCO 3 10. Equilibrar las ecuaciones de óxido reducción siguientes. Cl2 Cl1d. CaCl2 + Na2CO 3 NaCl + CaCO3 d. Combinación 13 . K2Cr2O7 + HCl Cl2 + CrCl3 + KCl +H 2O 12. Síntesis b. este proceso se denomina a. Desplazamiento d. 1:6:3:1:3:6 d. Oxidación b. 1:3:6:1:6:3 b. H3AsO4 + H2S S + As2 S3 + H2O g. Combinación d. HI + H 2SO4 H2S + I2 + H2O h. 3:1:6:3:1:6 c. 6:1:3:1:3:6 e. Oxido reducción 14. el elemento cobre cambia su número de oxidación de +2 a 0 con ganancia de 2 electrones. Los coeficientes que equilibran las siguientes ecuaciones son: KClO3 + Kl + H2O KCl + I2 + KOH a. Descomposición c. Reducción c. 1:4:2:3:4:2 13. Doble descomposición e. Activación e. Durante una reacción. La ecuación AB + CD AC + BD Representa la reacción de una: a. CuS + HNO3 Cu(NO 3)2 + NO + S + H 2O f.e. Absorber energía b. La siguiente ecuación NaOH + HI H2o + NaI Se clasifica como una reacción de: a. Equilibrados por el método del número de oxidación a. Ionizarse d. Sustitución 17. Azufre e. Ácido bromhídrico c. Para que una sustancia pueda reaccionar con otra. Al2O3 + C + Cl2 KHSO4 + MnSO4 + H 3PO4 + H2O 14 . Ácido Sulfúrico b. Síntesis o Combinación d. K2Cr2O7 + H 2S + H2SO4 K 2SO4 + Cr2(SO 4)3 + S + H 2O c. agente oxidante. En la ecuación: H 2SO4 + HBr SO2 + Br 2 + H 2O La sustancia Oxidada es: a. Descomposición e.15. Desplazamiento c. Descomponerse e. sus moléculas deben: a. Para las siguientes ecuaciones identificar a. b agente reductor. Bromo 16. Dióxido de azufre d. Doble sustitución b. Disociarse c. Fe + HNO3 Fe (NO3) 3 + NH4NO3 + H 2O b. Chocar con otra 18. Se le considera el padre de la química moderna por sus detallados estudios sobre: la oxidación de los cuerpos. Enunció la ley de las proporciones definidas. etc. uso de la balanza para establecer relaciones cuantitativas en las reacciones químicas estableciendo su famosa Ley de conservación de la masa. Simultaneó sus estudios en el Colegio de los Oratorianos con el trabajo en la farmacia paterna. abandona Angers y se traslada a París para completar sus estudios.d. y con el también químico Jacques Charles.8 de mayo de 1794) químico francés. 26 de agosto de 1743 . el futuro descubridor de la urea. Cu + AgNO 3 Cu(NO3) 2 + Ag e. Antoine Lavoisier. 15 . y traba amistad con un químico ya renombrado. en la cual adquirió sus primeros conocimientos de química y herboristería. En 1774. Vivió durante unos años en España donde trabajo como profesor de química en Segovia. el fenómeno de la respiración animal y su relación con los procesos de oxidación. estudios en calorimetría. En 1775 Proust gana por oposición el puesto de primer farmacéutico en el Hospital de la Salpétrière de París. donde publica sus primeros ensayos. llegando a participar en la creación de un jardín botánico en la ciudad. Francia. Antoine-Laurent de Lavoisier (París. análisis del aire. Sb2S 3 + HNO3 H3SbO4+ SO2 + NO + H 2O Joseph-Louis Proust nació el 26 de septiembre de 1754 en Angers. En la capital francesa se forma junto a Hilaire-Marie Rouelle. Adaptar los cálculos estequiométricos teóricos a situaciones de la vida diaria. desde la perspectiva de una teoría explicativa y desde ésta ofrece posibles respuestas al problema. que él mismo se plantea o que encuentra en algún documento. hacer observaciones y no formular teoría alguna sin haber comprobado previamente los fenómenos relacionados con ella”. Las mediciones en el laboratorio.RELACIONES ESTEQUIOMÉTRICAS EN LAS REACCIONES QUIMICAS LOGROS ESPERADOS Comprender y aplicar los principios de la estequiometria en la solución de problemas. con el empleo de la balanza. El irlandés Robert Boyle escribió: “El verdadero hombre de ciencia debe efectuar ensayos. Interpretar las ecuaciones químicas acertadamente. Tratar problemas que el docente le plantea. Aplicar los principios estequiométricos en la solución de problemas. 16 . ESTEQUIOMETRIA La estequiometria se refiere a las relaciones de masa y mol entre las sustancias que intervienen en una reacción química. Manejar los conceptos básicos de la estequiometria. Manifestar inquietudes y deseos de saber acerca de problemas químicos y tecnológicos y los articula con su deseo de saber en otras áreas del conocimiento. llevaron a Lavoisier y otros científicos a enunciar las principales leyes estequiométricas de la química que constituyen el objeto de esta unidad. 90 70.90 Carbono 12. La tabla siguiente ilustra algunos ejemplos de compuestos que cumplen esta ley. Compuesto Masa A (g) Masa B (g) Cloro y Oxigeno Cl2O Cl2O3 Cl2O5 Cl2O7 Carbono e hidrogeno CH4 C2H6 C2H4 C2H2 Cloro 70.02 Oxigeno 16 48 80 112 Hidrógeno 4 6 4 2 17 Masa B se une Relación con masa A en Masa (g) 8 24 40 56 1 3 5 7 4 3 2 1 4 3 2 1 . Ley de las proporciones múltiples (Dalton): Cuando dos elementos se combinan para formar más de un compuesto. Proust y J.90 70. Ley de la composición definida (J. o sea que siempre contienen los mismos elementos en la misma proporción de masa. las masas de un elemento que se combina con una masa fija del otro elemento en los diferentes compuestos guardan una relación de números enteros pequeños.LEYES PONDERABLES Son aquellas que determinan el comportamiento químico de la materia en cuanto a pesos de sustancias que intervienen en una reacción.02 24. Para efectos de los cálculos químicos siempre debemos equilibrar las ecuaciones para cumplir con esta ley.02 24. ellas son: Ley de la conservación de la materia: la cantidad en gramos del reactivo que inicia la reacción debe ser igual a la cantidad en gramos del producto que se obtiene.01 24.90 70. Dalton): Cuando dos o más elementos se combinan para formar un compuesto esos lo hacen en una relación fija e invariable. lo que ocasiona el exceso de uno de los reactivos. o que reaccionan con. CALCULO MOL – MOL Los problemas estequiométricos más simples son aquellos en los cuales se calcula el número de moles de una sustancia que han reaccionado con. o que se producen a partir de. Método de factor molar Se basa en la relación del número de moles entre dos sustancias que participan en una reacción química y se determina así: Método de las proporciones Se fundamenta en la relación de la cantidad en gramos de las sustancias que intervienen en una reacción.CALCULO MASA A MASA Hay varios métodos para resolver este tipo de problemas en los cuales se utilizan las masas de las sustancias reactivas y las de los productos. Para hallar el reactivo límite entre dos reactivos se compara la relación estequiométrica con la proporción de 18 . una masa dada de otra sustancia. CALCULO CON CANTIDADES LIMITADAS Generalmente en el laboratorio es difícil tomar las cantidades precisas de cada uno de los reactivos para las diversas experiencias. un determinado número de moles de otra sustancia. CALCULO MOL-MASA O MASA-MOL En esta clase de problemas se desea calcular el número de moles de una sustancia producidos a partir de. dada una masa. o viceversa. Los cálculos para determinar la cantidad de producto esperado se realiza teniendo en cuenta la sustancia que se consume en forma total o reactivo límite. cantidad de calor insuficiente. En cualquier caso. Aquella sustancia cuya cantidad se deba aumentar para cumplir la proporción estequiométrica es considerada reactivo límite. PORCENTAJE DE RENDIMIENTO Y PUREZA La cantidad de producto que se obtiene en una reacción química generalmente es menor que la cantidad de producto calculado a partir de las relaciones estequiométricas.masas o de moles disponibles o sea con las cantidades valores del problema. Por tanto el factor molar es: El factor de conversión de gramo a mol es: 19 . El porcentaje de rendimiento o eficiencia de la reacción se define como sigue: Otro factor que influye en el rendimiento de una reacción es la pureza de los reactivos. Por ejemplo. ¿Qué masa de sulfato de hierro (II) se forma cuando 18 g de hierro reaccionan completamente con acido sulfúrico? La ecuación equilibrada para esta reacción es Fe + H2SO4 FeSO4 + H 2 Un mol de hierro produce un mol de FeSO 4. El menor rendimiento puede deberse a diferentes causas. A mayor pureza en los reactivos mayor será el rendimiento. reacciones laterales con diferentes productos o algunos de los productos que reaccionan para formar nuevamente los reactivos. se obtiene de la reacción menos producto que el esperado por los cálculos. alguno de los reactivos no alcanza a reaccionar completamente. EJERCICIO RESUELTO El acido sulfúrico reacciona con algunos metales activos y produce hidrogeno. de hierro da: xFeSO4 = 48. Cu + 8HNO 3 3 Cu (NO3)2 + 2 NO + 4H2O Calcular: a.8 moles de Cu b.8 g de HCl. EJERCICIOS PROPUESTOS 1.64 moles de HCl 2. El acido clorhídrico es producido comercialmente por reacción de cloruro de sodio con el ácido sulfúrico: 2 NaCl + H2SO4 Na2SO 4 + 2 HCl ¿Cuántos moles y gramos de HCl pueden producirse a partir de 375 g de ácido sulfúrico? R/ 278.51 g de H 2O. moles de NO. 7. d. 13. Gramos de agua formada por 1. 0. Moles de NO formados a partir de 1.Y de mol a gramo: Combinando los factores en una sola operación matemática y multiplicando por 18 gr. Masa de Cu necesaria para preparar 180 g de Cu(NO 2)2 R/ a.2. de FeSO 4 R/ Al reaccionar 18 g de hierro se forman 48. c. 60.010 moles de HNO3 20 . c.5 moles de HNO 3. b.96 g de FeSO 4. 1.98 g de Cu.96 gr. Dada la siguiente ecuación equilibrada. 6.18 moles de H2SO3. 2124.007. Cuantas moles de cada reactivo son necesarias para producir 240 Kg de Fe2O 3.13 g de CO2 4. c. Cuantos moles de ácido sulfuroso están presentes en 15 g del mismo ácido? R/ 0.? 4 Fe + 3 O 2 2 Fe2O3 R/ 3. I2O5 + 5 CO I2 + 5 CO 2 R/ 3.25 moles de P4. cuántos gramos de tri-nitroglicerina se producen? 21 .80 g de I2 8.3. ¿Cuántos gramos de P4 se forman? c.50 x 1023 moléculas de P4 7.5 moles de Fe.95 g de P4. ¿Cuántas moles de P4 pueden producirse a partir de la reacción de 155 g de fosfato del calcio? b. calcular el número de gramos de I2 producidos por la siguiente reacción. b. Cuantos gramos de oxígeno son necesarios para la combustión completa de 0. ¿Cuántas moléculas de P4 se obtienen? R/ a. 0. 30. El fósforo elemental se prepara por la siguiente reacción: 2 Ca3 (PO 4)2 + 6 SiO 2 + 10 C P4 + 6 CaSiO3 + 10 CO a.254. Dados 5 g de óxido yódico y 11 g de monóxido de carbono. 1. 2. ¿Si reaccionan 200 g de glicerina del 90% de pureza con 200 g de ácido nítrico del 90% de pureza. 5 moles de O2 5.7 Kg de butano (C4H10)? 2 C4H 10 + 13 O 2 8 CO2 + 10 H2O Que masa de CO 2 se produce en la reacción‟ R/ 2510 g de O2. R/ 3:5 11. Una forma de obtener cloro en el laboratorio es por acción de un agente oxidante fuerte sobre un cloruro: 2KMnO4 + 16 HCl 2 KCl + 2 MnCl 2 + 8 H2O + 5 Cl2 12.22 g de trinitroglicerina 9.063 moles de Sb2S 3 10. R/ 94.24 gramos de AgCl 14. Cuántos moles de sulfuro de antimonio (III) son producidos por la reacción de 37 g de cloruro de antimonio. determinar el rendimiento de la reacción.C3H5 (OH) 3 + 3 HNO3 C3H5 (NO 3)3 + 3 H2O Glicerina Trinitroglicerina R/ Reactivo limitante = HNO3. En una experiencia por reacción de 47.48 g de FeCl2 22 . si el rendimiento de la reacción es de 78%? 3 H2S + 2 SbCl3 6 HCl + Sb2S3 R/ 0.5% 13.3 mol de ácido clorhídrico.2 g de KMnO 4 se recogen 50 g de Cl2. Hallar la relación de números sencillos que ilustre la ley de las proporciones múltiples. Cuantos gramos de cloruro de plata (AgCl) se pueden preparar al hacer reaccionar 12 g de cloruro de calcio (CaCl 2) de pureza al 75% con exceso de nitrato de plata (AgNO 3)? CaCl2 + 2 AgNO3 2 AgCl + Ca(NO 3)2 R/ 23. Se hacen reaccionar 11 g de hierro con 0. El fósforo se combina con el oxígeno para formar trióxido de fósforo y pentóxido de fósforo. 216. Cuántos gramos de cloruro ferroso (FeCl 2) se recogen si la eficiencia de la reacción es de 92%? Fe + 2 HCl FeCl2 + H 2 R/ 17. Cuántas moles y gramos de hidrógeno se producen si la eficiencia de la reacción es del 95%? Zn + H2SO4 ZnSO4 + H 2 R/ 0. En la ecuación 2 Fe + 6 HCl 2FeCl3 + 3H2 Al hacer reaccionar 56 g de hierro se producen 2 gramos de hidrogeno.3% 16. 2.21 moles y 0. 6. 5.43 gramos de H2 17. En la descomposición de 6. Ninguna de las anteriores 18.8 g de KClO 3 se preparan 0. Al hacer reaccionar 180 g de Zn de pureza al 50%.4 23 . 12 c. 2 b.77 d. 2 KClO 3 2 Cl + 3 O2 R/ 72.15. 8 e.06 moles de oxígeno. la eficiencia de la reacción es del: a. En un proceso se adiciona ácido sulfúrico a 15 g de zinc.66% c. Hallar la eficiencia de la reacción. 5% b. 66% e. la cantidad en gramos de hidrógeno que se recoge es: Zn + H2SO4 ZnSO4 + H 2 a. 25% d. La masa de oxígeno que se obtiene por descomposición de 0. Si en la ecuación N2 + 3 H 2 2 NH3 Se obtiene 13.2 g 21. Ley de las proporciones múltiples c.6 g de amoníaco.85 moles de ácido clorhídrico. La hidratación de 42 g de tricloruro de fósforo originan 0. Este enunciado pertenece a: a. 5. 44 g b. 93.37 g 20. La eficacia de la reacción es del.14 g c. PCl3 + 3H2O H3PO 3 + 3HCl a. 18. 0.80 g d. 0. Ley de la conservación de la materia 22.4 % 24 . 4. “Cuándo dos o más elementos se combinan para formar en cada caso diferentes compuesto lo hacen en una relación de los números enteros”.38 g de clorato de potasio es: 2 KClO 3 2KCl + 3 O2 a. 0. es porque de nitrógeno iniciaron la reacción a. 11.28 g b. 0. 17 g e.18 g c.51 g e. Ley de Boyle Mariotte d.6 g d.19. Ley de las proporciones definidas b. 3.b.15 b. La masa de carbonato de sodio necesaria para preparar 35 g de dióxido de carbono es. 1.22% d. 0. 0.28 ton de CS2 sobran.5 g b.92 e. 90 g 25.4 % 23.9 24. Al agregar ácido sulfúrico a 30 g de zinc se obtiene. Zn + H2SO4 ZnSO 4 + H2 a. 85. Una mezcla de 1 tonelada de disulfuro de carbono y 2 toneladas de cloro se pasan a través de un tubo de reacción caliente en donde tiene lugar la siguiente reacción CS2 + 3 Cl2 CCl4 + S2Cl2 a.093 d.3 g c. ¿Cuál de los reactivos se encuentra en exceso y en qué cantidad? b. b. 25 g e. Na2CO3 + 2 HCl H2O + 2 NaCl + CO3 a. en gramos de H 2. ¿Cuántas toneladas de CCl4 pueden prepararse a partir de la reacción completa del material limitado de partida? R/ a. 0. 1. 364. 1.446 ton de CCl4 25 .3 % c.2 % e. 84. 69. 180 g d. 15.9 c. 78. la ley de la composición definida. la ley de las proporciones múltiples y la ley de las presiones parciales para las mezclas de gases. Formuló la teoría atómica que lleva su nombre. 6 de septiembre de 1766 Manchester. meteorólogo británico. 26 . Cumberland (Reino Unido).John Dalton (Eaglesfield. naturalista. químico y matemático. 27 de julio de 1844). Explicar las características del estado gaseoso. Poseer una argumentación clara que vincula sus intereses científicos. que las moléculas del gas están separadas unas de otras por distancias mucho más grandes que el diámetro real de las moléculas. al tener en cuenta las leyes de los gases. MEDICION Y PESOS MOLECULARES DE LOS GASES El estado gaseoso es un estado disperso de la materia. presentan la propiedad de deslizarse de manera continua. Dalton y de los gases ideales en la solución de problemas. Tanto las moléculas de los gases como las de los líquidos. su comportamiento. Charles. Establecer relaciones gráficas entre volumen. orientadas a buscar la interrelación de las diversas teorías. con lo cual cambian frecuentemente sus posiciones relativas. Resulta entonces. 27 . Formular problemas e hipótesis respecto a los gases. Ser responsable del manejo adecuado de los materiales del laboratorio. químicos y tecnológicos con su proyecto de vida. Demostrar que conoce y aplica el conocimiento de las leyes de Boyle. sus leyes y variables que lo afectan. Plantear preguntas de carácter científico. los principios y leyes de los gases. la temperatura (T) y de la cantidad o número de moles (n). que el volumen ocupado por el gas (V) depende de la presión (P). presión y temperatura.LOS GASES LOGROS ESPERADOS Describir las leyes que rigen el comportamiento de los gases. es decir. por esta razón se les denomina fluidos. Las unidades de volumen más usadas son el litro (l) y su submúltiplo el mililitro (ml) o cm 3. de modo que estas presiones se manifiestan en todas las direcciones. fuerza/cm 2. se usa la atmosfera estándar y el milímetro de mercurio o torr. newton/m2. Los gases por tener peso. libra/pulgada2. T.Las partículas se mueven con mayor libertad en el estado gaseoso que en los otros dos estados en que regularmente se presenta la materia. R. 28 . pascal (Pa). Charles y Gay Lussac. En un gas ideal. el volumen de un gas es igual al volumen del recipiente que lo contiene. por estar en la atmósfera. para expresar presiones de gases. VOLUMEN Como un gas llena completamente el recipiente. n. en química. el producto PV dividido por nT es una constante. el valor de R depende de las unidades utilizadas para P. PRESIÓN La presión se define como la fuerza por unidad de área: Otras unidades utilizadas para presión: gramos. Se origina del peso del aire que la forma. V. la constante universal de los gases. las cuales relacionan el volumen de un gas con la presión y la temperatura. Sin embargo. la denominamos presión atmosférica. producen presiones sobre los cuerpos. A la presión que actúa sobre los cuerpos existentes en la tierra. A presiones suficientemente bajas y a temperaturas suficientemente altas se ha demostrado que todos los gases obedecen las leyes de Boyle. Una de las unidades de presión es el torr (en honor de Torricelli). por ejemplo. La presión atmosférica se mide por medio del barómetro. Se tapa el extremo libre y se invierte sobre un recipiente (cubeta) también con mercurio. 29 . aún estando a mayor altura. dejando un espacio sin aire en su parte superior. A nivel del mar y a una temperatura de 0ºC. Si observamos. que equivale a un milímetro de mercurio. En Santa Marta. en Bogotá. Se toma un tubo estrecho de 100 cm de longitud cerrado por uno de sus extremos y lo llenamos de mercurio. el mercurio del tubo desciende hasta determinada altura. por cuanto la presión externa del aire empuja el mercurio dentro del tubo. 1 torr = 1 mm Hg. pero si cambiamos de lugar y con ello variamos la altitud. por ejemplo (a nivel del mar) la altura de la columna de mercurio es de 760 mm. instrumento que se usa para medir la presión que ejerce un gas dentro de un recipiente (manos = poco denso). lo cual significa que la densidad no es constante.Como se mide la presión: Experiencia de Torricelli En los líquidos es muy sencillo medir la presión que éstos producen P = densidad x gravedad x altura. En los manómetros generalmente se usa el mercurio. A diferentes alturas la presión atmosférica es distinta. es de 560 mm. Estrechamente relacionado con el barómetro está el manómetro. la columna de mercurio siempre queda a una altura de 76 cm o 760 mm. No cae todo el mercurio en la cubeta. que permite hallar diferencias de presión mayores. Pero medir la presión de la atmósfera implica otro aspecto: la densidad del aire disminuye a medida que subimos en la atmósfera. Torricelli fue el primero en utilizar un método sencillo para medir la presión atmosférica. Por consiguiente toda sustancia que se encuentre a temperatura mayor que la crítica. 30 . Cuando se usan las leyes de los gases ideales. que es la temperatura por encima de la cual no es posible la licuación de un gas por presión. El procedimiento de la comprensión puede hacerse siempre y cuando el gas esté por debajo de la temperatura crítica. - Presión crítica: Es la presión necesaria para que un gas a temperatura crítica pueda ser licuado.TEMPERATURA Mide la intensidad del calor (unidad 1). de acuerdo con la siguiente relación: K = 273 + Co Un gas se puede licuar aplicando técnicas de enfriamiento o bien por compresión (se aplican altas presiones). la temperatura centígrada se debe convertir a la escala absoluta o temperatura Kelvin. La temperatura de los gases generalmente se mide en grados centígrados (C o) o grados Celsius. para lo cual se tiene en cuenta propiedades como la dilatación térmica. solo existirá en forma de gas sin importar la presión a que sea sometida. originando la presión del gas. Las moléculas de un gas se encuentran en movimiento aleatorio continuo. la cantidad también se expresa mediante el número de moles de sustancia. La teoría se enuncia en los siguientes postulados. teniendo en cuenta un gas ideal o perfecto.- Volumen crítico: Es el volumen que ocupa un gas cuya temperatura y presión son críticas. La energía cinética promedio de las moléculas de un gas es directamente proporcional a la temperatura absoluta del gas. no hay pérdidas ni ganancia de energía cinética aunque puede existir transferencia de energía entre las moléculas que chocan. se considera nula en el cero absoluto. De acuerdo con el sistema de unidades SI. Bernoulli hacia 1738. Las sustancias gaseosas están constituidas por moléculas pequeñísimas situadas a gran distancien entre sí y su volumen se considera despreciable en comparación con los espacios vacíos que hay entre ellas. en forma desordenada chocan entre sí y contra las paredes del recipiente. esta puede calcularse dividiendo el peso del gas por su peso molecular. CANTIDAD La cantidad de un gas se puede medir en unidades de masa. 31 . Los choques de las moléculas son elásticos. TEORIA CINÉTICA DE LOS GASES Esta teoría fue enunciada por D. experimentan atracciones o repulsiones intermoleculares demasiado débiles por lo que se consideran despreciables. usualmente gramos. Las moléculas de un gas son totalmente independientes. Al existir espacios vacíos entre sus moléculas su compresión es muy sencilla. tenemos: V= Y multiplicando ambos lados de la ecuación por P PV = k (si T y n se mantienen constantes). La energía cinética promedio de las moléculas del gas es directamente proporcional a la temperatura absoluta. cuando la temperatura se mantiene constante. PRESIÓN Y VOLUMEN DE UN GAS. Se dejan comprimir con gran facilidad. Se difunde fácilmente. Esto se expresa matemáticamente así: Introduciendo una constante de proporcionalidad k. Un gas.PROPIEDADES DE LOS GASES Las propiedades de la materia en estado gaseoso son: Se adaptan a la forma y al volumen del recipiente que los contiene. podemos decir que se comporta como gas ideal o perfecto. Cuando un gas presenta comportamiento de acuerdo con estas leyes. Al no existir atracción intermolecular alta entre sus partículas. LEY DE BOYLE. Se ha comprobado experimentalmente que el volumen de una determinada cantidad de gas ideal. al cambiar de recipiente se expande o se comprime. es inversamente proporcional a la presión que se ejerce sobre el gas. Se dilatan con gran facilidad. los gases se expanden en forma espontánea. 32 . pues no implica mayor trabajo. de manera que ocupe todo el volumen y toma la forma de su nuevo recipiente. La proporción se conoce como Ley de Boyle y de Mariotte. La relación matemática se puede ampliar para mostrar que Donde los subíndices i y f se refieren respectivamente. denominada curva isoterma. Entonces la ley puede enunciarse así: “En una masa de gas a temperatura constante. independientemente. el producto de la presión por el volumen correspondiente es constante”. Cuando un gas cumple la ley se llama gas ideal o gas perfecto. se obtiene una hipérbola para cualquier temperatura. los valores de presión-volumen se representan gráficamente para mostrar la variación de P con respecto a V. en el mismo aspecto. El helio es el gas que tiene un comportamiento más cercano al de un gas ideal. por haber trabajado este último. 33 . a las medidas inicial y final de la presión y el volumen resolviendo para el volumen final: Los gases no presentan un comportamiento exacto de acuerdo con la ley de Boyle. especialmente a bajas temperaturas y a presiones elevadas. Por lo general. El valor de VP depende de la cantidad de gas y de la temperatura (constante). esto nos indica que la ley de Boyle es aproximada. En otras ocasiones se representa el producto de la presión y el volumen en función de la presión. Cuando los procesos suceden a temperatura constante se denominan isotérmicos. Relación presión volumen a temperatura constante (ley de Boyle) LEY DE CHARLES TEMPERATURA Y VOLUMEN DE UN GAS Si se dibuja el eje vertical del grafico de volumen contra temperatura a 0ºK en lugar de a 0ºC. La expresión completa de esta relación se conoce como ley de Charles: “A presión constante. el volumen de una masa dada de gas varia directamente con la temperatura absoluta”. el grafico será una línea recta que pasa por el origen. Este es el grafico de una proporcionalidad directa. Representación grafica de la ley de Charles 34 . la presión de un gas varía proporcionalmente con la temperatura absoluta. Matemáticamente se puede expresar así: 35 . esta ley se expresa V α T. tenemos: V=kT Y dividiendo ambos lados por T: Si el cociente V/T permanece constante. PRESIÓN Y TEMPERATURA DE UN GAS La ley de Gay Lussac establece: cuando se miden a las mismas condiciones de temperatura y presión los volúmenes de los gases que reaccionan entre sí o que ocurren en una reacción estos están en relación de números enteros y sencillos. Siguiendo el mismo procedimiento usado con la ley de Boyle: Donde los subíndices i y f se refieren a las condiciones inicial y final del volumen y la temperatura. LEY DE GAY-LUSSAC. V f: Se debe recordar un aspecto muy importante cuando se trabaja con problemas relacionados con las leyes de los gases y se incluye la temperatura: la relación de proporcionalidad se aplica a la temperatura absoluta y no a la temperatura Celsius.Matemáticamente. un aumento en V deberá estar acompañado de un aumento en T y viceversa. Introduciendo una constante de proporcionalidad k. Esta ley relaciona la variación de la presión con la temperatura cuando se mantienen constantes el volumen y la cantidad de sustancia. Resolviendo para el volumen final. A volumen constante. PαT Introduciendo la constante de proporcionalidad k: P=kT Dividiendo ambos lados por T: Siguiendo el mismo razonamiento anterior: Y resolviendo para Pf: LEY COMBINADA DE LOS GASES En un experimento ordinario es raro que se mantengan constantes la presión y la temperatura. Por lo tanto. La presión parcial de cada componente es independiente de las presiones parciales de los otros 36 . La ley de Dalton establece: La presión total que ejerce una mezcla de gases es el resultado de sumar las presiones parciales. es importante tener una ley que nos indique como cambia el volumen con P y T. la presión total es la suma de las presiones parciales que cada uno de los gases ejercería si los otros no estuvieran presentes. las leyes de Charles y Boyle pueden combinarse en una sola ley para producir: (Ley combinada de los gases) LEY DE DALTON DE LAS PRESIONES PARCIALES – MEZCLA DE GASES Dalton estableció que en una mezcla de gases que no reaccionan químicamente. Se ha encontrado experimentalmente que en las reacciones entre gases a la misma temperatura y presión.4 litros y recibe el nombre de volumen molar. De acuerdo con el principio de Avogadro podemos deducir que el volumen de un gas es directamente proporcional al número de moles (n): Vαn (a T. los volúmenes de los diferentes gases reaccionantes están siempre en la relación de números enteros pequeños. Avogadro propuso una explicación para la ley de Gay Lussac. P constantes) Condiciones estándares (STP) o normales (CN) para los gases son: Temperatura Normal : Presión Normal : Volumen Normal (1 mol) : 0ºC o 273 K 760 torr o 1 atm.4 litros LEY DE LOS GASES IDEALES. a presión y temperatura constantes el volumen de una muestra de gas es proporcional al número de moléculas de la muestra. El volumen que ocupa un mol de cualquier gas en condiciones estándares o normales es de 22.0235 x 1023 moléculas. Además conocemos que el número de moléculas existentes en un molmolécula recibe el nombre de número de Avogadro y equivale a 6. que se conoce como el principio o hipótesis de Avogadro. Esta ley se conoce como ley de Dalton de las presiones parciales y se expresa matemáticamente así: EL PRINCIPIO DE AVOGADRO Y EL VOLUMEN MOLAR DE LOS GASES.componentes. 22. Es decir. LA EDUCACIÓN DE ESTADO Se ha demostrado que la presión ejercida por un gas es proporcional a la temperatura absoluta del gas e inversamente proporcional a su volumen. La 37 . Esta generalización se conoce como la ley de los volúmenes de combinación de los gases de Gay Lussac. la cual establece que volúmenes iguales de distintos gases en las mismas condiciones de temperatura y presión contienen el mismo número de moléculas. Cuando el nivel del agua es igual tanto en el recipiente como fuera de él. podemos afirmar que la presión interior es igual a la presión exterior. A mayor temperatura mayor evaporación. chocan contra las paredes del recipiente produciendo una presión conocida como presión de vapor. entonces: Introduciendo la constante de proporcionalidad. Si n es el número de moles del gas entonces: Pαn Combinando esta proporcionalidad con P α T y P α 1/V. La presión dentro del frasco colector está dada por el hidrógeno (PH ) y por el vapor de agua (P).presión también depende de otra variable: la cantidad presente de gas (n). R. las moléculas de vapor tienen un movimiento desordenado. conocida como constante universal de los gases: Esta ecuación puede escribirse en su forma más común: PV=n RT PRESION DE VAPOR DE AGUA Los líquidos pueden evaporarse a cualquier temperatura. la presión de vapor de agua de ésta contribuye a la presión total de la mezcla gaseosa. Cuando un recipiente está cerrado. o sea: 38 . fuera de él únicamente actúa la presión atmosférica (P atm). En una experiencia se recoge hidrógeno por reacción de HCl sobre cinc por desplazamiento de agua. Como el agua se evapora. g. Utilizando la ley de los gases ideales obtenemos: Por lo tanto en condiciones normales la densidad de un gas es directamente proporcional a su peso molecular M. Los gases expulsados por los desechos industriales. quedan en la capa del aire frío sin permitir su ascenso y. 39 . pero cada vez se agrava con consecuencias cuya magnitud ya estamos afrontando. a su volumen: (La densidad también está representada por ρ) Pero el volumen de un gas depende de su temperatura y presión. los incendios forestales: los fungicidas utilizados en la mayor parte de las plantaciones. entre otros. provoca irritación en el sistema respiratorio. en consecuencia. Veamos los grupos de los más importantes: - Óxidos de azufre: Las fuentes industriales de éstos son las plantas generadoras de potencia. tanto la vida humana como la vegetal y animal tienen que respirar aire viciado. En consecuencia si conocemos la densidad de un gas a una determinada presión y temperatura. podemos calcular su peso molecular.La presión de un gas que se recoge sobre agua se puede hallar utilizando la siguiente ecuación: DENSIDAD Y PESO MOLECULAR DE LOS GASES La densidad de un gas está dada por la relación de su masa. CONTAMINACIÓN ATMOSFÉRICA El problema de la contaminación del aire no es reciente. Hasta el momento se han identificado ciento veinte compuestos contaminantes de la atmosfera. agravan las afecciones pulmonares y corroen los metales. son causa del cáncer y su acción retarda el crecimiento de plantas. - Otra solución puede ser el aprovechamiento de la energía solar que se halla en proceso de investigación. Son muchas las investigaciones que se han hecho y adelantan al respecto.deterioro en los árboles. - Óxidos de nitrógeno: Sus fuentes son los procesos industriales y los vehículos de transporte. daña las hojas de los árboles de caucho y corroe los metales. decoloración en plantas y textiles. - Oxidantes fotoquímicas: Proceden de las reacciones en presencia de la luz solar. - Nuevos diseños de máquinas de combustión y aislamiento de las instalaciones industriales de nuestras ciudades. - Monóxido de carbono: Su fuente es el transporte y los incendios. - Los hidrocarburos. Proceden de procesos industriales e incendios. Veamos algunas posibilidades de contrarrestar el problema de la contaminación: - Utilización de filtros que retengan gases y partículas sólidas en los exhostos y chimeneas industriales. - Remoción de los gases y partículas sólidas de chimeneas industriales. el cuero. en los textiles. provoca problemas pulmonares. - La energía nuclear se preocupa en este momento por disminuir la contaminación del aire. ocasionan el oscurecimiento de la visión. náuseas y trastornos. - Partículas sólidas. provocan irritación en los ojos. 40 . provoca dolor de cabeza. el papel y destrucción de la pintura. Proceden del transporte y de incendios. la ecuación anterior puede escribirse como: Donde M representa el peso molecular. evitando las basuras en las calles. Así. DIFUSIÓN DE LOS GASES. ¿Qué volumen ocupare el gas a 120º y 720 ton? Sol Estado inicial: Presión Inicial = 925 torr 41 . Como los pesos moleculares de los gases son proporcionales a sus densidades a cualquier temperatura y presión. LEYES DE GRAHAM La efusión es el proceso por el cual las moléculas de un gas se escapan a través de un pequeño orificio. La difusión es el movimiento cinético de traslación de un grupo de moléculas dentro de otro grupo. para los gases A y B: El símbolo r representa la velocidad de difusión o efusión de las moléculas o moles por unidad de tiempo. d representa la densidad. Aunque los mecanismos de los dos procesos difieren. experimentalmente se ha comprobado que las velocidades de ambos procesos son inversamente proporcionales a la raíz cuadrada de la densidad del gas.- La más importante es la disciplina social. La ecuación se conoce como la ley de Graham.3 mililitros a 925 torr y 18ºC. EJERCICIO RESUELTO Una muestra de gas ideal ocupa un volumen de 69. Volumen inicial = 69. La presión disminuye por un factor de 720/925. por lo tanto el volumen también aumentará por un factor 391/291. por consiguiente. ¿Qué ley puede expresarse cualitativamente así. el volumen aumentará por un factor de 925/720 R/ El volumen que ocupa el gas a 120ºC y 720 torr es de 120.23 ml EJERCICIOS PROPUESTOS Para resolver en el cuaderno 1. “Al comprimir un gas se reduce”? 42 .3 ml Temperatura inicial = 720 torr Volumen final = x Temperatura final = 120ºC = 393 K Método 1 Método 2 La temperatura aumenta por un factor 393/291. c. 0. Determinar la masa molecular de un gas que tiene una densidad de 2. d.7 litros 3.. ¿Si se aumenta la temperatura a 42ºC.39 g/l a 40ºC y a una presión de 730 torr. Un cilindro de 3 lt que contiene un gas a temperatura ambiente tiene una presión de 10 atm.72 atm en torr 623 torr en atm.819 atm 4. b. ¿Cuál será el volumen del gas a una atmósfera y a la misma temperatura? R/ 30 litros 5. 2067.2.95 g/mol 6.N.6 Lt. A condiciones estándares o normales.2 torr. 0. manteniendo la presión constante. d. b. Hallar el volumen de oxigeno necesario para oxidar 100 lt de amoníaco a C. 258. Hallar equivalencia de. a 30ºC y con una atmósfera de presión.4 mm Hg.72 litros 7. de acuerdo con la siguiente ecuación: 4 NH3 + 5 O2 4 NO + 6 H2O R/ 125 litros 43 . R/ 63. c. 368 mm Hg. cuál es el volumen del gas que se comporta idealmente? R/ 2. 5 gr.340 atm en mm Hg 368 torr en mm hg 2. R/ a. a. cuál será el volumen de 25 gr de CO2 R/ 12. de gas carbónico ocupa un volumen de 2. En el suelo. ¿Cuál será la presión interna del gas si se aumenta la temperatura a 98ºC? R/ 18.11 atmósferas 11.73 atmósferas 9. 1.8. Ne = 50 atm. 3. 2 lt de amoníaco (NH3) c. Hallar el volumen ocupado por 85 gr de NH 3 a 40ºC y 3 atmósferas. 3 lt de óxido nitroso (N 2O) b. ¿Cuál es la presión total de la mezcla gaseosa? R/ 163 atm.5 lt? (La temperatura permanece constante) R/ 2.5 condiciones estándares o normales? moles de gas oxígeno a R/ 168 litros 12. 13.89 g. Un recipiente contiene CO 2 a 24ºC y una presión de 15 atm. ¿Cuál es la masa de los siguientes compuestos en condiciones normales? a.77 Lt de NH3. Las presiones parciales de los siguientes gases en un cilindro de 15 lt son He = 88 atm. un globo aerostático tiene un volumen de 100 Lt a una temperatura de 27ºC y presión atmosférica. 14. ¿Cuál es el volumen ocupado por 7. Qué volumen tendrá el 44 . c. R/ 42. 10. N2 = 25 atm. 5.5 lt a una presión de 750 torr.51 g. b. A qué valor en atmósferas debe cambiarse la presión si el volumen debe reducirse a 3.92 g. 2 lt de gas carbónico (CO2) R/ a. Una masa dada de nitrógeno tiene un volumen de 7. Qué volumen ocupará a 118ºC y 745 torr. b. 45 . ¿Cuántos gramos de hidrógeno hay en un cilindro? R/ a. Una muestra de gas ideal ocupa un volumen de 68. 482. En tres recipientes separados se tiene. H 2.globo cuando alcance una altura donde la temperatura de -10ºC y la presión de 300 torr? R/ 222 litros 15. ¿Cuál será el volumen. dióxido de carbono.67 g/l 16. temperatura = 290 K. Con 1 lt de neón a presión de 3 050 torr y 1 lt de helio a una presión de 3 atm a un recipiente rígido de 1. Ne.991 g/l a 75ºC y una presión de 0.1 milímetros a 945 torr y 18ºC. hidrógeno.960 atm? R/ 1. b.5 l. El hidrógeno se distribuye comprimido a 110 atm en cilindros de acero de 100 lt de capacidad a una temperatura de 278K a. Determinar el número de moles de hidrógeno que contiene uno de estos cilindros completamente lleno.54 moles. presión total = 13. Un gas tiene una densidad de 0.350 atm. respectivamente. Se lleva una muestra de 1 lt de argón a una presión de 6 atm.04 gramos 17. ¿Cuál es la masa molecular del gas? R/ 80. Cuál es la densidad del gas N 2O a 35ºC y 0. CO 2. la temperatura y la presión total final? R/ volumen = 1. R/ 116 ml 19.79 g/mol 18.01 atm 20. 2 lt a condiciones normales de los siguientes gases: neón.5 lt y temperatura de 290 K. 973. CO2 = 3.5 moles de nitrógeno a 1520 torr de presión y 0ºC. b. Determinar la masa para cada uno de ellos R/ a.37 x 10 22. Qué volumen ocupará el gas a 16ºC y una presión de 0. Los tres presentan igual cantidad de moléculas: 5.31 ml.a. medido a 0. 21. Cuál es el volumen ocupado por 2. El volumen de una muestra de gas es de 900 ml a 85ºC y 0. ¿Cuál es la presión ejercida por el cloro? R/ 0. b.80 g.8 lt a 12ºC.39 g/l 22. 3.3 atm 25.750 atm. 46 . Hallar la presión parcial de cada gas y la presión total de mezcla. H2 = 0.98 litros. Se mezclan 8 g de amoniaco y 35 g de cloro en un recipiente de 3 lt a 17ºC. Una cápsula de 180 ml contiene H 2S a 23ºC y está bajo una presión de 1800 torr.92 g. Ne = 1.8 atm y 12ºC R/ 2. A qué temperatura se encuentra el gas si se lleva a un recipiente de 2 litros bajo una presión de 1.5 g de cloro se encuentran en un recipiente de 3. R/ 26.88 atm? R/ 471.5 atm? R/ 1591. Cuál es la densidad de un gas de masa molecular aproximada 70 g/mol. Hallar el número de moléculas para cada gas. 23.11 K 24.18 g. R/ 27. c.31 28ºC 2.4 c.1 atm 750 ml 51ºC 1.2 b.25 300ºC 3500 nl 2. 720 atm 300 ml e.001 29.51 400 K c.5 atm 310 K 3. 1. 11. 3 x 1023 moléculas de oxígeno se encuentran a una temperatura de 273 K y 760 torr. 0.. Se reduce a la mitad c. A temperatura constante.1 atm 4.81 b. 1 d. Disminuye 1/3 parte 47 .91 82ºC 25ºC 2. 710 torr 220 ml g. Completa la siguiente tabla para un gas ideal P a. su volumen a. 560 mm Hg 720 ml 12ºC 280 mm Hg 20ºC 28.45 atm 500 ml 1 273 k 23ºC 0.1 atm 0. V N T 51 1. 5. 10.3 atm 6. 1. No cambia e.8 43ºC 770 torr 1.4 b.4 at.27.0 atm f. 2.640 l 100ºC D e. 44. 1 atm d.8 30. Su volumen en litros es de: a. Calcular el valor que falta en cada conjunto de datos en la siguiente tabla para un gas ideal P1 V1 T1 P2 V2 T2 a.3 atm 1. si la presión de un gas se duplica. 0. 22. Se duplica b.082 e.2 atm 11 273 K 2. Se triplica d.21 33ºC 3. 37 e. Un gas que se encuentra a 127ºC y 2 atm ocupa un volumen de 5 lt.98 g/cc e. 0. 3.6 moles de oxigeno que se encuentran en un recipiente de 2. 0.5 x 10-8 48 .23 g/l c.8 e. volúmenes iguales de gases contienen el mismo número de moléculas”. Charles d. El volumen en litros de una molécula de hidrógeno a condiciones normales es de: a. Mariotte e. 44.5 c.32 g/l d. 2.4 b. 1. 3. el volumen final del gas en litros es: a. 10 d. 680 torr c. “A las mismas condiciones de temperatura y presión. Boyle b. 0. 11980 torr b.31.74 atm d. 2.3 atm 33. 15. 2. Dalton c.5 lt.25 g/l 34. 1. A 27ºC es: a. Fue enunciado por: a. Si la temperatura se eleva a 527ºC. Avogadro 35. 32. 5 32. 8. 22.8 d. La presión ejercida por 1.98 g/l b. La densidad del nitrógeno a CN es de: a.5 b.71 x 10-23 c.15 atm e. 011 moles c.42 g/ml 37. 7. Un tanque se encuentra lleno de un gas a una presión de 4 atm y 10ºC. 2. 1. 0. 1.5 e. 113.2 e.022 moles d.26 c. 708 d. 78. 36 c.38 g/l b. 44 40. y a 750 torr es de: a.23 e.5 moles 49 . volumen. 120.83 d. Un gas ocupa un volumen de 76.3 c. Su masa molecular en gramos es de: a. Un gas tiene una densidad de 0. A la presión de 1 atgm. La nueva temperatura en grados kelvin que presenta el gas es de: a.42 g/l d. 28. -11. 0.044 moles b.3 39.3 b.8 cc.62 g/l a 90ºC y una presión de 500 torr.36. 0. 2.2 b. en cc.38 g/ml e. 11.26 b.3 Su 38. 1 mol e. 75. 160 d. En un litro de gas a CN encontramos: a. 0. La válvula de seguridad se abre cuando la presión llega a 7600 torr. 75. La densidad de un mol de oxígeno a CN es de: a. 57. 0. 113.69 g/l c. a y d son correctas 43. El volumen en litros ocupado por 1 mol de CO 2 a 27ºC y 1 atm de presión es de: a. Gas imperfecto 44. Gas inerte b.246 K e. 4. sus moléculas tienen igual: a. Gas carbónico e. en la escala absoluta a: a. Gas noble d.8 c. Energía potencial b. .6 b. Dalton 45. Gas ideal c. Un gas que se comporta como si sus moléculas no ejercieran entre sí fuerza de atracción. La relación entre volumen y presión de los gases fue establecida por: a. Cuando dos gases se encuentran a una misma temperatura. 27 K b. 24. Avogadro e. 56 d. Estructura molecular d. 127 K d. 1. Boyle d.05 e. 27ºC equivalen. 300 K 50 . Charles c.41. Estabilidad e.2 42. 246 K c. Gay – Lussac b. 1. se denomina: a. Energía cinética c. 320 m c. 51 . Sus velocidades moleculares 48. y O2 gaseoso. 641 ml b. 180 ml e.605 litros Louis Joseph o Joseph-Louis Gay-Lussac (s. Esta ley es conocida en la actualidad como Ley de Charles. Si se calienta el gas hasta 40ºC. el nuevo volumen del gas es de: a. Es conocido en la actualidad por su contribución a las leyes de los gases. 6 de diciembre de 1778 . KNO 3 sufre descomposición térmica. Sus presiones b. 1 l 47. En 1802. Cuando el nitrógeno de potasio. 9 de mayo de 1850) químico y físico francés. Cuántos litros de oxigeno se recoge sobre agua a 15ºC y 748 torr? R. Si 5 gr de KNO 3. 0. Francia. Si dos gases diferentes se encuentran a la misma temperatura. se descomponen. 561 ml d.46. Gay-Lussac fue el primero en formular la ley según la cual un gas se expande proporcionalmente a su temperatura (absoluta) si se mantiene constante la presión. Sus volúmenes d. se producen nitrito de potasio.París. Un cilindro contiene 600 ml de aire a 20ºC. Su energía cinética c. Francia. cuál de las siguientes cantidades serán iguales: a. Jacques Alexandre César Charles (Beaugency-sur-Loire. entre ellos un densímetro (también llamado hidrómetro). instituto real de Francia.7 de abril de 1823) inventor. Fue profesor de física hasta su muerte el 7 de abril de 1823.Turín. y en su honor se le dio el nombre al Número de Avogadro. profesor de Física en la universidad de Turín en 1834. el 27 de agosto de 1783. Fue el primero en realizar un viaje en globo aerostático. Cerca del 1787 descubrió la ley de Charles. científico y matemático francés. Charles fue electo en 1793 como miembro de la Académie des Sciences. 12 de noviembre de 1746 . que publicó en 1802 la ley de expansión de los gases. aparato que mide la gravedad específica de los líquidos. que dice que volúmenes iguales de gases distintos (bajo las mismas condiciones de presión y temperatura) contienen igual número de partículas. Avanzó en el estudio y desarrollo de la teoría atómica. Conde de Quaregna y Cerreto. 9 de julio de 1856) físico y químico italiano. Su descubrimiento fue previo al de Louis Joseph Gay-Lussac. Formuló la llamada Ley de Avogadro. (*Turín. 9 de agosto de 1776 . Inventó varios dispositivos. 52 . Amedeo Avogadro (Lorenzo Romano Amedeo Carlo Avogadro). gases nobles y otros elementos formando moléculas diatómicas de O2. 8º Propiedades físicas En condiciones normales (CN) o estándares un gas incoloro. vapor de agua. -1 (en oeróxidos).999 uma 32 uma 8 16 1 s2 2 s2 2 p4 ó 1 s2 2 s2 2 px2 2 py1 2 pz1 : ֵo: :ö: ö: :ö::ö: ö. + 2 (en OF2) 16 17 18 8º . 8º . En estado libre se encuentra en la atmósfera mezclado con nitrógeno. en numerosos compuestos orgánicos e inorgánicos y formando parte de todos los organismos animales y vegetales. La 53 . dióxido de carbono. inodoro e insípido. Un poco más pesado que el aire y poco soluble en el agua.429 g/l . 1. Combinado con otros elementos. lo encontramos en el agua.214. Propiedades del oxigeno PROPIEDAD Símbolo Fórmula Molecular Masa Atómica Masa Molecular Número Atómico Número de Masa Estructura Electrónica Símbolo electrónico Formula electrónica Densidad a CN Punto de fusión Punto de ebullición Número oxidación Isótopos VALORES O O2 15.OXÍGENO E HIDRÓGENO EL OXIGENO Estado Natural Es el elemento más abundante en la corteza terrestre. ::: ö.4ºC .183ºC -2. debido a su gran tendencia por ganar electrones. 8º18. En toda combustión intervienen siempre dos sustancias: combustible y comburente. con dos electrones 2p no apareados. óxido ácido.configuración electrónica del oxígeno es 1 s 2 2 s2 2 p4. oxido de hierro (III). puede existir como elemento en varias formas. o sea. proceso que se conoce con el nombre de corrosión o herrumbre de los metales. Propiedades químicas A condiciones normales es un gas moderadamente activo. si la combinación se realiza con un metal recibe el nombre de óxido básico y si la combinación la hace con un no metal. Con otros metales se combina a temperaturas elevadas. el cual es un gas. constituye moléculas diatómicas (O2) y moléculas triatómicas (O3) para conformar el ozono. El combustible es la sustancia que arde o se combina con un gas y el comburente es la sustancia que mantiene viva la combustión. son reacciones de óxido reducción. Exhibe alotropía. La estructura de Lewis más sencilla para O2 es El oxígeno presenta tres isótopos naturales: 8º16. el carbón es el combustible y el comburente es el oxígeno del aire. Los compuestos que forman el oxígeno con otros elementos se denominan óxidos. 54 . 8º 17. Las reacciones en las cuales el oxígeno se combina con los elementos recibe el nombre de oxidación u oxigenación. hay traspaso de electrones. Cuando algunos metales se dejan al aire sufren alteraciones debido a la acción del oxígeno formando el orín. pero a temperatura alta se combina con la gran mayoría de los elementos. Con algunos metales se combina en forma rápida y violenta. Por ejemplo el carbón arde en presencia del aire. Combustión Es una reacción de oxidación que se desarrolla en forma rápida y está acompañada de desprendimiento de luz y de calor. la combustión ocurre de tres formas similares (los productos de la combustión son: vapor de agua. una de las cuales actúa como comburente. Es menos luminosa que la media. ocurre una combustión parcial. Los gases combustibles que desprende no han entrado en combustión. De color oscuro y baja temperatura. Se forma vapor de agua y el carbono se encuentra libre en estado incandescente. Según la cantidad de oxígeno presente en el medio. monóxido de carbono o carbono puro). porque el oxígeno no logra ponerse en completo contacto con el gas combustible. aunque hay algunas sustancias que arden con comburentes diferentes al oxígeno. Es la región de mayor temperatura. la combustión ocurre en forma completa para oxidarse el carbono hasta CO o CO2. porque el oxígeno no alcanza a llegar en suficiente cantidad hasta allá. Las sustancias sólidas y líquidas producen llama si con el calor llegan al estado gaseoso o se volatizan. La gran mayoría de los compuestos orgánicos presentan la propiedad de la combustión. Zona de reducción o media. La llama Es la combustión de dos sustancias gaseosas acompañadas de incandescencia. La llama está conformada por tres regiones o zonas Zona interna. Zona de oxidación externa. como el fósforo en vapores de bromo o el hidrógeno en presencia del cloro. Es la más brillante.En la gran mayoría de las combustiones el comburente es el oxígeno. dióxido de carbono. 55 . el hidrógeno. los átomos de hidrógeno son capaces de alcanzar un estado aún menor energético.EL HIDRÓGENO Estado Natural Es el átomo del primer elemento de la tabla periódica. nivel 1s. agrupándose cada dos de ellos para formar moléculas H2 que. azúcares. que a su vez. alcoholes. Como este nivel puede contener todavía otro electrón. consta solo de un protón nuclear y de un electrón orbital. En su estado menor energía. 56 . En estado de combinación se encuentra formando gran cantidad de compuestos. En la atmosfera terrestre se encuentra libre en pequeñas cantidades. pueden reaccionar con numerosos otros elementos y originar gran variedad de compuestos hidrogenados. Es el elemento más abundante del universo. este electrón ocupa la capa K. Forma parte de nuestros alimentos y de muchas sustancias como almidón. 016 uma 1 1 1 s1 H H:H 0. Presenta tres isótopos: el protio. Además es un componente del petróleo y del gas natural.08987 g/l . estado naciente o en presencia de un catalizador se combina con la mayoría de los elementos. 57 .259. Es el elemento más liviano que se conoce. Propiedades del hidrógeno PROPIEDAD Símbolo Fórmula Molecular Masa Atómica Masa Molecular Número Atómico Número de Masa Estructura Electrónica Símbolo electrónico Formula electrónica Densidad a CN Punto de fusión Punto de ebullición Número oxidación Isótopos VALORES H H2 1.grasas. proteínas. Deuterio 1H 2. el hidrógeno es poco activo.008 uma 2. inodoro e insípido. Su molécula diatómica. H2. álcalis. dos átomos de hidrógeno unidos por un enlace covalente simple. -1 (hidruros)) Protio 1H1. Es ligeramente soluble en el agua.7ºC + 1. ácidos. pero a elevadas temperaturas o recién producido. Propiedades químicas.14ºC .252. Arde con llama azul poco visible y no mantiene la combustión. deuterio y el tritio. de los cuales el más abundante es el protio. Tritio 1H3 Propiedades físicas A condiciones normales es un gas incoloro. A temperatura ordinaria. el carácter reactivo disminuye en otros elementos. reacciona con Reacciones con metales. El hidrógeno se combina con los metales activos para formar hidruros. se combina para formar haluros de hidrógeno. siendo el yodo el de menor reactividad.41 g de KClO3 2. El hidrógeno es buen reductor. algunos óxidos para reducirlos. en presencia de éste. EJERCICIOS PROPUESTOS Para trabajar en el cuaderno 1. Cuantos gramos de KCLo3 son necesarios para obtener 8. el hidrógeno arde con llama pálida. Completar las siguientes ecuaciones con fórmulas y señalar el nombre de los productos. el flúor es el que reacciona en forma más violenta. Teniendo mucha afinidad con el oxígeno. De todos ellos.34 l de oxígeno a CN? R/ 30. o hidrácidos gaseosos. Se en la mezcla inicial fría se hace saltar una chispa eléctrica ocurre una explosión. Sin embargo. su reacción se representa así: 2 H2 + O 2 2 H2O + 128000 calorías Esta afinidad con el oxígeno hace del hidrógeno un cuerpo combustible y reductor. 58 . Como procedería para eliminar los óxidos que recubren un trozo de hierro? 3.Con los halógenos y algunos elementos del grupo VI. A altas temperaturas. 35 litros de hidrógeno medido a 17ºC y 500 torr? R/ 2. ¿Cuantos litros de hidrógeno en CN se pueden obtener al hacer reaccionar 47 g de magnesio con ácido clorhídrico? R/ 43.35 g de Zn 9. ¿Cuántos gramos de cinc son necesarios combinar con H 2SO4 para obtener 1. ¿En qué consiste la combustión? ¿Cuáles son las condiciones necesarias para que se verifique la combustión? 5.32 l 8. ¿Cómo reconocería el oxígeno en el laboratorio? 7. ¿Cuántos ml de oxígeno pueden obtenerse en CN por calentamiento de 47 g de HgO? R/ 2430 ml de O2 10.49 g de H2 59 .Na + O2 CH4 + O 2 Al + O2 S8 + O 2 4. ¿Qué importancia biológica tiene el oxígeno? 6. ¿Cuántos g de hidrógeno se pueden producir al hacer reaccionar 162 g de cinc de pureza al 90% con exceso de ácido clorhídrico? R/ 4. 37 l 60 .66 g de KClO3 es de: a. La densidad del oxígeno en CN es: a.38 g/l b. 2. 0. 2. ¿Qué importancia tiene el hidrógeno como fuente de energía? 14. 0.2 g/cc 16.11.28 l b.429 g/l d. 5. Completar las siguientes ecuaciones con fórmulas y nombres: 15. Mencionar 5 elementos capaces de desplazar al hidrógeno de sus ácidos. 12. 3. 14. ¿Cómo se puede reconocer el hidrógeno en el laboratorio? 13.69 g/l c.57 l c.52 l e. 0.69 g/cc e. 7. 1.44 ml d. El volumen de oxígeno obtenido en CN por la descomposición de 8. 17. Uno de los siguientes grupos de metales puede desplazar al hidrógeno: a. Li, Na, Ba, Hg b. Fe, Cu, Mg, Al c. Mg, Al, Ag, Zn d. Na, Mg, Zn, Fe e. Li, Ba, Ag, Au 18. El oxígeno es un elemento que se comporta como: a. Bivalente positivo b. Comburente c. Anfótero d. Metal débil e. Combustible 19. Uno de los siguientes metales no reacciona con los ácidos para producir hidrógeno a. Sodio b. Aluminio c. Potasio d. Plata e. Hierro 20. En 8 g de oxígeno encontramos la siguiente cantidad de átomos del mismo elemento. a. 3,01 x 1023 b. 1,5 x 1023 c. 6,023 x 1023 d. 0,75 x 1023 e. 12,046 x 1023 61 21. Una propiedad que se emplea para identificar al hidrógeno es su: a. Combustibilidad b. Poder reductor c. Difusilidad d. Poder oxidante e. Densidad. 22. Una forma de identificar en laboratorio al elemento oxígeno es introduciendo en él una astilla en estado incandescente y ocurre que: a. Se extingue la llama b. Aviva su llama c. Nada sucede d. Produce una explosión e. Toma color azul 23. Un átomo neutro de oxígeno se diferencia de un ion oxígeno (O -) en que el átomo presenta: a. Más electrones b. Carga contraria c. Menos electrones d. Todas las anteriores e. Más protones 24. El proceso usado para obtener oxígeno a partir del aire se denomina: a. Descomposición b. Destilación c. Desplazamiento d. Electrólisis 62 25. Calcular la masa de KClO 3 necesaria para obtener 3,0 l de O 2 a 24ºC y 1,02 atm. R/ 10,2 g de KClO3 63 Enumerar y definir las principales unidades de concentración Enumerar y citar ejemplos de las diversas clases de soluciones Demostrar que comprende los términos cualitativos de concentración Preparar soluciones de diversas concentraciones Formular hipótesis sobre los principales contaminantes del agua Diseñar experimentos. previendo mecanismos de control experimental para poner a prueba las hipótesis acerca de las soluciones. no saturado. Manifiestar inquietudes y deseos de saber acerca de la resolución de problemas de soluciones y los relaciona con casos de la vida diaria. La sustancia disuelta se denomina soluto y está presente en pequeña cantidad en comparación con la sustancia donde se disuelve denominado solvente. sobresaturado y solubilidad. Ya vimos dos tipos de mezclas: Mezclas heterogéneas (como el granito).SOLUCIONES LOGROS ESPERADOS Identificar y diferenciar correctamente entre una mezcla. SOLUCIONES Una solución es una mezcla homogénea de dos o más sustancias. y mezclas homogéneas (como el agua de mar). en las cuales los componentes se pueden ver a simple vista. soluto. 64 . en las cuales difícilmente se puede detectar sus componentes. una solución y un compuesto puro Definir los términos cualitativos concentración. solvente. Se adapta fácilmente al cambio de actividad. Teniendo en cuenta el estado físico del disolvente y del soluto. COMPONENTES Y CLASES DE SOLUCIONES Cuando se mezclan los componentes se forma una solución. etc. En las soluciones algunas de estas propiedades dependen de la concentración de las partículas componentes y no de su naturaleza. la depresión en el punto de congelación. La importancia de este tipo de solución es evidente. ternaria.Una solución que conste de dos o más componentes carece de las propiedades físicas constantes de una sustancia pura. Según el número de componentes. 65 . presión de vapor. Tales propiedades se conocen como propiedades coligativas y son: el descenso de la presión de vapor. así como la mayoría de las reacciones químicas. una solución puede ser binaria. etc. densidad. como son los puntos de fusión y de ebullición. puesto que los procesos biológicos de alimentación se realizan en soluciones líquidas. Las soluciones líquidas son las de mayor interés y de éstas las acuosas son las de mayor importancia. la elevación en el punto de ebullición y la presión osmótica. la sustancia que se presenta en mayor cantidad se denomina solvente y la sustancia que se encuentra en menor proporción recibe el nombre de soluto. Si una mezcla homogénea posee partículas mayores se clasifica como un coloide o una suspensión. las soluciones se clasifican como se muestra en la tabla siguiente: SOLUTO Gas Líquido Sólido Gas Líquido Sólido Gas Líquido Sólido SOLVENTE Gas Gas Gas Líquido Líquido Líquido Sólido Sólido Sólido SOLUCION Gas Gas Gas Líquido Líquido Líquido Sólido Sólido Sólido EJEMPLO O2 en el aire Vapor de agua en el aire Vapor de yodo en el aire CO2 en el agua Alcohol en agua NaCl en agua Hidrógeno en paladio Amalgama (Hg en Ag) Aleaciones (Cu en Au) Las soluciones líquidas son las más frecuentes. Las partículas del soluto en las soluciones son muy pequeñas. aquellas que conducen la corriente No electrolíticas. Los iones cloruro negativos y los iones sodio positivo sobre la superficie del cristal de cloruro de sodio atraen las moléculas polares del agua.Las soluciones acuosas se clasifican en: Iónicas o electrolíticas. 66 . Los débiles enlaces formados entre los dipolos del agua y los iones son fuertes para arrancar los iones atraídos y arrastrarlos lejos de la superficie del cristal. PROCESOS DE DISOLUCIÓN El fenómeno esencial de todo el proceso de solución es que la mezcla de sustancias diferentes da lugar a varias fuerzas de atracción y repulsión cuyo resultado es la solución. malas conductoras de la corriente. átomos o iones del soluto para formar agregados en solución. todos los gases son totalmente miscibles entre sí. la solubilidad disminuirá y precipitará el exceso del soluto. se encuentra un punto donde no se disuelve más azúcar. se alcanza finalmente un equilibrio en el que la velocidad a la cual las moléculas abandonan el cristal es igual a la velocidad a la cual retornan al cristal: solución saturada. SOLUBILIDAD Si algunos solutos y solventes son completamente solubles entre sí. El alcohol etílico y el agua son miscibles en todas las proporciones. los iones solvatados se difunden rápidamente a través de un exceso de sólido. Solución saturada es aquella en la cual están en equilibrio el soluto disuelto y el soluto sin disolver. Una solución está saturada cuando llega a un estado de equilibrio dinámico. En general. Debido a la agitación molecular. El proceso se denomina solvatación. La cantidad máxima de soluto que puede disolverse en una cantidad dada de solvente a una determinada temperatura se denomina solubilidad. son miscibles en cualquier proporción. 67 . La solvatación es la interacción de moléculas del solvente con moléculas. La solubilidad de una sustancia generalmente aumenta con la temperatura. o sea. la solubilidad se mide determinando la cantidad de soluto que se disuelve en 100 gr. Si se enfría una solución saturada. Generalmente. Sin embargo. cuando el número de partículas de soluto que se separan del cristal en un intervalo de tiempo determinado es igual a las que retornan al cristal en el mismo tiempo. acumulándose el azúcar adicional como un sólido en el fondo de la taza (un precipitado). Cuando el azúcar se adiciona continuamente al café. las sustancias iónicas y polares se disuelven rápidamente en sustancias polares. otros solutos son solubles sólo en cantidad definida de un solvente dado a determinada temperatura.Estos iones entran en la solución como conglomerados de iones rodeados por un número variable de moléculas del agua. de solvente a una temperatura constante. Indica los gramos de soluto contenido en cada cien gramos de solución (masa de soluto + masa de solvente). Por el contrario aquella con la menor cantidad de soluto se dice que está diluida. Una solución con mayor cantidad de soluto que otra se dice que está más concentrada. La concentración de una solución es la cantidad de soluto contenido en una cantidad determinada de solución o disolvente. Porcentaje en masa (% m/m). Solución sobresaturada es aquella que contiene más soluto que el requerido a las condiciones existentes. 68 . UNIDADES DE CONCENTRACIÓN DE LAS SOLUCIONES. Expresión de la concentración en unidades físicas. la solución contiene ahora más soluto disuelto del que corresponde a su temperatura actual y se dice que ella está sobresaturada.A veces ocurre que al enfriar la solución caliente y saturada. o en unidades química: moles o equivalentes. La concentración se expresa en unidades físicas: gramos. centímetros cúbicos o litros. Las soluciones sobresaturadas están en equilibrio inestable y basta agitar la solución o añadir un cristal de sustancia disuelta para que provoque la precipitación del exceso de soluto. Gramo de solución = gramo de soluto + gramo de solvente Porcentaje masa a volumen (% m/V) Significa la cantidad de gramos de soluto por cada 100 cc de solución. Los términos diluido y concentrado expresan concentración relativa. el soluto disuelto no precipita y permanece en disolución. pero no tienen un significado exacto. Es un método comúnmente usado para expresar concentración de soluciones diluidas en partes por millón. Es el número de moles de soluto contenidas en un kilogramo de solvente. Para soluciones acuosas. dependiendo que la reacción sea de óxido-reducción o de neutralización ácido-base. Se refiere al volumen de soluto por cada 100 cc de solución. Esta unidad se define como el número de miligramos de soluto presentes en un kilogramo de solución. Expresión de la concentración en unidades químicas Molaridad (M). donde un kilogramo de solución tiene un volumen aproximado de un litro. Para una reacción de óxido reducción. Partes por millón (ppm). un equivalente gramo 69 . Molalidad (m). La molaridad es la unidad de concentración que se encuentra con mayor frecuencia en la química elemental. Para una reacción de ácido base. se puede emplear la relación. o ppm. Puede definirse de dos formas. el equivalente gramos es la cantidad de sustancia que reacciona con una mol de electrones o produce ésta. Porcentaje por volumen (% V/V). Equivalente gramo (eq-g) o equivalente químico. Es el número de moles de soluto contenido en un litro de solución. Una solución de 1 molar (1M) es aquella que contiene una mol de soluto por litro de solución. Es la cantidad en gramos que reacciona o puede sustituir a una mol de iones hidroxilos (OH+) En general. la masa de un equivalente gramo de una base se determina dividiendo la masa de un mol de la base por el número de hidroxiliones presentes en ella. se determina la masa de un equivalente gramo de compuesto dividido por su masa molecular por la carga total positiva o negativa. En las reacciones de óxido reducción. sin tener en cuenta el signo.es la cantidad de sustancia que reacciona con un mol de iones hidrógeno o iones hidroxilo o produce ésta o éstos. Equivalente gramo de las sales. Es la cantidad expresada en gramos que reacciona o puede sustituir a una mol de iones hidrógeno (H +) La masa de un equivalente gramo de ácido se calcula dividiendo la masa molecular en gramos sobre el número de hidrogeniones presentes en la formula correspondiente. Es el número equivalente – gramo de soluto contenido en un litro de solución. Equivalente gramo de ácidos. Normalidad (N). En la reacción de neutralización. Equivalente gramo de las bases o hidróxidos. ácido base. La unidad es normal y su símbolo es N 70 . Se determina dividiendo la masa de un mol de sal por la carga total del catión. la masa de su equivalente gramo de cada reactivo equivale a su masa molecular dividida por el cambio en el número de oxidación o de electrones de sus elementos. como el índice de refracción.Los equivalentes se miden la cantidad de sustancia presente y son análogos a las moles. en el segundo grupo. la densidad. mientras que la segunda no la conduce. de su concentración reciben el nombre de constitutivas.. En primer lugar. Si con el mismo solvente y diversos solutos se preparan soluciones de la misma concentración y se comparten sus propiedades. mientras que otro grupo de propiedades. En el primer grado la magnitud de la variación depende de la naturaleza del solvente y del soluto. La normalidad es una unidad de concentración análoga a la molaridad. Este tipo de propiedades. la variación de las propiedades depende del número de moléculas. PROPIEDADES DE LAS SOLUCIONES Las propiedades de una solución son diferentes de las del solvente puro y las diferencias dependen de la naturaleza del soluto y de su concentración. etc. por ejemplo. la presión de vapor y la presión osmótica presentan valores muy semejantes. encontramos que estas son de dos clases. Si. la conductividad. que dependen de la naturaleza de los componentes de la solución y. la viscosidad. se observa que hay propiedades que difieren mucho de una solución a otra. se tienen dos soluciones molales de cloruro de sodio y azúcar. sin que influya mucho la naturaleza. entre ellas el punto de ebullición y de congelación. observamos que la primera presenta una alta conductividad eléctrica. en menor grado. de la concentración molar del soluto presente. es decir. Las propiedades que dependen del número de moléculas y no de su naturaleza reciben el nombre de propiedades coligativas y son: Disminución de la presión de vapor Descenso del punto de congelación 71 . están animadas de un movimiento desordenado y. las partículas del soluto se comportan como si estuvieran en estado gaseoso. la que posee mayor presión osmótica se llama hipertónica y la de menor presión. ya que. Si la membrana es permeable. hipotónica. si ésta es diferente. Dos soluciones son isotónicas cuando poseen la misma presión osmótica. solo permite el paso de las moléculas del solvente y éste pasará de la solución más diluida a la más concentrada. es la difusión entre dos soluciones separadas por una membrana orgánica o por un tabique poroso. en virtud de su energía cinética. las moléculas del solvente y soluto la atraviesan libremente y la concentración final de las soluciones se iguala. Experimentalmente se han determinado las siguientes leyes: A una temperatura dada. referida a la unidad de superficie. las soluciones presentan la misma presión osmótica. La presión osmótica es directamente proporcional a la temperatura absoluta de la solución. al chocar con las paredes del recipiente. en estado gaseoso y ocupando el mismo volumen. Presión osmótica En una solución. Ósmosis. Esta presión recibe el nombre de presión osmótica y es igual a la que ejercería el mismo número de moléculas del soluto si estuvieran. A iguales concentraciones molares y de temperatura. El estudio de la ósmosis se realiza con el osmómetro. a la misma temperatura. ejercen una fuerza que. la presión osmótica es directamente proporcional a la concentración molar del soluto. Se observa que el nivel del tubo asciende lentamente hasta estabilizarse. La diferencia de 72 . Pero si la membrana es semipermeable. Aumento del punto de ebullición Presión osmótica. es una presión. Esta ecuación sólo debe usarse para soluciones diluidas. El cálculo de la presión osmótica (π) se hace aplicando las leyes de los gases ideales. EJERCICIOS RESUELTOS 1.250 moles de soluto a 120 gr. de agua. la solución es 1 mol/l ó 1 molar 2. la cual es igual y de sentido contrario a la presión osmótica y sirve para determinar fácilmente esta última. Calcular la molalidad de una solución que se prepara adicionando 0. 73 . se reemplaza en la ecuación anterior y queda: π=cRT c es el número de moles en la unidad de volumen. de hidróxido de sodio. Masa de 1 mol de NaOH = 40 g 5 moles de NaOH R. n = moles de soluto R = constante universal de los gases Como n/V = c.altura entre la superficie libre del liquido y el nivel alcanzado en el interior del tubo es debido al aumento de la presión hidrostática. en condiciones normales. ocupa un volumen molar de 22.4 litros π = presión osmótica V = Volumen de la solución . Hallar la concentración molar para 5 lt de solución que se prepararon con 200 gr. Se supone que la solución molar de un compuesto no iónico. 5 normal 4. se deben disolver los 165 g de 74 en 2. La solución es 2.24 litros de solución . la solución es 0.5 eq-l ó 0. Calcular el volumen de solución de 0.30 eq-g de NaOH R. Cuál es la normalidad de una solución de NaOH que contiene 12 gr de NaOH en 600 ml de solución 0 39. de que contiene 165 V = 2.08 mol/Kg.08 molal 3.99 g de NaO=H = 0.750 M de gr. R.24 litros R.m = 2. calcular la concentración de la solución en porcentaje m/m. Hallar la concentración molar de la solución. Se disuelve 25 g de KNO 3. el soluto y el solvente son gases. ¿Qué es una solución saturada? b. 750 cc de una solución de KOH en agua contienen 44g de base. Describe la diferencia entre una mezcla homogénea y una heterogénea. el soluto es un sólido y el solvente es un líquido. Citar un ejemplo para cada uno de los siguientes tipos de solución: a. a. 2. 6. R/ 24.49 N 5. ¿Qué es una solución insaturada? c. ¿Cómo se prepara una solución saturada? 4. en 78 g de agua.3 g de sal en 100 cc. b. Escribir los nombres de las unidades de concentración representadas por: 75 .EJERCICIOS PROPUESTOS Para responder en el cuaderno 1. c. R/ 1.04 M 7. Calcular la normalidad de la solución R/ 0.27 % m/m 3. el soluto y el solvente son líquidos. Una solución saturada de K 2 SO4 en agua contiene 4. Cuántos gramos de Ca(OH)2 se encuentran en una solución 1. moles de soluto por litro de solución b. 36 g de NaCl en 100 g de H 2O R/ a. Calcular la presión osmótica a 32º C de una solución de concentración de 2. El agua es uno de los mejores solventes químicos que se conoce. 6.7 g de Ca(OH) 2 en 250 ml de solución. cuando se mezclan estos líquidos. Sin embargo. 13. d. número de equivalentes gramos de soluto en 1 litro de solución 8. masa de soluto en 100 g de solución.7 m que contiene 7 Kg de solvente? R/ 881.52 mm Hg 10. normalidad y la molaridad de la solución Hallar la R/ 0.4 N 12. R/ 67. masa de soluto en 100 cc de solución. Se disuelven 3.15 m 9. 1.74 g Ca(OH) 2 76 . ¿Qué tipo de sustancias cree usted que disolverá? ¿Qué clases de sustancias serán insolubles en agua? 11. Calcular la molalidad de cada una de las soluciones siguientes: 10 g de C2H 5 OH en 200 g de H 2O a.09 m.7 M de un soluto no iónico. c. como también lo es el agua líquida pura. El HCL puro es mal conductor eléctrico.a. la solución que resulta conduce bien a la corriente. Explicar esto.2 M y 0. b. b. 0. ¿Cuántos gramos de H 2SO4 contienen 750 ml de solución 0. 0.14. a. soluto y solvente. Cuantos gramos de ácido fosfórico (H 3PO 4) son necesarios para preparar 150 cc de solución 0. 2. c. En un proceso de solución puede suceder que la temperatura de la solución aumente.89 g de H2O 18. 70 ml de solución 0. Suponiendo que el agua del mar contiene 2.5 N? c. ¿aumentará la solubilidad de un sólido? 17. Molaridad y normalidad. Establecer diferencias entre: a.8% m/m de NaCl y que su densidad es de 1. b. 77 . 500 ml de solución 0.03 g/ml.49 M 16. c.2 N que se empleará en una reacción de neutralización donde intervienen los tres hidrógenos? R/0.98 g. 2.98 g H2SO4 15.35 N del mismo ácido? R/ 12. Qué masa en gramos de NaNO 3 se debe tomar para preparar cada una de las siguientes soluciones en agua.21 g.005 M en Na NO 3? b. Fase dispersante y medio dispersante.5 Kg de solución 0. Al calentar la solución. ¿Cuál será la molaridad del NaCl en el agua de mar? R/ 0.005 molal? R/ a.86 g 19.11 g y 497. 6 atm. ¿Cuántos gramos de glucosa deben utilizarse por litro para una inyección que debe tener la misma presión osmótica que la sangre? 25. La presión osmótica de la sangre a 37ºC es de 7. Cómo se puede diferenciar experimentalmente entre un electrolito y un no electrolito? 22. En M d.05 g 23. CCl 4. La cantidad en gramos de hidróxido de sodio de pureza al 99% necesarios para preparar 1 lt de solución molar es: a. 3. (d = 1.595 g/ml). 20.1 g de Fe(OH) 3 en 170 ml de solución acuosa. 40. % m/V E c. 12. a.40 e. c. I2. b. para obtener una solución de I 2 0. 132. 19. Hallar la presión osmótica a 40ºC de una solución que contiene 16.5 g/l. 82 78 .6 M. Hallar su concentración en.20.60 c. d. La densidad de la solución que resulta es 1.6 N 21. En N R/ a. 24. % en m/m b.06 g/cc. En 35 g de agua se disuelven 5 g de HCl. 39. R/ 90. Cuántos gramos de yodo.20 d. 3.5%.80 b.65 atm. hay que disolver en 100 ml de tetracloruro de carbono.10 m? R/ 4. Todas las anteriores presentan igual concentración 27.364 g de HCl en 0.26. 6 N c. 0. 1 m de HCl c.5 m e.001 de solución e. 4 N b. 1 N de HCl d. Normalidad es el nombre de: a. . Una solución 2 M de ácido sulfúrico (H 2SO4) equivale a: a.5 N e. Cuál de las siguientes soluciones está más concentrada: a.5 M c. Equivalente gramo de soluto en 1000 g de solvente c. la concentración de la solución es: a. Equivalente gramo de soluto por litro de solución e. Moles de soluto en 1000 g de solvente d. moles de soluto por litro de solución b. 0. 2 N d.5 N 29. 0. 1 N 79 .1 M d. 1 M de HCl b. 0. Se disuelven 0. 28.5 moles de soluto en 500 ml de agua. Moles de soluto por Kg de solvente. 0. 1N b. 20 g d. 26 g b. 6 e.1 b. 2. 0.30. 5 g e. gas en sólido b. 8 33. 4. 3 c. liquido en sólido d. 441 g de HCl se disuelven en 1500 ml de solución.q M de NaOH son necesarios: a. El peso para 1 equivalente gramo de Al(OH) 3 es: a. 80 . sólido en líquido e. su molaridad es: a. gas en líquido c. 30 g 32. 78 g 31. líquido en líquido.5 g c. 13 g c. 52 g d. 10 g b. La clara de huevo es un ejemplo de dispersión de: a.2 d. Para preparar 5 l de una solución 0. 40 g e. La concentración en el equilibrio C y D es de 0. 90 e.34. se expresa en la siguiente concentración: a.2 b.2 M R/ Ke = 0. 820 35. Molaridad d.028 81 . 133. 960 c. 36. Calcular el valor de la constante de equilibrio para la reacción A + B C + D Cuando se colocan 1 mol de A y 2 moles de B en 1 l de solución y se permite que alcancen el equilibrio.6 d. 1. Fracción molar. Cuando una solución contiene moles de soluto por kilogramos de solvente. Molalidad c.65 equivalentes gramo de Fe(NO3)3 tienen una masa (en g) de: a. 399. Porcentaje e. Normalidad b. 82 . PRIMER PRINCIPIO DE LA TERMODINÁMICA La termodinámica describe el comportamiento de sistemas macroscópicos. la energía presente en algún sistema no puede crearse ni destruirse. La primera ley o primer principio de la termodinámica es la expresión generalizada de la conservación de la energía. desde las teorías explicativas y a través de formulaciones vincula el conocimiento científico con la vida cotidiana. pero se puede transformar e intercambiar entre el sistema y su exterior. conociendo el valor de la constante. En un sistema lógico basado en unas pocas generalizaciones conocidas como las leyes de la termodinámica. Formular preguntas y problemas teóricos y prácticos del equilibrio químico. como los factores que afectan el desplazamiento del equilibrio en una reacción química. Calcular las entalpías de formación estándares. Si el sistema 83 . Calcular las concentraciones de reactivos y/o productos.CINETICA Y EQUILIBRIO LOGROS ESPERADOS Relacionar los cambios de energía asociados a las reacciones químicas y su aplicación en procesos simples que rodean al ser humano. en lugar de moléculas individuales. en un sistema en equilibrio. conocida como energía interna (H). Cuando se especifica el estado de un sistema material. Analizar los factores que influyen sobre la velocidad de las reacciones. éste posee una energía determinada. Experimentalmente. Comprender procesos energéticos y relacionarlos con ejemplos de la naturaleza. Demostrar el conocimiento y la aplicación de las variables que influyen en la velocidad de la reacción. conociendo las entalpías de formación estándares y la descripción del proceso. para procesos químicos. con lo cual ha de variar la energía interna del sistema (∆H). puede tomar siglos. debido al agua que contiene dióxido de carbono para formar cavernas. Por definición. según la siguiente ecuación Solución: Expresamos la velocidad de la reacción así: O también 84 . y el trabajo que se desprende del sistema es negativo. La velocidad de reacción química es la cantidad de reactivos que desaparecen o productos que se forman por unidad de volumen y unidad de tiempo. o cualquier trabajo (w). o bien en moles por litro de uno de los productos que se constituyen en la unidad de tiempo. esta variación se determina así: (∆H) = q + w La disminución de energía interna del sistema es igual a la suma del calor que desprende y el trabajo que se ha producido. es un ejemplo de reacción lenta. y otras a velocidad intermedia. Ejemplo: Veamos la reacción de un trozo de zinc con acido clorhídrico. otras a velocidad explosiva. La solución de depósitos de piedra caliza subterráneos. Se expresa generalmente en moles por litro de uno de los reactantes que se consumen en cada unidad de tiempo (segundo o minuto). La explosión de TNT es un ejemplo de reacción rápida. Velocidad de las reacciones Algunas reacciones químicas suceden muy lentamente.absorbe o cede calor (q). el calor que se agrega al sistema es trabajo positivo. La palabra sistema se refiere a la porción de materia que se investiga. Teoría de las colisiones Para que se realice una reacción es indispensable que las partículas reaccionantes estén en contracto. rebota y se aleja. Para que la reacción se produzca. Al producirse las colisiones. Que su orientación espacial sea favorable al producirse la colisión. con lo cual pueden producirse rotura y creación de enlaces. se requiere una cantidad determinada de energía. en el ordenamiento intermedio de los átomos debe haber un contenido 85 . La experiencia indica que hay reacciones veloces. las distancias entre las partículas que reaccionan son mínimas. Como los choques entre las partículas de reactivos con gran contenido energético implican un reordenamiento atómico para obtener los productos de reacción teniendo en cuenta que los reactivos y los productos estables. pero para que la reacción se realice. conocida como energía de activación. la colisión es eficaz y da como resultado los productos de reacción. además que las moléculas tengan la E A adecuada. de modo que se originan los productos de la reacción. Para que un choque resulte eficaz se necesita. Si dos moléculas (A2 y B 2) chocan. las moléculas deben producir una energía cinética suficientemente elevada. las moléculas deben chocar. lo cual significa que no en todos los choque se lleva a cabo una reacción. pueden presentarse los siguientes casos: Si las dos moléculas poseen la energía de activación indispensable. mientras que otras son lentas. Cuando las moléculas no tienen la energía de activación indispensable. Para romper los enlaces de las moléculas de las sustancias reaccionantes y se adquiera un reordenamiento atómico. el cual se produce por medio de choques. al ocurrir el choque. resultado de movimiento continuo y desordenado de las partículas de los reactivos. de modo que se obtienen los productos de reacción o. concentración. las reacciones pueden ser: Rápidas a temperatura ambiente. A este ordenamiento le llamamos estado de transición y es inestable. 2. la segunda una velocidad moderada. superficie de contacto. temperatura. Entre estos factores tenemos: naturaleza de los reactivos. pues se descompone con rapidez. etc. los reactivos nuevamente. y por consiguiente. Para que ocurra la reacción s indispensable que haya choques entre las moléculas y que sean eficaces. la tercera es muy lenta a temperatura ambiente. Esta diferencia de velocidades se debe a las características de los distintos reactivos que forman parte de los procesos. favorecen la velocidad de una reacción.energético. FACTORES QUE AFECTAN LA VELOCIDAD DE REACCION Naturaleza de los reactivos Según la naturaleza de los reactivos. en el número de moléculas activadas. catalizadores. Lentas a temperatura ambiente. por lo cual puede afirmarse que no hay reacción. Cuando en las reacciones no se producen rupturas de enlaces. Cuando en las reacciones se producen rupturas de enlaces. Concentración En muchos procesos se cumple que al aumentar la concentración de algunos de los reactivos aumenta la velocidad de reacción. Los factores que determinan aumento en la frecuencia de los choques. La primera reacción ocurre a gran velocidad. Si quemamos un trozo de 86 . Las siguientes reacciones ocurren a temperatura ambiente: 1. en el caso contrario. 3. Esto significa que la combustión presenta distinto comportamiento debido a las diferencias de concentración de oxigeno utilizadas en las dos experiencias. V. la madera arde con mayor rapidez. que es función de la temperatura. un aumento del número de partículas en el mismo volumen implicara un mayor número de choques moleculares. un aumento de 10º C duplica la velocidad de reacción. quienes formularon la ley de acción de las masas: la velocidad de una reacción química es proporcional al producto de las concentraciones de los reactantes. Temperatura Al aumentar la temperatura siempre hay un aumento en la velocidad de reacción. arde lentamente. 87 . que incrementa la velocidad de reacción. pero si realizamos la misma experiencia en atmosfera de oxigeno puro.madera en el aire. Cuando las reacciones son muy lentas a temperatura ambiente y su temperatura se eleva algunos centenares de grados. de acuerdo con la ley de acción de las masas será: K es una constante de proporcionalidad. La influencia de la concentración de las sustancias que reaccionan se puso de manifiesto en 1867 por los químicos noruegos Maximilian Guldberg y Peter Waage. se vuelven instantáneas. Como la velocidad de reacción depende del número de choques que ocurren entre las moléculas de las sustancias reaccionantes. Aproximadamente. elevados a un exponente que es igual al coeficiente que tienen en la ecuación del proceso igualada. Veamos el caso de la formación de amoniaco: La velocidad de la reacción. Cuando el catalizador es positivo. los cuales se recuperan sin que sufran alteraciones al final de la reacción. que son muy lentas cuando se combinan los reactivos. Una temperatura mayor permite mayor movimiento de las partículas. En los organismos vivos se 88 . si el catalizador es negativo. Las partículas poseen mayor energía. la velocidad de reacción aumenta. se pueden agilizar adicionando al sistema otra u otras sustancias llamadas catalizadores. Catálisis es el proceso que modifica la velocidad de una reacción bien sea aumentándola o disminuyéndola. y el número de choques eficaces será mayor.En el efecto producido por un incremento de la temperatura en la velocidad de reacción se debe a dos factores. el proceso es más lento. de modo que también aumentara el número de moléculas activadas. con lo cual se obtienen más choques por unidad de tiempo. con lo cual varía la velocidad de ese proceso pero en ningún momento el estado de equilibrio del sistema. mediante el empleo de un catalizador. La función de un catalizador en los procesos químicos es modificar la energía de activación. Catálisis Gran numero de reacciones. con un conjunto determinado de condiciones. dos reacciones opuestas se efectúan simultáneamente. del acido sulfúrico. I 2 y H2 del caso anterior. se produce formación de algunos productos. Cuando los reactivos son sólidos y el catalizador se encuentra en fase liquida o gaseosa. El estado en el cual dos reacciones exactamente opuestas se realizan a la misma velocidad se conoce como equilibrio químico. cuando los productos pueden reaccionar para formar nuevamente los reactantes. Además. I2 y H2 son constantes. pero no totalmente. la reacción de esterificación entre algún acido orgánico y un alcohol. entre otros. pero ninguno de los reactivos se convierte en su totalidad en producto. en las mismas condiciones. como el proceso es reversible la ecuación es: 89 . colocamos I 2 y H2 se forma algo de HI. En otras reacciones. La catálisis es homogénea ocurre cuando los reactivos y el catalizador se hallan en fase homogénea. por ejemplo: en fase liquida.producen muchas reacciones debido a la acción de las enzimas que actúan como catalizadores biológicos. catalizada por el platino o por el níquel divididos en partes muy pequeñas. pues en un momento dado las cantidades relativas de HI. una cantidad de HI se descompone en I2 y H 2. en un matraz cerrado. utilizando el acido sulfúrico como catalizador. como en el caso de la hidrogenización del etano en fase gaseosa. hablamos de catálisis heterogénea. En la industria. EQUILIBRIO QUIMICO En muchas reacciones químicas se convierten casi todos los reactivos (al menos la cantidad limitante) en productos. Un ejemplo bastante representativo es el siguiente: Al calentar a 400ºC. la catálisis se utiliza en la síntesis del amoniaco. con lo cual se llegaría a las mismas concentraciones finales de HI. se consideran como reacción reversible. Si en el mismo matraz. al formarse los productos reaccionan a su vez para volverse a dar a los reactivos iníciales. En este caso. a una temperatura dada. dividido por el producto correspondiente de las concentraciones de las sustancias de la izquierda. sin que sean afectadas por la dirección (directa o inversa) desde que se alcanza el estado de equilibrio. Los sistemas químicos avanzan hacia el estado de equilibrio en forma espontánea. Su situación se mantiene estable por la igualdad de las velocidades en los procesos directo e inverso. Ella se realiza al comienzo lentamente para posteriormente aumentar su velocidad a medida que aumenta la concentración. el producto de las concentraciones de las sustancias que aparecen en el lado derecho de la ecuación. Para la reacción general La expresión para la constante de equilibrio K c es la siguiente: En donde el símbolo químico encerrado en corchetes designa la concentración en moles por litro. Equilibrio químico es el estado final de una reacción reversible. en el cual las concentraciones de las sustancias son constantes. Las propiedades y la naturaleza del estado de equilibrio son las mismas. Ser espontáneo. La constante de equilibrio Para cualquier sistema gaseoso reaccionantes en equilibrio. la reacción inversa ocurre una vez que se ha formado el I2 y H 2.La reacción directa se expresa hacia la derecha. El valor K c es constante y depende 90 . cada una de estas concentraciones elevada a una potencia igual al coeficiente correspondiente en la ecuación balanceada. El estado de equilibrio se caracteriza por: Ser dinámico. Ser único. es un valor constante. adición de catalizadores y variación en la concentración. Principios de Le Chatelier El principio de Le Chatelier establece la influencia que sobre el punto de equilibrio de un sistema ejerce una acción perturbadora externa y dice: “Cuando se aplica un cambio o tensión a un sistema en equilibrio.” El cambio es algo que se hace sobre el sistema (no es producido por la reacción en equilibrio). Vale aclarar que los cambios en la concentración no afectan el valor de la constante de equilibrio.solamente de la temperatura y de la naturaleza de la reacción. Si la ecuación de equilibrio se invierte. Los cambios o estímulos que se consideran son: temperatura. El aumento de la concentración de cualquier componente de un sistema da lugar a una acción que tiende a consumir parte de la sustancia agregada. este se desplazará en el sentido que absorba calor. intercambiando los lados derecho e izquierdo. la nueva constante de equilibrio es el recíproco de la constante inicial. mientras que la inversa lo absorbe (endotérmica). Efectos en los cambios de temperatura Si se aumenta la temperatura (a volumen constante) de un sistema de equilibrio. La reacción directa libera calor (exotérmica). Obsérvese que las concentraciones en el numerador son las de las especies en el lado derecho de la ecuación. mientras que las concentraciones en el denominador son las de las especies en el lado izquierdo. 91 . un cambio en las propiedades del sistema dará lugar a que el equilibrio se desplace en la dirección que tienda a concentrar el efecto del cambio. Este resultado general se llama ley de equilibrio químico o ley de acción de masas. presión. Efectos en los cambios de concentración. Aumenta b. El valor numérico de la constante de equilibrio para una reacción determinada se obtiene sustituyendo los valores de las concentraciones. la reacción hacia la derecha b. en la expresión de equilibrio de la reacción. Esto significa que la reacción inversa se acelera más que la reacción hacia la derecha. El calor añadido desplaza el equilibrio hacia la izquierda. EJERCICIOS RESUELTOS 1. y se efectúa 0. Qué efecto es más grande? R. determinadas experimentalmente. en el sentido que alivie la presión. Si se añaden 100 J de calor a un sistema. Calculo de la constante de equilibrio. Disminuye El incremento de temperatura aumenta todas las velocidades a. ¿Cuál es el valor de H? R. La reacción hacia la izquierda c. es decir.100 j de trabajo sobre él. Si se aumenta la presión de un sistema en equilibrio.Efecto de los cambios de presión. 92 . Para la reacción explique si al elevarse la temperatura se incrementa o se disminuye la velocidad de: a. vale 200j 2. a. el equilibrio se desplazará en forma que disminuya el volumen lo máximo posible. Como las tres reacciones. Escribir las expresiones para las constantes de equilibrio de las siguientes reacciones: a. se aplica directamente la ley que gobierna el equilibrio químico de los gases. todos los compuestos presentes en el equilibrio son gases. c. En general a temperatura constante. c. su cantidad no afecta la posición del equilibrio. que en consecuencia. a. b. b. permite no incluir la fase condensada pura en la expresión de la acción de las masas. no puede variase la concentración de cualquier sustancia pura líquida o sólida. b. 93 . Escribir las expresiones para la constante de equilibrio de las siguientes reacciones: a. 4.3. a. La ley de equilibrio también se puede aplicar a reacciones que involucran sólidos y líquidos puros como también gases. c. Se ha comprobado que cuando en el equilibrio está presente un sólido o un líquido. la pres ión parcial de un gas i.00 atm 94 . la presión de cada gas en el equilibrio será Ptotal = 50. Xi .b. c. del gas en la mezcla Pi = Xi x Ptotal donde Ptotal es la presión total de la mezcla gaseosa. La presión total es 50 atm. 6. b. Escribir la ley de acción de masas para cada una de las siguientes reacciones dando Kc y Kp (se usan los corchetes para expresar las concentraciones en moles/litros). c. Partiendo de una mezcla gaseosa de H 2 y N 2 en la relación 3:1 a 450ºC. se encuentra que la mezcla en equilibrio tiene la siguiente composición en volumen: 9. Calcular K p para la reacción N 2(g) + 3H 2(g) = 2NH 3(g) De acuerdo a la ley de Dalton de las presiones parciales. en una mezcla es proporcional a la fracción de volumen. y 67. 5. Por tanto.8% de H 2. 22. p.6% de N 2.6% de NH3. a. 571M. se satisface la ∆n = 0.431 x 10-3 mol/litro. por eso. [„l2]. en la ecuación. Refiriéndonos al problema anterior.0 moles litro y 10 moles/litro respectivamente. la constante de equilibrio no tiene 9.50 x 10-3 M y [NO 2] = 0. Como las concentraciones están dadas en moles /litro (molaridad). ¿Cuál será la concentración de l 2 en equilibrio a 490º C? Como ya se conoce la constante de equilibrio para la reacción mencionada. Puesto que se trata de concentración condición: (Observe que unidades) en equilibrio. si las concentraciones de H 2 y Hl son 2. H 2 (g)+I2(g) 2HI (g) las concentraciones de los tres compuestos en el estado de equilibrio dieron los resultados siguientes: Concentración de H 2 = [H2] = 0. luego sustituir los valores 95 . se puede escribir 8. calcular el valor de la constante de equilibrio. Calcular K e.7. Para la mezcla gaseosa en equilibrio a 490º C. En un experimento a 25ºC las concentraciones en equilibrio de NO 2 y N2O4 para la reacción N2O4(g) = 2 NO2 fueron como sigue: N2O4 = 1. basta con despejar la concentración de l 2. líquida o gaseosa. ¿Qué dice el principio de Le Chatelier acerca del efecto de añadir una mezcla de antes de que alcance el equilibrio? 4.4 kilojulios 5. ¿Cuál será la energía de reacción? ¿Influye siempre la temperatura en el equilibrio químico? 6. Cuando un compuesto A y un compuesto B reaccionan para dar un compuesto C. ¿Qué valores relativos debe tener la entalpía de los reactivos y de los productos para que una reacción sea exotérmica o endotérmica? Escribir ejemplos para los dos casos. R.EJERCICIOS PROPUESTOS 1. ¿Qué relación existe entre energía interna y calor de reacción? 2. ¿En qué caso la velocidad de reacción es mayor? 3. la temperatura desciende a 5º C. la reacción puede verificarse en forma sólido. Para la obtención de oxígeno en el laboratorio se descomposición del clorato de potasio según la ecuación: a utiliza la Calcular la energía calorífica que se desprende cuando se obtienen 20 lt de medidos a 25ºC y una atmósfera. 96 . 24. Cuando se disuelve en un litro de agua 90 g de nitrato de amonio. 5. 2. las concentraciones de las mezclas en equilibrio a 530º C son [SO3] = 8 mol/litro. Ke = 400 litros/mol 10.40 de PCl3 y 0. ¿Cuál sería la concentración de HI en el equilibrio? R. Se calienta una determinada cantidad de PCl 5 en un recipiente de 10 litros a 230º C.1 x 10-7M.167 litro/mol 8. R.0. Calcular la constante de equilibrio Ke para la disolución de PCl 5 a 230º C.5 x 10-5 M y [NO] = 7. Para la reacción 2SO2 (g) + O 2 (g) = 2SO3 (g).0 y 2. Si se tiene un equilibrio de 2. Calcular la constante de equilibrio K e. Calcular Ke.0 moles/litro respectivamente. 1.5 moles de H2 y 3 x 10-5 moles de S 2 en un recipiente de 10 litros a 700ª C. R. las concentraciones encontradas en la mezcla en equilibrio son 3. [O2] = 2. 4. PCl5 (g) = PCl3 (g) + Cl2. 0. [SO2] = 0. si se introduce un mol de H 2 y un mol de I 2 en un vaso de un litro y se equilibran a 490º C. En el sistema A (g) + B (g) = C (g). 0. Calcular la constante de equilibrio. En el equilibrio la vasija contiene 0.4 mol/litro. El hidrógeno gaseoso.40 de Cl 2.0 x 10-4 12. Para la reacción H2(g) + I2(g) = 2HI (g) la constante de equilibrio es 46 a 490º C. 2M 97 . el azufre en forma de vapor y el sulfuro de hidrógeno gaseoso se encuentran en equilibrio de acuerdo con la reacción 2H2 (g) + S2 (g) = 2H 2S (g). 0. ¿Cuál es el valor de K e? R. [O 2] = 1 mol/litro.0 moles de H 2S.0 x 10-4M. R.30 moles de PCl 5. Para la reacción N2 (g) + O 2 (g) = 2NO (g) las concentraciones en el equilibrio de los reaccionantes y el producto a 1700º C son: [N 2] = 1.93 x 105 litro/mol 9.7. R.0533 mol/litro 11. 98 . Le Châtelier fomentó la aplicación de la química en la industria francesa y sus investigaciones afectan a productos como el amoníaco y el cemento. químico y metalúrgico francés que contribuyó al desarrollo de la termodinámica. En 1888 formuló el principio conocido como „principio de Le Châtelier‟. realizó también trabajos sobre siderurgia y cerámica. temperatura o concentración).Henri Louis Le Châtelier (Paris 18501936). según el cual. Trabajó también en calores específicos de gases a altas temperaturas e inventó un pirómetro óptico para medir temperaturas más allá de los límites de los termómetros de mercurio. el equilibrio se desplaza de forma que compensa la alteración producida. Entre sus obras destacan Ciencia e industria (1925) y Método de las ciencias experimentales (1936). cuando en un sistema en equilibrio se modifica un factor externo (presión. ÁCIDOS Y BASES LOGROS ESPERADOS Demostrar el conocimiento y la aplicación de las teorías de Arrhenius. y Lewis. Brönsted-Lowry. Identificar las especies que intervienen en una reacción. en la solución de problemas de ácidos y bases en solución acuosa Plantear preguntas de carácter científico. reacción que se puede presentar como sigue ó EL CONCEPTO “p”. Lewis y los conceptos de pH. el jabón de tocador 99 . pOH y pK El concepto de pH está ligado a muchas actividades cotidianas. constante de disociación. Sin embargo se puede demostrar que aún en el agua pura contiene algunos iones. Arrhenius. pH. ionización del agua. Calcular el valor de la constante de disociación a partir de las concentraciones Explicar la disociación iónica del agua Describir una titulación ácido base y calcular la concentración de una solución ácida o básica. Brönsted-Lowry. ácidos. bases o ninguno de ellos según. te lavas el cabello todos los días con un champú de pH balanceado. EQUILIBRIO ACIDO-BASE EN SOLUCIÓN ACUOSA IONIZACIÓN DEL AGUA Al agua se le considera generalmente como un no electrolito.SOLUCIONES DE ELECTROLITOS. los cuales se derivan de la auto ionización de la molécula del agua. orientadas a buscar la interrelación de las diversas teorías en las soluciones electrolíticas. 10 0 .45). Para hacer esta conversión. el científico danés Soren Sorensen ideó la escala logarítmica que consiste en utilizar no todo el valor del [H+] sino el exponente de éste con signo positivo. Esto equivale a decir. los intervalos que se observa en concentraciones posibles para los iones H + y OH-. pH y pOH. Cuanto más pequeños es el La relación de pH y pOH se puede ver en la expresión: [H+] x [OH-] = K w = 10-14 En la tabla siguiente se muestra la relación entre [H +]. Todas estas expresiones son buena razón para preguntarse sobre el significado y la importancia del pH. por definición. mayor es la acidez. [OH -]. va desde 10 -14 M hasta 1M. Así pues. En la mayoría de los casos. el pH de la sangre es muy cercano a la neutralidad (7.que usas debe tener un pH adecuado para no maltratar la piel. Para hacer más sencillo el manejo de los valores. Este intervalo tan amplio presenta problemas cuando se comparan diferentes ácidos y bases. definida como: Por ejemplo si: pH. se definió como potencial de hidrogeniones o pH el logaritmo negativo de la concentración. De igual forma la expresión corresponde para la concentración del ion OH . El pH de una solución se define como el logaritmo decimal del inverso de la concentración de iones hidrógeno en moles/litro. además de la dificultad matemática cuando se utilizan valores negativos.es pOH. que el pH es el logaritmo decimal negativo de la concentración de iones H +. De igual forma si Kb es la constante de disociación de una base En la siguiente tabla se dan los valores de las constantes de equilibrio de algunas bases débiles 10 1 .ESCALA DEL pH pH Acido batería 0 Acido estomacal 1 Jugo de limón 3 Agua de soda 4 Café negro 5 Agua pura 7 Bicarbonato de sodio 9 Jabón de tocador 10 Detergentes 11 Limpiadores caseros 13 Limpiadores de cañerías 14 [H+] 100 10-1 10-3 10-4 10-5 10-7 10-9 10-10 10-11 10-13 10-14 [OH-] 10-14 10-13 10-11 10-10 10-9 10-7 10-5 10-4 10-3 10-1 100 pOH 14 13 11 10 9 7 5 4 3 1 0 Fuertemente acida Débilmente acida Neutra Débilmente básica Fuertemente básica En general se ha adoptado un logaritmo negativo o escala “p” con la siguiente interpretación cuando una cantidad está precedida por la letra p la combinación significa –logaritmo de la cantidad que sigue a la letra p. si Ka es la constante de una disociación de un ácido Con frecuencia se emplea pK a para definir la fuerza de un ácido o una base. Por ejemplo un ácido cuya constante de ionización sea 10 -5. así por ejemplo. tiene un pK = 5. lo cual representa un pH de 3.001 mol de OH . o en una solución acuosa neutra.001 mol de H + a una solución neutra se eleva [H+ ] a 0. tampón.0 o sea que [H+] ha disminuido 10000 veces.SOLUCIONES TAMPON En el “agua pura”. Al agregar 0.0000001. 10 2 . Estas soluciones reciben el nombre de soluciones “buffer”. Sin embargo algunas soluciones tienen la capacidad de consumir H + y OH. el pH es 7. La adición de 0. [H+] ha aumentado 10000 veces 10-3 / 10-7 = 104.en grandes cantidades sin experimentar un cambio apreciable en el pH.0010001 ó sea 10-3. indicando que [H+] = 10-7 = 0.a una solución neutra cambia el pH de 7 a 11. amortiguadoras o reguladoras. se deduce que [H +] depende totalmente de la razón de la concentración del ácido. puesto que el anión de ácido es una base débil. mientras que el papel de la base débil es consumir el H + que puede haberse introducido.Un buffer o tampón es una mezcla de un ácido débil y una base débil la cual se puede obtener mezclando un ácido débil con una de sus sales. El ácido débil reacciona con cualquier cantidad de OH agregado. Una vez establecida esta razón. a la concentración de la base A . por ejemplo HOAc y Ac -. La estabilidad del pH por acción de una solución tampón se puede explicar al despejar [H+ ] de la expresión K a para el equilibrio de un ácido débil. 10 3 .y del cual depende el pH de la solución. Esto impide que se perturbe en mayor grado el equilibrio de HOH ⥨ H+ + OH. cundo en química se habla de una reacción ácido-base se hace referencia es al tipo de cambio que ocurre cuando se mezclan soluciones ácidas y básicas. Con frecuencia el ácido y la base constituyen un par conjugado. Puesto que K a es un valor constante. HA. “tampón acido”. En resumen una solución tampón es una que contiene una concentración apreciable de ácido débil. El problema práctico que se presenta con las soluciones tampón es decidir qué cantidades se necesitan de ácido y de la base débil para amortiguar o regular la solución a un pH predeterminado y es la relación de los constituyentes la que fija el pH. También se puede „reparar la solución tampón mezclando una base débil con una de sus sales “tampón básico”. HA ⥨ H A [ ] [ [ ] ] De donde [ [ ] ] [ ] [ ] Esta es la ecuación que se usa para cualquier tampón acido.. se puede determinar el pH de la solución. TITULACIONES ACIDO-BASE Y CUERVAS DE TITULACIÓN En general. NaCl es una sal neutra. Acido fuerte más base fuerte Cuando se mezcla una solución de un acido fuerte como HCl con la solución de una base fuerte como NaOH. el resultado es el siguiente: Ácido base sal agua Tanto el HCl como el NaOH son electrolíticos fuertes disociados en un 100%.a otra H+ que se neutralizan según la reacción: ⥨ Esta reacción se llama a menudo reacción de neutralización ya que si se añade justamente la cantidad suficiente de base para reaccionar con todo el ácido.La titulación ácido-base es una de las técnicas más importantes de la química analítica. Naturalmente que no es necesario que se mezclen cantidades iguales de ácido y base para que ocurra una reacción. La región de subida rápida se llama punto final y el proceso de agregar la base y determinar el p0unto final recibe el nombre de valoración. El diagrama que representa la variación del pH durante la valoración se llama curva de valoración o de titulación. El procedimiento general consiste en determinar la cantidad de un ácido por la adición de una cantidad medida y equivalente a una base o viceversa. Si se representa gráficamente el pH en la función de la cantidad de base agregada se produce un cambio muy rápido en el pH de la solución a medida que se llega al “punto de equivalencia”. 10 4 . la solución se vuelve neutra. En muchos casos se usa uno u otro en exceso y la solución final contendrá una sal y el reactivo en exceso. en donde el ácido está neutralizado exactamente. Existen principalmente tres tipos de reacciones en las titulaciones ácidobase. la curva se vuelve casi vertical cuando se mezclan cantidades equivalentes de ácido y base. En consecuencia se puede considerar que en realidad se añade es una solución OH . En otras palabras. por ejemplo. El producto en el punto de equivalencia CH 3COONa no es una sal neutra como el NaCl El punto de equilibrio ocurre aproximadamente a un pH de 9. Ácido fuerte más base débil Las complicaciones encontradas en el caso anterior también aparecen cuando se añade una base débil. amoniaco. 10 5 .Ácido débil más base fuerte Consideremos. El pH en el punto de equivalencia es aproximadamente de 5. por ejemplo. que es el pH de la solución diluida de CH 3COONa. la titulación del ácido acético (ácido débil) con una solución de NaOH (base fuerte) ⥨ La diferencia con el caso anterior se debe a que: El CH 3COOH está parcialmente disociado. mientras que el HCL está totalmente ionizado. Los cálculos sobre pH en este caso son semejantes a los de ácido débil más base fuerte. La reacción ácido base es ⥨ La solución en el punto de equivalencia contiene sólo NH 4Cl y es ácida debido a la presencia del ión . a una solución de ácido fuerte. El sistema CH 3COOH/ CH3COONa actúa como amortiguador sobre el pH. como HCl. EJERCICIOS RESUELTOS IONIZACIÓN DEL AGUA pH, pOH y Pk 1. Calcular el [OH -] en una solución donde el [H+ ] es 5,0 x 10-4 [ [ ] [ ] [ ] ] 2. Cuál es la [H+ ] de una solución de HCl 0,001 M a 25º C si el HCl está completamente ionizado de acuerdo con la ecuación HCl = H + + Cl ¿Cuál es el pH? ¿Cuál es el pOH? ¿Cuál es el [OH-]? Como el HCl es un electrolito fuerte, se puede despreciar la concentración de iones H+ debida al agua. El HCl 0,001 M contiene 0,001 ml de HCl en un litro de solución y al ionizarse produce 0,001 mol de H +; por tanto [H+] = 0,001 mol/litro = 10 -3 mol/litro [ [ [ ] ( ) ( ) ] De la definición de logaritmo ] También se puede obtener la [OH -] a partir de la relación [ ] [ ] [ ] [ 10 6 ] 3. Cuál es el pH de una solución si [H+ ] es a. 2 x 10-3 b. 5 x 10-9 c. 1 x 10-3 a. b. c. [ ] [ ] [ ] 4. Calcular el [OH-] y el [H+] de una solución de amoniaco de 0,020 M que está ionizada en un 4%. El pH y el pOH a. [OH-] = 0,04 x 0,020 = 0,0008 = 8 x 10-4 mol/ltr [ ] [ ] EJERCICIOS PROPUESTOS 1. ¿Calcular la [H+] y la [OH -] de HOAc 0,100M que está ionizado en un 1,5 %? R/ 1,5 x 10-3 mol/litro; 6,7 x 10-12 mol/litro 2. La sangre tiene un Ph de 7,4. ¿Cuál es su concentración de iones H +? R/. 4 x 10-3 M 10 7 3. ¿Cuál es la concentración de iones hidróxido de una solución de pH 12,68? R/ [OH-] = 4,8 x 10-2 M 4. ¿Cuál es el pH y el pOH de soluciones de HCl en las siguientes concentraciones? a. 0,20 M b. 3,5 x 10-3 M R/ a. 0,70; 13,30: b. 2,46; 11,54 5. Determinar la [OH -] y la [H+] de una solución de amoníaco a 0,020 M que está ionizada en 4,0% R/ 8 x 10-4 mol/litro; 1,25 x 10 -11 mol/litro ¿Cuál es el pH de una disolución de NaOH 0,0150 M? R/ 13,17 10 8 COMPUESTOS DEL CARBONO LOGROS ESPERADOS Demostrar el conocimiento y la aplicación de las formas que se clasifican las sustancias orgánicas y las normas de la IUPAC empleadas para la formación e identificación de las mismas. Conocer los aspectos relacionas con las clases de isomería y sus aplicaciones en la química orgánica CLASIFICACION DE LOS COMPUESTOS ORGÁNICOS Los compuestos orgánicos están formados por cadenas cuya estructura está constituida por átomos de carbono. La manera más sencilla de clasificar estos compuestos en dividiéndolos en dos grandes grupos: Compuestos acíclicos y compuestos cíclicos Compuestos acíclicos: También conocidos como compuestos alifáticos, en ellos los átomos de carbono forman cadenas abiertas que pueden ser lineales o ramificadas, las cuales a su vez pueden presentar enlaces sencillos o enlaces dobles y triples. Compuestos cíclicos: Los átomos de carbono forman cadenas cerradas o ciclos, los cuales a su vez, se pueden subdividir en carbocíclicos y heterocíclicos Los compuestos carbociclicos, también llamados isocíclicos u homocíclicos, se caracterizan porque todos los átomos que constituyen el ciclo son de carbono. Los compuestos carbocíclicos se subdividen en compuestos alicíclicos y compuestos aromáticos. Los compuestos heterocíclicos uno o más átomos de los que constituyen el ciclos son diferentes al carbono, como el oxígeno, el nitrógeno y el azufre, entre otros. 10 9 como muestra en la grafica siguiente. proteínas y otras moléculas orgánicas. se debe buscar un mecanismo que permita sistematizar la información que de ellos se tiene. ácidos nucleicos. Para reconocer sus propiedades. los carbohidratos proveen la energía que el cuerpo necesita. podemos clasificar los compuestos orgánicos en tres grandes funciones: hidrocarburo. lípidos. los cuales cumplen con unas funciones determinadas.LAS FUNCIONES ORGÁNICAS Y SU GRUPO FUNCIONAL Nuestro cuerpo está constituido por compuestos orgánicos como carbohidratos. De acuerdo con este criterio. los alquenos. por ejemplo. 11 0 . Dentro de esta familia se encuentran los alcanos. oxigenadas y nitrogenadas. FUNCIONES HIDROCARBURO Los hidrocarburos son compuestos orgánicos cuyas moléculas están constituidas exclusivamente por átomos de carbono e hidrógeno. los alquinos y los compuestos aromáticos. Compuestos binarios ó Hidrocarburos: Constituidos por carbono e hidrógeno FUNCIONES OXIGENADAS A este grupo pertenecen todas aquellas sustancias que. Algunos de estos compuestos tienen en sus moléculas varios grupos funcionales. los fenoles como el fenol. además del carbono y el hidrógeno. Son funciones nitrogenadas las aminas como la anilina. han incorporado en sus moléculas uno o varios átomos de oxígeno. Si poseen varias veces el 11 1 . FUNCIONES NITROGENADAS Estas sustancias se caracterizan porque en su constitución se encuentra el átomo de nitrógeno además del carbono y el hidrógeno. las cetonas como la acetona. los aldehídos como el formaldehido. los éteres como el etanoato de etilo y los anhídridos como el anhídrido acético. los ácidos orgánicos como el ácido acético. Entre ellas tenemos los alcoholes como el etanol. los ´teres como el éter etílico. y los nitrilos como el etano nitrilo. las amidas como la acetamida. mismo grupo se llaman funciones múltiples. Pero si poseen varios grupos funcionales diferentes en sus moléculas. hidrógeno y otro átomo como oxígeno o nitrógeno o azufre ó halógenos 11 2 . se llaman funciones mixtas. Compuestos ternarios: Compuesto por carbono. como sucede con los aminoácidos. como en el caso de los carbohidratos. Compuestos cuaternarios: Constituidos por carbono. hidrógeno y otros dos átomos diferentes 11 3 . 11 4 . la estructura parcial que queda se denomina grupo alquilo. es necesario conocer primero el siguiente concepto: el nombre IUPAC para un alcano de cadena lineal consta de dos partes: prefijo. Los grupos alquinos. que indica que el compuesto es saturado. y permite asignar nombres a todos los grupos funcionales y a todas las sustancias orgánicas. por más complejas que sean sus estructuras. Para nombrar los hidrocarburos ramificados. Si un hidrocarburo saturado (alcano) se le extrae un átomo de hidrógeno. que indica el número de átomos de carbono de la cadena principal y un sufijo (ano). con solo aplicar algunas reglas muy sencillas.SISTEMA DE NOMENCLATURA IUPAC Este sistema fue desarrollado por la Unión Internacional de Química Pura y Aplicada (IUPAC). Para nombrar los grupos alquilo se sustituye la terminación ano por ilo o il 11 5 . Sufijo secundario 11 6 . los números que indican su posición van separados por comas. tri. Se indica el número de veces que se repite dicho sustituyente con un prefijo (di. Regla 4: Si hay dos sustituyentes en el mismo carbono. este número aumenta extraordinariamente a 11 7 . Si existen dos cadenas diferentes de igual tamaño. ISOMERIA CLASES DE ISOMERIA Aunque sólo se conocen dos isómeros para un hidrocarburo de cuatro átomos de carbono (butano). tetra. luego.) y la colocación de cada uno de ellos mediante el número correspondiente. separándolos con un guión. Regla 5: los números que indican la localización de los sustituyentes se colocan delante de los nombres de dichos sustituyentes. En el caso de encontrarse dos o más sustituyentes iguales.REGLAS DE LA NOMENCLATURA IUPAC El sistema IUPAC establece una serie de reglas encaminadas a facilitar la nomenclatura de los hidrocarburos saturados o alcanos y que posteriormente es aplicable a cualquier función orgánica. aunque puede utilizarse el orden alfabético o el orden de complejidad del mismo (del más simple al más complejo). se asigna a ambos el mismo número. Regla 2: Se numeran los átomos de la cadena principal. Regla 6: El orden en que se nombran los sustituyentes es arbitrario. están: Regla 1: Se identifica la cadena continua más larga de átomos de carbono presente en la molécula y se emplea el nombre de esa cadena como parte principal. se escoge como principal la que tenga mayor número de ramificaciones. comenzando por el extremo más cercano al primer punto de ramificación Regla 3: se identifica y se numera cada sustituyente o ramificación de acuerdo con su punto de unión en la cadena principal. Entre las reglas IUPAC.etc. se coloca un guión. Los observamos en un hidrocarburo usado como combustible en los encendedores corrientes. pero una diferente distribución espacial de sus átomos. Isomería de grupo funcional: la presentan aquellos compuestos que. La isomería puede ser de tres tipos: isomería estructural o constitucional. La estereoisomería puede ser geométrica. Isomería de cadena u ordenación: Presentan esta clase de isomería aquellos compuestos que tienen distribuidos los átomos de C de la molécula. isomería conformacional e isomería espacial o estereoisomería Isomería Estructural Las moléculas de las sustancias que presentan este tipo de isomería se diferencian en la conectividad. Esto explica la gran cantidad de compuestos orgánicos que se conocen y cuyo número aumenta día a día. están enlazados a átomos de carbono de localizadores diferentes. es decir. isomería de grupo funcional y metámeros. isomería de posición. 11 8 .medida que se adicionan átomos de carbono a la cadena principal. Isomería de posición: Se halla presente en aquellos compuestos que. Isomería espacial o estereoisomería Es una clase de isomería que presentan algunas sustancias que tienen la misma estructura. La isomería constitucional se clasifica en isomería de cadena u ordenación. Se cree que el triacontano (C30 H62) podría tener más de cuatro mil millones de isómeros. en formula estructural. tienen distinta función química. tiene los mismos átomos enlazados de forma diferente (distinta formula estructural). según el orden de sus átomos. teniendo las mismas funciones químicas. en forma diferente. Metámeros: Son aquellos compuestos que tienen el mismo grupo funcional sustituido de formas distintas. es necesario que los sustituyentes. Para que la isomería geométrica pueda darse en los compuestos con doble enlace. ( ) La cadena de carbonos más importante de un compuesto es siempre la más larga 2. sobre cada uno de los carbonos implicados en el doble enlace. sean diferentes. EJERCICIOS PROPUESTOS VERDADERO Y FALSO 1. 6. ( ) Los radicales se define como cada conjunto de átomos de carbono que no están contenidos en la cadena principal 4. ( ) Los enlaces múltiples se nombran antes del nombre de la raíz 11 9 . así como de ciertos compuestos cíclicos. ( ) Una función es un conjunto de átomos en el cual se concentra la actividad química de los compuestos orgánicos que la poseen. ( ) La numeración de la cadena principal de un compuesto se debe empezar desde el carbono que contiene la función principal 3.Isomería geométrica: Esta se debe a que no es posible la rotación libre alrededor del eje del doble enlace y es característica de sustancias que presentan un doble enlace carbono – carbono. ( ) Un radical no puede contener grupos funcionales 5. 8. Es decir que no tengan los dos sustituyentes iguales. ( ) Las cadenas secundarias se deben nombrar después de las funciones secundarias 7. ( ) Un radical es lo que queda de un hidrocarburos después de quitarle un átomo de hidrógeno. ( ) La función principal siempre se nombra antes que la raíz. Ano d. ( ) Enlace doble 7. ( ) Cuando se enumera una cadena la suma de las posiciones de los radicales. ( ) Cadena principal 2. ( ) Enlace múltiple 6. ( ) La palabra ciclo se emplea para diferenciar las cadenas abiertas de las cerradas. ) Enlace triple 9. 12. 11. ( ) Si un compuesto tiene las funciones: Alcohol. Eno f. haluro y cetona su nombre debe terminar en ol. ( ) Enlace simple 8. ( ) Función secundaria 4. Ciclo c. 10.9. Hidrocarburo menos un hidrógeno ( 12 0 . ( ) La cadena principal debe contener siempre la función principal. ( ) Cadena Cerrada 1. 14. APAREAMIENTO a. funciones secundarias y función principal debe ser lo mayor posible. ( ) El orden para seleccionar la función principal es convencional 13. ( ) Radical 5. 15. Mayor información sobre la estructura i. Ácido h. Átomos diferentes a carbono fuera de la cadena g. Numero consecutivo e. se debe nombrar como aldehído. ( ) Si un compuesto tiene la función aldehído y la función nitrilo. Ino b. ( ) Función principal 3. . a. e. ( ) ( ) Aldehído 5. . Ciaruno b. Al c. Cloro e. Ona g.O - f.SH 4. Amida b. . ( ) ( ) Alcohol 1. ( ) ( ) Eter 2. Oxi i. 12 1 .X 3. h. ( ) ( ) Derivado de acido d.Encuentre las tripletas que se correlacionan a. h.S - c. Hidroxi f. ( ) ( ) Mercaptano k. . l. . ( ) ( ) Acido 8. ( ) ( ) Nitrilo 7. j. Oico d. Tiol i.OH- 10. ( ) ( ) Cetona 6. ( ) ( ) Haluro 9. Amina j. ( ) ( ) f. Dimetilamina 9. ( ) ( ) g. ( ) ( ) CH3 – CH2 – OH d. ( ) ( ) CH3 – SH h. Tiol F. Ester H. Ácido etanoico 4. Dimetil sulfuro 2. Alcohol D. Etanoato de metilo 8. Eter K. Cetona C. Aldehído A. Etano nitrilo 3. ( ) ( ) CH3 –NHCH 3 12 2 . ( ) ( ) CH3 – O – CH3 i.Encuentre las tripletas que se correlacionan 1. ( ) ( ) j. Acetaldehido 10. ( ) ( ) b. Amina E. Etanamida 6. ( ) ( ) c. Acido B. Propanona 11. Nitrilo J. ( ) ( ) CH3 – S – CH3 e. Etanol 7. Metanotiol 5. Sulfuro G. ( ) ( ) k. Amida I. Dimetil éter a. ( ) Oico b. c. ( ) Los radicales. El nombre del compuesto a. ( ) El nombre de todo compuesto orgánico se deriva del nombre del correspondiente hidrocarburo. 2. ( ) 1. ( ) propanal 12 3 . e.2 etanodial d.2 etanal b. El nombre del compuesto a. d. funciones secundarias y enlaces múltiples se deben nombrar alfabéticamente b. ( ) La palabra ciclo en compuestos con anillos forma parte del nombre del número de carbonos.2 etanodiona c. ( ) 1. ( ) Una cadena secundaria es un radical d. independientemente de la función principal e. c. ( ) ácido 1. ( ) La enumeración correcta para la cadena principal debe ser lo menor posible para los enlaces múltiples.2 etanodioico 4. ( ( ( ( ) Oato ) Oilo ) Oxi ) Hidroxi 3. ( ) 1.SELECCIÓN MULTIPLE 1. Señale la(s) afirmación(es) falsa(s) a. La palabra que identifica a un éter es: a. y el radical – CH2 se llama____________ 4. La estructura del etanoato de etilo es ____________________ y la estructura del bromuro etanoilo es ____________________ 12 4 . El radical CH3 – CH .CH3 se llama _________________. El nombre del compuesto es_______________ y del compuesto CH 2 = CH – CH 2OH es ___________________ 5. ( ) ácido cetopropanoico d. el radical CH 2 = CH ________________. ( ) 2. ( ) 1.b. El terbutanol es el a.2 dimetil – 2 propanol COMPLETAR LOS ESPACIOS BLANCOS 1. la función éter es ___________ y la función amida es: _________________ 3. La función nitrilo es: ________________.2 dimetil propanol d. ( ) 2 cetopropenal 5. El ácido 2 cetopropanoico es 6.2 propanodial c. ( ) 2 – metil – 2 propanol c. ( ) 2 cetopropanal e. ( ) 2 metil propanal b. ( ) 2. La función – SO3 H se llama _______________ y la función SH se llama ________________ ó _____________________ 2. Asigne el nombre a cada una de las siguientes estructuras: 2.EJERCICIOS 1. Asigne el nombre a cada estructuras: 12 5 . 6 – nonatrieno b. 1. 7 – dietil – 4. 8 dimetil – 5 – (1. Escriba la estructura del compuesto que corresponde a cada nombre a. 2. 2 – hidroxi – 1. 3 – propano tricarboxaldehido 12 6 . 4. 3.3. 2 trimetil propil) – 3 terbutil – 1. 5 – cloro – 4 – isopropil – 6 – metil – 2. 5 – metil – 2. 2 – dimetil – 4 – hexen – 1.P. Los nombres que a continuación se escriben son incorrectos. 4 – etil – 4 vinil – 5.6 – dimetoxi – hexa – 2 – eno – 5. Asigne el nombre a los siguientes compuestos aromáticos 12 7 . a. 2 alil – 3 – hidroxi – 3 – ciclopropil – 4 – ino – 6 – cloro – 6 – hexanona d.3 – di(1– metil etenil) – 4– pentenoico 4. 5 – diceto . 6 – dietoxi – 1. 7–octanodiona 6. Isopropil – terbutil. Escriba la estructura del compuesto cuyo nombre es a. 6 – metil – 2.5 – ciclohexadieno – 1 – carboxiamida de N – etil – N – metil e. 6 diona d. 6 – ciclohexadieno – 4 – carboxilato de etilo c.5 – hidroxi – 2 – penteno 7.C. 6 – diceto – 2 – hexaenonitrilo e.4 – hexadienamida d. 4. N butil – N – isobutil – 2. 7 – dietoxi – 7 – N – metil amina – 3 – hepten – 5. 6 – diona b. 2.6 – diona b.6 – hepta dienol c. 1. Para corregir. 2 – dimetil – 3 – vinil – 4. ¡corrígelos! a.c. 4 – metil – 2 etil – 3.A. 3 dieno– 6. 6 – dicloro – 4 . 2. 2–cloro–propanoato de 2-cet–3. Los nombres dados a continuación son incorrectos. Anhídrido butanoico 5. establezca la estructura con el nombre que se da y luego asigne el nombre correcto según el sistema I. 8–etil–2–metil–3–ciano–4. 6 – dicloro hepta – 5 – eno – 2 – ino – al b.5– dimetoxi–8– cloro–1–N–metil amina– 1. ¡corrígelos!. 4. 4 – diona c.U. 5 – dimetil – 6 – cloro – 2 hepten – 1. 3 – dicloro – 2 – vinil – 4. 6 – di – Ni – metil amino – 5. amina e. 12 8 . 8. se identifican como cis. BrCH = CHBr c. distintos al hidrógeno y situados al mismo lado. En tu cuaderno dibuja las estructuras que corresponden a cada uno de los isómeros geométricos de los siguientes compuesto: a. y los sustituyentes situados en lados opuestos se conocen como trans. los sustituyen unidos a los carbonos del doble enlace. 1. CH3 – CVH = CH – CH 3 d. En los alquenos.2 –dimetilciclopropano 12 9 . H3C – CH = CH – CH2 – CH3 b. 9. Escribe la clase de isomería a la que pertenece cada uno de los siguientes isómeros: 13 0 . que estas reacciones ocurren cuando dos reactivos intercambian partes para formar dos productos nuevos. En forma general. se adiciona a los átomos del enlace múltiple. si era doble pasa a ser simple y si era triple pasa a ser doble o simple. Una molécula de H2. Es decir. y es sustituido por otro átomo o grupo atómico que procede del reactivo atacante. de adición. De acuerdo con la clase. hay reacciones orgánicas de sustitución.REACCIONES ORGÁNICAS LOGROS ESPERADOS Identificar las diferentes clases de reacciones orgánicas Reconocer las reacciones químicas presentes en los seres vivos Reconocer la importancia de preservar la vida y actuar consecuentemente CLASES DE REACCIONES ORGANICAS Las reacciones orgánicas se clasifican según la clase a la que pertenecen y la forma como ocurren. de eliminación. el proceso se presenta con la ecuación general R–X+Y →R–Y+X Reacción de adición Son típicos de los compuestos que presentan enlaces dobles y triples. ya sea de halógenos o de agua. Las ecuaciones generales son: 13 1 . reduciendo la multiplicidad del mismo es decir. de transposición y de oxidación reducción (redox) Reacciones de sustitución Son reacciones en las que un átomo o grupo atómico se separa de la molécula reaccionante. desde una a otra posición dentro de una molécula. de uno o varios átomos o grupos atómicos Una transposición muy frecuente es la llamada tautomería. en una molécula con menor masa. lo cual se determina mediante el cambio en el número de oxidación o mediante la disminución del número de átomos de hidrógeno unidos al carbono y al 13 2 . En forma general este proceso se puede representar como: Reacciones de transposición o reordenación Estas reacciones consisten en el cambio. Reacciones de oxidación reducción Estas reacciones implican transferencia de electrones. En la mayoría de los casos. al mismo tiempo la adición de nuevos átomos o grupos atómicos. una molécula se transforma. con perdida intramolecular. Reacciones de eliminación (E) Son reacciones en las que se separan dos átomos o grupos de átomos de una molécula sin que se produzca. donde se encuentran en equilibrio una cetona y un enol. Experimentalmente se ha comprobado que el equilibrio tautomérico cetoenol se inclina hacia el lado de la cetona. que consiste en la migración de un protón de un lugar a otro de la molécula. dando lugar a dos isómeros llamados tautómeros que se encuentran en equilibrio. dando lugar a la formación de un enlace múltiple. El caso más importante es el de la tautomería cetoenólica. en su mayoría. En general. cuando uno de los fragmentos se queda con los dos electrones de dicha clase. son covalentes. recibe el nombre de proceso heterolítico.aumento en el número de enlaces con otros átomos como carbono. Los procesos de rompimiento homolíticos dan lugar a especies químicas neutras denominadas radicales libre. Reacciones homolíticas o por radicales libres Las reacciones homolíticas son aquellas que en las que se quitan o se proporcionan los electrones del par enlazante en forma individual. los productos obtenidos y las cantidades de cada uno. mientras que los procesos heterolíticos producen especies llamadas iones. 13 3 . Los cambios químicos. o si se rompen y se forman simultáneamente. paso a paso. además de la velocidad con que sucede cada etapa. este proceso se denomina homolítico. La ruptura de un enlace covalente puede ocurrir de dos maneras distintas: de forma simétrica. Y de forma asimétrica. consisten en la conversión de una sustancia en otra. cuando cada fragmento de la molécula conserva uno de los electrones del enlace. lo que ocurre durante una reacción química. estos enlaces. oxígeno y nitrógeno. Indica qué enlaces se rompen y en qué orden lo hacen. Un mecanismo de reacción completo debe indicar los reactivos usados. MECANISMOS DE REACCION EN LAS REACCIONES ORGÁNICAS Un mecanismo de reacción busca describir. tanto si se rompe enlaces. las reacciones orgánicas pueden ocurrir por dos procesos: homolítico y heterolítico. lo cual significa que deben romperse enlaces antiguos para generar otros nuevos. los productos intermedios. luego. Mientras la homolítica se ocupa de partículas neutras. Reacciones heterolíticas o polares Las reacciones heterolíticas son aquellas en las cuales los electrones enlazantes se separan o se proporciona en pares. y los disolventes tienen efectos muy poderosos sobre la forma como éstas se producen REACCIONES HOMOLÍTICAS Y SUS MECANISMOS DE REACCIÓN En forma general. Etapa de propagación: Cuando un radical de cloro muy reactivo choca con una molécula de metano (CH 4). Se puede decir que la química homolítica es la química del electrón impar. mientras que la química heterolítica es la par de electrones. conocidas como radicales libres. proporcionando en forma simultánea otro radical de cloro (Cl +) para retroalimentar el 13 4 . con cationes y aniones. Las reacciones homolíticas suelen producirse en la fase gaseosa o en disolventes cuya función principal se reduce a proporcionar un medio inerte que permita el movimiento libre de moléculas reaccionantes. formando cloruro de hidrógeno (HCl) y liberando un radical libre metilo (CH3+). o uno de los átomos que se une proporciona el par. este radical reacciona con una segunda molécula de cloro. Las reacciones heterolíticas se realizan en soluciones. la heterolítica tiene que ver con densidades parciales de cargas positivas y negativas. Uno de los átomos que se separa lleva ambos electrones de enlace. las reacciones de sustitución por radicales se desarrollan en tres etapas principales: Etapa de iniciación: En esta etapa se producen radicales de cloro. Las reacciones polares son el resultado de las fuerzas de atracción entre densidades de cargas positivas y cargas negativas en las moléculas.Cada uno de los átomos que se separan lleva uno de los electrones enlazantes. formando clorometano (CH 3 : Cl). y cada uno de los átomos que se unen proporciona uno de los electrones de enlace. El cloro se rompe homolíticamente (por acción del calor a 250ºC o por radiación ultravioleta) originando dos radicales de cloro inestables y muy reactivos. es decir. le sustrae a ésta un átomo de hidrógeno (H+). REACTIVOS NUCLEOFILICOS Y ELECTROFILICOS: Para facilitar su estudio. Estos sitios deficientes en electrones se denominan sitios electrofílicos y las especies químicas que los poseen se llaman electrófilos (E+). se trata de un nucleófilo.proceso. se repite muchas veces hasta que se agota uno o los dos reactivos. pero si es de signo positivo. Una vez comienza este ciclo. Una manera de juzgar rápidamente el comportamiento de una especie química consiste en apreciar el tipo de carga eléctrica que posee. Si dicha carga es negativa. teniendo en cuenta si cumplen la regla del octeto o no. deben contarse los electrones involucrados en los enlaces y juzgar. se han clasificado estos sitios en dos grupos. Cuando no se puede apreciar ningún signo que identifique el tipo de carga. El primero se caracteriza por su alta densidad electrónica. El segundo grupo o categoría se caracteriza por su capacidad para aceptar o adquirir electrones o por corresponder al extremo positivo de una molécula polar. porque es el extremo negativo de una molécula polar o porque posee en su estructura electrones pi (π) proveniente de un doble enlace carbono = carbono. lo cual origina que se rompa el ciclo y termine la reacción. Estos sitios de alta densidad electrónica se denominan sitios nucleofílicos y las especies químicas que los poseen (átomos. 13 5 . moléculas o iones) se llaman nucleófilos (Nû). causada porque la molécula posee un par de electrones no compartidos. aquellos que poseen ocho electrones se clasifican como nucleófilos y aquellos que tienen menos de ocho se clasifican como electrófilos. Etapa de terminación: El número de radicales aumenta hasta que comienza a encontrarse entre sí exotérmicamente. También puede ocurrir que uno de los reactivos se termine y se puede dar por finalizada la reacción. entonces la sustancia se comporta como un electrófilo. dando lugar a un producto estable. Recordemos que las bases. mientras que los ácidos. son sustancias donadoras de electrones y. la diferencia está en que las denominaciones electrófilo y nucleófilo son correctas sólo cuando nos referimos a los enlaces en los que interviene el átomo de carbono. Los mecanismos en una reacción heterolítica es llamada sustitución nucleofílica alifática (SN). Estas reacciones pueden tener lugar mediante dos mecanismos diferentes por sustitución neofílica monomolecular o por sustitución neofílica biomolecular. Se produce por medio de especie químicas de carbono con densidades de carga positiva o carbocationes. 13 6 . el reactivo o grupo entrante que es el átomo o grupo de átomos que ataca al sustrato. usualmente se comportan como electrófilos. disociándose primero los compuestos en sus iones y reaccionando después de estos iones entre sí. que es el átomo o grupo de átomos expulsados del sustrato.Los conceptos de nucleófilo y electrófilo también están relacionados con las definiciones de ácidos y bases de Lewis. La característica fundamental de este mecanismo es que la reacción transcurre en una sola etapa. según Lewis. y el producto. el grupo saliente. por lo general. se comportan como nucleófilos. que es el resultado de la sustitución del grupo saliente por el nucleófilo. Sustitución nucleófilica mononuclear (SN3): significa que la sustitución se Produce por etapas. son aceptores de electrones y. REACCIONES HETEROLÍTICAS Y SUS MECANISMOS DE REACCIÓN La mayor parte de la química orgánica es heterolítica. que corresponde a la molécula en la cual tiene lugar la sustitución. Sustitución nucleofilica bimolecuar (SN2): la sustitución de la reacción se da en función a la concentración de dos de sus reactivos. sin intermediarios. produciéndose simultáneamente el ataque del reactivo y la expulsión del grupo saliente. Cuando el reactivo es un nucleófilo se produce una sustancia nucleofílica. En una reacción de sustitución se reconocen cuatro partes. Sin embargo. el sustrato. 13 7 . escribe los nombres de sus compuestos y establece la clase a la que pertenece cada una. clasifícalas y escribe los nombres de los reactivos y productos que las conforman Completa las siguientes reacciones en tu cuaderno.EJERCICIOS PROPUESTOS Copia las siguientes reacciones en tu cuaderno. el reumatismo. la palabra petróleo proviene de los vocablos latinos petra. salitre y resina. las heridas. fue purificado y embotellado para ser comercializado por su efecto contra las afecciones cutáneas.EL PETROLEO Y LOS HIDROCARBUROS LOGROS ESPERADOS Identificar el petróleo como una mezcla de hidrocarburos fundamental en la obtención de los compuestos orgánicos. BREVE HISTORIA DEL PETRÓLEO Etimológicamente. por muchos siglos. no fue. Llamado oro negro en la actualidad. aceite de piedra. sino un lodo mineral o brea con que Noé calafateó el Arca. para elaborar el fuego utilizado en sus combates. untaban con él sus cuerpos para disminuir el cansancio y fortalecer sus piernas. piedra y óleum. sólidos. la calvicie. Se dice también que los egipcios usaron este lodo para conservar las formas de sus difuntos. es decir. Los indígenas americanos lo usaban como medicamento. Químicamente. mientras que los caldeos lo emplearon para vigorizar sus músculos y disminuir el dolor producido por el reumatismo y las enfermedades de la piel. aceite. A mediados del siglo XIX. corresponde a una mezcla compleja de hidrocarburos. líquidos y gaseosos. Identificar los derivados del petróleo y su importancia Crear y conservar un medio ambiente agradable Relacionar la importancia de los hidrocarburos en la conservación del medio ambiente y su relación con la tecnología Valorar el papel de la tecnología y la ciencia en la calidad de vida. Como puedes ver la historia de esta sustancia 13 8 . y con el que sus descendientes elaboraron la argamasa empleada en la construcción de la torre de Babel y las murallas de Nínive y Babilonia. el lumbago y los parásitos. mezclado con azufre. Los griegos los usaron. Una de estas teorías dice que los hidrocarburos se formaron a partir de carburo de calcio. paulatinamente. formaron los componentes del petróleo. Esta materia orgánica se cubrió. oxígeno. con pequeñas cantidades de azufre. no existe una teoría infalible que explique sin lugar a dudas el origen del petróleo. Luego. en determinadas condiciones de presión y temperatura. en presencia de agua caliente. Es una teoría aceptada por algunos químicos. estos llegaron a la superficie a través de grietas en la corteza terrestre. Toda esta mezcla constituye lo que llamamos petróleo crudo. a pesar de las innumerables investigaciones realizadas sobre el tema. se transformaron en hidrocarburos. Ver video sobre petróleo 13 9 . la más aceptada es la teoría animal. hierro y otros elementos que entraron en contacto con agua a altas temperaturas en las profundidades de la tierra. y con el paso del tiempo. con capas cada vez más gruesas de sedimentos. que supone que se originó por la descomposición de los restos de animales y algas microscópicas acumuladas en el fundo de las lagunas y en el curso inferior de los ríos. En conclusión se puede decir que. Teorías inorgánicas o de origen mineral. el petróleo se formó por reacciones químicas en las que no influían los restos animales ni vegetales.resulta muy interesante e increíble. cada una hace aportes valiosos que deben tenerse en cuenta. pero rechazada por la mayoría de los geólogos. sin embargo. Sin embargo. puesto que los usos actuales distan mucho de los de épocas anteriores. níquel y vanadio. cromo. De acuerdo con estas teorías. TEORÍA SOBRE EL ORIGEN DEL PETRÓLEO Teoría orgánica de origen animal Se conocen varias teorías sobre la formación del petróleo. nitrógeno y trazas de metales como hierro. los cuales. Otra teoría de origen inorgánico sostiene que el carbonato de calcio (CaCO3) y el sulfato de calcio (CaSO 4). Observa el ejemplo. NOMENCLATURA DE LOS ALCANOS Para nombrar correctamente un hidrocarburo saturado. pueden disponerse en forma de cadenas abiertas o formar anillos llamados cicloalcanos.LOS HIDROCARBUROS SATURADOS. de tal manera que resulta muy fácil escribir la fórmula general de un compuesto perteneciente a esta serie. Aquellos que no presentan ramificaciones se llaman de cadena lineal. y puede ser el n-octano. Cuando en un compuesto de esta naturaleza todos los átomos de carbono están unidos entre sí. conviene recordar las normas del sistema de nomenclatura IUPAC para los compuestos orgánicos descritos anteriormente. mediante enlaces sencillos. Las dos disposiciones pueden presentar ramificaciones formadas por cadenas de otros hidrocarburos unidas a ellos. se denomina hidrocarburo saturado o alcano. Por ejemplo. un hidrocarburo que tenga ocho átomos de carbono tendrá como fórmula C8H (2x8+2). dentro de un alcano. formando cuatro enlaces simples en disposición tetraédrica. 14 0 . Los carbonos. Estructura de los alcanos En este tipo de compuestos el carbono se enlaza mediante orbitales hídridos sp3. PRINCIPALES DERIVADOS DEL PETRÓLEO Los hidrocarburos son compuestos formados exclusivamente por átomos de carbono e hidrógeno. Los alcanos presentan la fórmula general C nH2n+2. Los alcanos son incoloros y. generalmente. Simultáneamente. los removedores de pintura y las soluciones limpiadoras contienen. PROPIEDADES FÍSICAS DE LOS ALCANOS En general. propano y butano normales). Por lo general.7-dimetil-4etilundecano. las pinturas. y sobre el carbono 4 hay un grupo etil (CH 3-CH2-). y del C17 en adelante son sólidos. se puede nombrar cualquier estructura que corresponda a un hidrocarburo saturado. aunque su poca polaridad y baja reactividad los convierte en buenos disolventes orgánicos. del término C 5 hasta C 16 son líquidos. fusión y densidad. el nombre del compuesto será undecano. aumentan a medida que incrementa el peso molecular. prácticamente. insolubles en agua. las propiedades de los alcanos se ven afectadas por la estructura de las moléculas y la longitud de la cadena. como disolventes. 14 1 .En este caso. De la manera como se desarrolló este ejemplo. el compuesto se llama 3. los puntos de ebullición. como la cadena más larga contiene once carbonos. son. numeramos la cadena principal de izquierda a derecha y observamos que sobre el carbono 3 y sobre el carbono 7 tenemos un grupo metil (-CH3). La moléculas a polares como las de los alcanos solo se atraen débilmente entre sí. hexano o ciclohexano. Algunas propiedades físicas dependen del peso molecular: en los alcanos. etano. a causa de las fuerzas intermoleculares de Van der Waals. es decir. las cuales sólo se manifiestan a distancias muy cortas y resultan de la polarización temporal de las moléculas. Los cuatro primeros términos de la serie son gases (metano. Finalmente componemos el nombre uniendo las diferentes partes. no tienen olor (el metano y algunos términos superiores poseen un ligero olor aliáceo). generalmente. donde n = 14 2 .0 -148.0 -187. en la que sean usados como combustibles. Reacción de combustión: La reacción de los alcanos con oxígeno se produce durante la combustión en un motor o en una estufa. La energía térmica (Q) desprendida en la combustión de un alcano puede calcularse mediante la expresión Q = n x 158.0 -172.424 0. Densidad líquidos (a 20 ºC) -184. La clase de combustión que ocurre depende de la cantidad de oxígeno disponible.0 -94. y a su baja polaridad.582 0. aunque tienen una elevada energía de activación.0 -32. debido a la estabilidad de los enlaces sigma C – C y C – H.0 -51.579 0.631 0.1 -135.0 -161 -88 -45 0.747 de fusión Punto de Ebullición (ºC) CH4 C2H6 C3H8 C4H10 C5H12 C6H14 C7H16 C8H18 C9H20 C10H22 DE Punto (ºC) Formula molecular PROPIEDADES FÍSICAS ALGUNOS ALCANOS PROPIEDADES QUÍMICAS DE LOS ALCANOS En general. y su combustión es exotérmica (∆H -).702 0. los alcanos son muy poco reactivos.6 36 69 98 126 150 174 0.719 0.683 0.8 calorías.658 0. No son atacados por ácidos o bases fuertes ni por agentes oxidantes como el permanganato (KMnO4).7 + 54.0 -90.5 -98.g/cm3.546 0. HIDROCARBUROS CICLICOS O CICLOALCANOS Los alcanos que tienen al menos un anillo se conocen como cicloalcanos. Algunas reacciones de síntesis a pequeña escala son: Hidrogenación de alquenos y alquinos: la adición de una molécula de hidrógeno es suficiente para convertir un alqueno en alcano.7 + 54. que ocurre cuando la mezcla de hidrocarburo y cloro se expone a la luz ultravioleta o 250º C. Para el caso del propano. Es empleado a nivel industrial.8. La fórmula general indica la diferencia entre un alcano lineal y un cicloalcano: 14 3 . como la halogenación con cloro. En forma general la reacción se representa así: Métodos de preparación de alcanos Cracking catalítico: Es el rompimiento de moléculas en presencia de catalizadores. Q = 530.22 kJ Reacción halogenación: Las reacciones más características de los alcanos son las de sustitución por radicales libres. Para formar la nueva unión C-C. Dependiendo del tiempo de reacción se puede esperar la sustitución de uno o más hidrógenos por átomo de cloro. este valor sería: Q 0 3 x 158.9 cal. Cuando se trata de un alquino. a una temperatura de 200º C a 300º C. razón por la que la fórmula de los cicloalcanos contiene dos hidrógenos menos que los alcanos lineales correspondientes. son necesarias dos moléculas de hidrógeno por cada molécula de alquino para realizar la conversión Método Wurtz: Este método consiste en hacer reaccionar un halogenuro de alquilo (R – X) con el sodio metálico. El nombre del anillo se forma con el número de carbonos que éste contenga y el prefijo ciclo. Q = 2.número de átomos de carbono del alcano. se pierde un átomo de hidrógeno en cada extremo de los átomos que forman la cadena. debido a la tensión que tienen sus enlaces. pero muy solubles en solventes orgánicos.0 81. dos anillos: C nH2n-2 PROPIEDADES FÍSICAS DE LOS CICLOALCANOS Los cicloalcanos presentan puntos de ebullición y de fusión un poco mayores que los alcanos de cadena abierta con igual número de carbonos.0 -33.0 49. para romperlos.0 0.6 -50. los cicloalcanos formados por tres y cuatro átomos de carbono son más reactivos. los cicloalcanos.745 0. la cual favorece el rompimiento del anillo y se producen reacciones de adición: 14 4 .0 119.0 -93. Sin embargo. Formula molecular Punto fusión (ºC) de Punto ebullición (ºC) Densidad g/cm3 de Nombre PROPIEDADES FÍSICAS DE LOS CICLOALCANOS Ciclopropano Ciclobutano Ciclopentano Ciclohexano Cicloheptano C3H6 C4H8 C5H10 C6H12 C7H14 -127.6 -12. que son de tipo sigma (ᵹ).778 0. son excelentes solventes de pinturas. en los cuales los átomos de carbono presentan hibridación del tipo sp3 y. Son insolubles en agua y en solventes polares.834 PROPIEDADES QUÍMICAS DE LOS CICLOALCANOS En general.720 0.0 12. es necesario aplicar alta energía. pegantes y otras sustancias.809 0. son poco reactivos. En la tabla siguiente se consignan algunos valores correspondientes a las propiedades físicas de los cicloalcanos.9 6. un anillo: C nH2n Cicloalcanos. debido a la naturaleza de los enlaces C – C y C – H. Alcanos: C nH2n+2 Cicloalcanos. ALGUNAS FUENTES Y APLICACIONES DE LOS CICLOALCANOS Los cicloalcanos son compuestos abundantes en la naturaleza. la inducción del punto a término.Además de la adición de H 2. como la cortisona. el ácido crisantémico está formado por un anillo de tres carbonos y algunos de sus ésteres etán presentes en las flores de crisantemo. Por ejemplo. Las prostaglandinas como el PGE 1 presentan un anillo ciclopentano. y el alivio del asma y de la congestión nasal. Los usos terapéuticos potenciales incluyen la prevención de la concepción. terminación del embarazo. También. Hasta concentraciones de 1 mg/ml provocan la contracción del músculo liso en los animales. se pueden adicionar algunos halógenos como cloro y bromo. Se encuentran entre las sustancias con mayor potencia biológica jamás descubiertas. contienen anillos en sus estructuras. prevención o alivio de las úlceras gástricas. las cuales tienen una acción destructora sobre los insectos que las frecuentan. cuando se calienta en presencia de Cr 2O3. las hormonas esteroides. control de la inflamación y de la presión arterial. 14 5 . Del C2 al C4 son gases. Los alquinos poseen dos enlaces pi (π) y un sigma. del C4 al C8 liquidos.HIDROCARBUROS INSATURADOS Propiedades de los hidrocarburos insaturados El carbono tiene la propiedad de unirse con otros átomos de carbono mediante enlaces sencillos que dan originen a los alcanos: y enlaces dobles o triples que forman compuestos denominados hidrocarburos insaturados. Estructura de los alquenos y los alquinos Estructuralmente. solubles en solventes orgánicos y poseen puntos de ebullición muy cercanos a los alcanos de peos molecular comparable. 14 6 . es decir presentan hibridación de tipo sp 2 o trigonal. dentro de los cuales encontramos los alquenos y los alquinos. Sin embargo. que presentan hibridación de tipo sp o digonal. de enlace pi (π) y uno sigma (δ) entre – C = C -. Propiedades físicas de los alquenos y los alquinos Los alquenos son compuestos apolares con propiedades físicas muy parecidas a los alcanos. las temperaturas de fusión son inferiores a las de los alcanos con igual número de carbonos. puesto que la rigidez del doble enlace impide un empaquetamiento compacto. los alquenos se caracterizan por la presencia. son sólidos. en adelante. en sus moléculas. Son insolubles en agua. son gases hasta C 4. líquidos hasta C15 y solidos de C16 en adelante. Sus puntos de ebullición son más elevados que los de los alquenos correspondientes.Los alquinos por su parte. 14 7 . halogenación. lo cual le permite reacciones de adición con numerosos agentes químicos. Hidrogenación catalítica (H2) Hidrogenación (X2) 14 8 . Los alcanos poseen solo fuertes enlaces de tipo sigma El enlace pi de los alquenos es débil e inestable. entre los cuales se destacan: hidrogenación catalítica.Propiedades químicas de los alquenos Los alquenos son muy reactivos. adición de halácidos y de agua. mientras que los alcanos no. debido a la presencia del enlace pi (π). el teflón y el prexiglas. Alquenos simétricos R – CH = CH – R ó R 2 – CH = CH – R2 Alquenos asimétricos Regla de markovnikov Reacciones de polimerización Otra característica química importante de los alquenos son las reacciones de polimerización.Adición de haloácidos o hidrohalogenación En el caso del agua ocurre un proceso semejante. el poliestireno. Mediantes éstas se puede obtener una gran variedad de plásticos como el polietileno. entre otros. 14 9 . El caucho. Los polímeros pueden clasificarse de acuerdo a la clase de reacción química que los origina Polimerización por adicción: se producen mediante una reacción de polimerización en cadena. cuerdas. que significa árbol llorón. un polímero formado a partir de un monómero que contiene dos enlaces dobles. carbonocarbono. El caucho es un elastómero. o sea. artículos moldeados Polimerización iónica: En este caso la reacción se inicia con la formación de un ión carbónico. es decir. 15 0 . botellas Espumas. Formación de polímeros sintéticos. El polisopreno o caucho natural es un polímero dieno. un polímero de origen natural La palabra caucho proviene de la expresión malaya caa-o-chu. causada por la adición de un H+ a un compuesto de doble enlace. que después de ser estirado o deformado recupera su forma original. películas Fibra para alfombras. En la tabla siguiente podemos observar algunos polímeros de adición y sus aplicaciones ALGUNOS POLIMEROS DE ADICIÓN Y SUS APLICACIONES Monomero Fórmula Nombre del Aplicaciones molecular polímero Etileno Propileno CH2 = CH2 CH2 CH = CH2 Polietileno (PE) Polipropileno (PP) Estireno C6H5 – CH = CH2 Poliestireno (PS) Botellas. bolsas.Un polímero es una molécula grande formada por enlaces repetidos de muchas unidades pequeñas denominadas monómeros. Propiedades químicas de los alquinos Algunas de las principales reacciones químicas de los alquinos son: Hidrogenación Halogenación 15 1 . Estos enlaces cruzados hacen del caucho un producto más duro y de mayor resistencia a la abrasión.Vulcanización del caucho El doble enlace de las moléculas del caucho permiten la vulcanización. Oxidación Adición de haloácidos Si la adición se realiza sobre alquinos asimétricos. el proceso sigue la regla Markovnikov Alquilación de acetileno Combustión de acetileno 15 2 . METODO DE PREPARACION DE ALQUENOS Cracking Deshidratación de alcoholes Deshidrohalogenación de halogenuros de aquilo METODO DE PREPARACIÓN DE ALQUINOS Derivados dihalogenados Derivados tetrahalogenados 15 3 . Completa las siguientes reacciones en tu cuaderno y escribe los nombres de los reactivos y productos: 15 4 .EJERCICIOS PROPUESTOS Interpreta situaciones 1. Observa con atención los siguientes reacciones y elabora un cuadro que incluya: Clase o tipo de reacción. la reacción completa y los nombres de los reactivos y productos: 2. según el caso 15 5 .Establece condiciones 3. Escribe el nombre o la formula de cada compuesto. en otros puntos de la cadena alifática. sus propiedades aromáticas son las que distinguen a estos de los primeros. Los hidrocarburos aromáticos se caracterizan por su tendencia a producir reacciones por sustitución electrofílica y porque su distancia C = C es más larga. la sustitución. principalmente por adición y sustitución por radicales libres. 15 6 . Sus propiedades químicas y físicas son mejor conocidas que las de ningún otro compuesto orgánico. ESTRUCTURA DEL BENCENO El benceno es el más importante de los compuestos aromáticos. la adición se produce en los enlaces múltiples. Los hidrocarburos alifáticos alcanos. Por su composición elemental y su peso molecular se sabía que el benceno cuenta con seis carbonos y seis átomos de hidrógeno (C 6H 6) pero se desconocía la disposición de esos átomos. Los compuestos aromáticos son el benceno y los compuestos de comportamiento químico similar. alquenos y alquinos y sus análogos cíclicos reaccionan.COMPUESTOS AROMÁTICOS LOGROS ESPERADOS Caracterizar los compuestos aromáticos Explicar la formación del anillo bencénico Identificar compuestos que contienen anillos bencénicos ALGUNAS DIFERENCIAS ENTRE HIDROCARBUROS ALIFATICOS Y AROMÁTICOS Los hidrocarburos se dividen en dos grandes clases: alifáticos y aromáticos Los compuestos alifáticos son los de cadena abierta y los de cadena cerrada o cíclicos. pero la que se ha considerado más acertada fue la presentada por Augusto KeKulé. 15 7 . EVIDENCIAS QUE APOYAN LA ESTRUCTURA DE KEKULÉ Varias fueron las evidencias que apoyaron la estructura propuesta por Kekulé.Con el fin de explicar el comportamiento del benceno. pero la más conocida tiene que ver con el número de isómeros. El propuso que los átomos de carbono se pueden unir entre sí para formar cadenas carbonadas que a veces pueden ser cerradas y forman anillos. fueron propuestas varias estructuras. Este hecho limita aún más las posibilidades estructurales. sino la consecuencia de una aplicación o modificación de la teoría estructural que ya se conocía y que corresponde al concepto de resonancia. La resonancia es un concepto de gran utilidad en química. el reemplazo de cualquiera de ellos origina el mismo producto. Tal es el caso del benceno. Como conclusión. pues la estructura real es una mezcla o híbrido de resonancia de las distintas formas. sino más bien mediante una mezcla de dos de ellas. 15 8 . debido a la deslocalización de los seis electrones π del carbono en el espacio. La estructura aceptada actualmente no es el resultado de nuevos descubrimientos sobre el benceno.Comprobaciones experimentales mostraron que el benceno solo da un producto monosustituido C5H 5 – Y. Es bueno aclarar que las formas resonantes son imaginarias y no reales. la estructura del benceno propuesta por Kekulé se usó de forma generalizada hasta 1945. la estructura de Kekulè parece ser más consecuente. y tres cloronitrobencenos. y solo existen tres dibromobencenos isómeros. Por lo tanto. El benceno da tres productos di-sustituidos isómeros. No es posible representar el anillo bencénico mediante una estructura única. ESTRUCTURA RESONANTE DEL BENCENO Aunque no es del todo satisfactoria. porque permite explicar muchos fenómenos relacionados con la estructura de ciertas sustancias. Este hecho limita sustancialmente la estructura del benceno y significa que todos sus hidrógenos deben ser exactamente equivalentes. De igual manera hay que saber que el híbrido de resonancia es más estable que cualquiera de las formas resonantes. 15 9 . meta y para. basta con anteponer el nombre del grupo sustituyente a la palabra benceno. 1. y el hidroxibenceno como fenol. en la mayoría de los casos.NOMENCLATURA DE LOS HIDROCARBUROS AROMÁTICOS Para nombrar los hidrocarburos aromáticos. Existen tres isómeros posibles para bencenos desustituidos: Las posiciones 1. m. Las formulas estructurales de algunos de estos compuestos son las siguientes Cuando varios grupos están unidos al anillo. Pero otros derivados tienen nombres comunes que carecen de semejanza con el nombre sustituyente. sino también indicar su posición relativa dentro de éste.3 y 1. no solo es necesario identificarlos.y p-.4. el aminobenceno como anilina.2. por ejemplo. el metilbenceno solo se conoce como tolueno. o en forma abreviada o-. que se nombran por los prefijos orto. se utilizan números para indicar sus posiciones relativas. Si uno de los dos grupos es del tipo que da a la molécula un nombre especial. y ninguno de ellos confiere un nombre especial a la molécula. se asigna a cada uno de ellos el mismo número. el compuesto se denomina como un derivado de aquella sustancia especial.Si los dos grupos son diferentes. si los grupos son diferentes. Si todos los grupos son iguales. La secuencia es la que da la combinación de números más bajos. se sobreentiende que el último nombrado se encuentra en la posición 1 y que los demás números se refieren a éste. los nombramos sucesivamente y terminamos el nombre con la palabra benceno. Si 16 0 . Si el anillo bencénico tiene unido más de dos grupos. Mecanismos de sustitución electrofílica La estructura del benceno propuesta por Kekulé parece corresponder con la del compuesto denominado ciclohexatrieno. entre los cuales se encuentran el naftaleno.está presente uno de los grupos que dan denominación especial. Propiedades químicas del benceno Una prueba de la gran estabilidad del anillo aromático es el tipo de reacciones químicas que presenta el benceno. Existen también otro grupo de compuestos aromáticos llamados hidrocarburos aromáticos policíclicos (o polinucleares). debería reaccionar 16 1 . el compuesto se nombra con dicho grupo en la posición 1. el antraceno y el fenantreno. debido a que éste experimenta reacciones de sustitución más que de adición. Por esto. en estas moléculas los carbonos se numeran de una manera regular. en la que se pueden usar dos sistemas. Esto significa que un electrófilo E+ reacciona con un anillo aromático y sustituye uno de los hidrógenos En forma general. Las reacciones más importantes de los compuestos aromáticos proceden por el mecanismo de sustitución electrofílica aromática (SEAr). se donde los alquenos reaccionan rápidamente. el lo hace muy lentamente. el mecanismo se puede ilustrar de la siguiente manera: 16 2 . Sin embargo. característica propia de la observa que en condiciones benceno no reacciona o sólo En lugar de las reacciones en adición. el benceno experimenta con facilidad un conjunto de reacciones de sustitución llamadas reacciones aromáticas.con facilidad por adición. como lo hacen ciclohexadierno y ciclohexeno. que es una estructura de los alquenos. los compuestos similares. Nitración Casi todos los compuestos aromáticos son susceptibles de nitración. por lo general de un catalizador. 16 3 . El mecanismo de esta reacción se puede representar de la siguiente manera: en un primer paso se genera el ion nitronio de acuerdo con la siguiente ecuación: La función del ácido sulfúrico es. Los mejores rendimientos se obtienen cuando se usa la mezcla de ácido nítrico y ácido sulfúrico. diluir el agua que se forma en la reacción total. dependiendo de la reactividad del sustrato. reaccionar con el ácido nítrico para producir la concentración necesaria del ión nitronio. en primer lugar. Consiste en introducir un grupo nitro en el anillo. y en segundo lugar.REACCIONES QUIMICAS SOBRE EL ANILLO AROMÁTICO Halogenación En esta reacción se puede sustituir un protón de hidrocarburo aromático por halógenos y requieren. pero a diferencia de ellas. Propusieron que al mezclar benceno con un halogenuro de alquilo se formaba un alquibenceno.Sulfonación La reacción procede utilizando un mecanismo semejante a la halogenación y a la nitración. Alquilación de Friedel Crafts Esta reacción fue descubierta por los químicos Charles Friedel y James Crafts. a los cuales también se les llama arenos. la sulfonación es una reacción reversible. La reacción general se puede representar así: Acilación de Friedel – Crafts Friedel y Crafts también descubrieron que al hacer reacionar un hidrocarburo aromático con un halogenuro de ácido. en presencia de cloruro de aluminio y 16 4 . se obtiene una cetona aromática.un solvente como bisulfuro de carbono o nitrobenceno. ORIENTADORES SOBRE EL ANILLO AROMÁTICO ORIENTADORES ACTIVADORES ORTO Y PARA Grupo orientador Orto Meta Para % % % -CH3 63 3 34 -OH 50 0 50 -NHCOCH3 19 2 79 ORIENTADORES DESACTIVADORES ORTO Y PARA Grupo orientador Orto Meta Para % % % -F 13 1 86 -Cl 35 1 64 -Br 43 1 56 -I 45 1 54 16 5 . 1 – flúor – 2. Ortodiyodobenceno c.ORIENTADORES DESACTIVADORES META Grupo orientador Orto Meta % % -NO2 7 91 -CN 17 81 -COOH 22 77 -CHO 19 72 COOCH2CH3 28 66 + -N (CH3)3 2 89 Para % 2 2 2 9 6 11 EJERCICIOS PROPUESTOS 1. Ácido 4 amininonaftalensulfónico b.4 dinitrobenceno b. Toma como base las fórmulas estructurales del naftaleno. en tu cuaderno el nombre o la fórmula de cada compuesto. Escribe la fórmula o el nombre de cada uno de los siguientes compuestos: a.3 dimetilbenceno 2. 1. a. antraceno y fenantreno. 5 – bromo – 7 – metil – 9 – fenilfenantreno 16 6 . y escribe. 16 7 .8 – dimetil – 9 – isopropilantraceno 3. Escribe los nombres de los reactivos y los productos.c. completa las siguientes reacciones. Con la información sobre los orientadores orto. para y meta. 2 – cloro – 4. un enlace sigma y uno pi. presentan hibridación sp3 – sp3 _______________ b. un orbital p y un orbital s) h. Escriben cierto o falso en los siguientes casos. un orbital p. Un enlace sencillo es un enlace ______________________________ (sigma. Al formarse orbitales de enlace sp2. lineal. Los átomos de carbono le dan la reactividad a la molécula _________ 16 8 . Un enlace doble contiene ___________________________________ (Dos enlaces pi. Explica cada caso a. Los enlaces dobles se forman cuando hay hibridación _____________ (sp3. dos enlaces sigma) c. a. 1s 2s 2p) b. El carbono al hibridarse lo hace con los orbitales_________________ (1s y 2s. La formación de un enlace triple sucede cuando hay superposición de ________________________________________________________ (dos orbitales p. La hibridación sp3 o hibridación completa ocurre cuando participa ________________________________________________________ (Un orbital 2s y dos orbitales 2p. sp) e. un orbital 2s y un orbital 2p. 2s y 2p.TALLER DE APLICACIÓN ORBITALES HIBRIDOS 1. un enlace sigma y dos pi. la geometría espacial resultante es ______________________________________________________ (Tetraédrica. Selecciona la respuesta adecuada y completa la siguiente información: Argumenta la selección que hagas. un orbital 2s y tres orbitales 2p) d. Los enlaces C – C. Un enlace triple contiene ____________________________________ (tres enlaces pi. pi) 2. trigonal) g. sp2. tres enlaces sigma) f. ________________________________________________ FORMULAS EN QUIMICA ORGÁNICA 3. 16 9 . La hibridación del acetileno es sp – s __________________________ e. CH2O ___________________________________________________ c. Dibuja las fórmulas de enlace – valencia correspondiente a cada uno de las siguientes fórmulas de Lewis. Escribe las fórmulas moleculares estructurales condensadas: para las siguientes fórmulas a. Escribe las fórmulas estructurales de: a. (CH3)2CH CH2OH _________________________________________ __________________________________________ 4. CH4_____________________________________________________ b. Para que el carbono tenga hibridación. debe promover un electrón del orbital 1s. ______________________________ f. CH3CH2CH2CH2OH ________________________________________ b. Los enlaces C – H presentan hibridación sp2–s _________________ d.c. CH2BrI __________________________________________________ 5. CH5N ___________________________________________________ d. Los compuestos con doble enlace son más reactivos que los compuestos con enlace sencillo. Contesta lo siguiente: a. Para cada una de las siguientes fórmulas.6. En tu tabla periódica ubica el elemento carbono. Escribe las fórmulas de enlace – valencia correspondientes a las siguientes fórmulas condensadas 7. escribe otra más condensada: EL ATOMO DE CARBONO 8. (subraya la respuesta correcta y justifica tu respuesta) El carbono es: Un elemento metálico Un metaloide Un no metal 17 0 . ¿Qué hace a una molécula reactiva?____________________________ 10. ¿En qué se diferencian los siguientes Compuestos? Encierra en un círculo y nombra los grupos funcionales de las siguientes fórmulas Fórmula Nombre del grupo funcional ___________________________________ __________________________________ ___________________________________ ___________________________________ ___________________________________ 17 1 . 11. Identifica su número atómico c. Su valencia es: GRUPOS FUNCIONALES 9. Su configuración electrónica es: d.b. 25 dimetil -4. Ácido 3 oxobutanoico _______________________________ e. 5. 1. Metil etil éter.3. ______________________________ 17 2 .7 –trimetil 2 nonanol __________________________ f. CH3 – CH= C – CH2 – CH3 ____________________________ c.6 dietil 3. Por ejemplo CH 3OH es igual a ROH a. CH3 – CH2 – CH 2 – CO – CH3 ____________________________ b. 5. Escribe una fórmula general usando los símbolos R y R ´ para cada uno de los siguientes compuestos. La palabra nomenclatura. _________________________ CH 3 – CH2 – CH 2 – CHO ___________________________ NOMENCLATURA DE COMPUESTOS ORGÁNICOS 13. CH2 – Br – CH2 – CH – OH – CH3 __________________________ _______________________________ e. ¿qué te sugiere?_______________________ 14. Escribe las fórmulas estructurales para cada uno de los siguientes compuestos: a. Escribe ejemplo de grupos funcionales __________________________ 15.propil – 2 octino _______________________________ c.buteno ______________________________ b.12. CH3 – CH2 – CH 2 – CO – OH f.hexen 3 ona _______________________________ d. Escribe las estructuras de los siguientes compuestos: a. 3 metil pentano ___________________________________ b. CH3OH 17. 4 etil octano ___________________________________ 17 3 .HIDROCARBUROS SATURADOS ALCANOS 16. Subraya los compuestos insaturados a. CH3 – CH2 –CHO c. nombra los siguientes compuestos 18. CH2 – CN b. Con base en la IUPAC. Cada uno de los siguientes nombres es incorrecto.3 tetraclorobutano ___________________________________ i. 6 metil – octano c.2 dimetil pentano ___________________________________ f. 2. T – butil – metano d. 4 metil 1. 1 bromo 3 nitropentano ___________________________________ h. Cl2C = CHCl 17 4 . 3 etil – 3 metil hexano ___________________________________ e.5 trietil –ciclohexano ___________________________________ g. 2. Nombre los siguientes alquenos a. CH3 – CH2 – CH = CH – CH3 b.3. Escribe el nombre correcto en cada caso a. (CH3)2 – C = CH – CH 3 c.3. 3 propil – pentano b.2 dipropil ciclopentano ____________________________ 19.c.2. 1. 4 etil – 3 metil heptano ___________________________________ d. 3 metil – 3 etil – 4 metil – decano HIDROCARBUROS INSATURADOS ALQUENOS 20. 4 – etil hexeno ______________________________ HIDROCARBUROS INSATURADOS ALQUINOS 22. 1 – buteno ______________________________ c. Escribe los nombres según la IUPAC. Escribe la estructura para los siguientes alquenos a.4 dicloro – 4 metil penteno ______________________________ b. para los siguientes compuestos 17 5 .21. 1. 4. Escribe las estructuras para los siguientes compuestos a.6 tribromo-anilina c. 3 hexino g. 3 penten – 1 – ino b.23. S-butilo e. dimetilacetileno 24. P-etil-fenol 17 6 .5 dino c. T-butilo EL BENCENO Y LOS AROMÁTICOS 26. Propilo b. 3 hexen. Etilbenceno b. Escribe las fórmulas estructurales de los siguientes compuestos a. 3 hexino e. 1. 2 octino f. Escribe los isómeros geométricos de: 25. Butilo d. Isopropilo c. 2. a. Dibuja estructuras para alquinos con las siguientes ramificaciones.1.4 pentadiino d. Un benceno monosustituido b. 1. 3-fenil-buteno g. Escribe los nombres de 29. 27. Nitrobenceno h. Un compuesto bencénico carcinógeno d.3. 2-fenil-1etanol e.d.5 tricloro-benceno j. naftaleno l. Completa las siguientes ecuaciones 17 7 . Acetofenona i. Bromuro de bencilo f. m-propil-anilina Escribe los nombres y las estructuras de a. p-bromo-nitro-benceno k. Dos anillos bencénicos con más de dos sustituyentes 28. Tres bencenos disustituidos c. _________________________________ 1. N2O _________________________________________________ h. Dar los nombres tradicionales y moderno (iupac) para: a. _________________________________ Carbono + agua c.2-dicloro-butano e. ¿A partir de cuáles ecuaciones se puede obtener los siguientes productos? a.30. NO _________________________________________________ i. CaO _________________________________________________ c. CUO _________________________________________________ e. _________________________________ butil-benceno d. NO2 _________________________________________________ 17 8 . CU2O _________________________________________________ d. _________________________________ 31. _________________________________ cloro-benceno f. _________________________________ Pentano b. ¿Qué características deben presentar los átomos de los elementos para unirse con otros átomos y formar los compuestos? 32. N2O3 _________________________________________________ j. FeO _________________________________________________ f. Fe2O3 _________________________________________________ g. K 2O _________________________________________________ b. Oxido de zinc ___________________________________ b. Au (OH) 3 ______________________________________________ f.33. oxigeno de bismuto (III) __________________________________ c. Cl2O _________________________________________________ m. Fe (OH) 3 ______________________________________________ d. Nombres los siguientes compuestos. A52O5 _________________________________________________ Escribe las formulas de: a. Oxido brómico ___________________________________ j. oxido de estánnico ___________________________________ e. oxido de litio ___________________________________ g. N2O5 _________________________________________________ l. dando el nombre tradicionales y moderno (iupac) para: a. Oxido hipoyodoso ___________________________________ i. A52O3 _________________________________________________ p. Ca (OH)2 ______________________________________________ b. Oxido aurico ___________________________________ h. NaOH ______________________________________________ 17 9 . k. Oxido bromoso ___________________________________ 34. Cl2O5 _________________________________________________ o. Cl2O3 _________________________________________________ n. AuOH ______________________________________________ e. oxido de manganisio ___________________________________ d. Fe (OH) 2 ______________________________________________ c. Oxido peryodico ___________________________________ k. petóxido de yodo ___________________________________ f. Al (OH)3 ______________________________________________ j. Sb (OH) 3 ______________________________________________ h. Acido yodoso ________________________________________ e. Acido sultunico ________________________________________ b.35. Acido peryodico ________________________________________ h. CuOH ______________________________________________ k. Cu (OH)2 ______________________________________________ l. Acido hipoyodoso ________________________________________ d. Acido clorhidrico ________________________________________ c. Acido nítrico ________________________________________ f. Acido permaganico ________________________________________ 36. Acido perclorico ________________________________________ k. Acido nitroso ________________________________________ i. ______________________________________________ Ba (OH) 2 Escribe las formulas de: a. Acido yódico ________________________________________ g. Sb (OH) 5 ______________________________________________ i. Nombra las siguientes sales: a) cloruro de sodio b) clorato de sodio c) sulteto de calcio d) Nitrito de mercurio( I ) e) nitrato de estaño ( IV ) f) sultato de mercurio ( I ) g) sulfato de hierro ( II ) 18 0 . Acido fosforico ________________________________________ j. g. h) carbonato de calcio i) sulfaro de sodio j) cloruro de sodio k) cloruro de aluminio l)sulfato ferroso m) sulfato de hierro (III) n) sulfato de hierro ( II ) o) fosfato de cobre ( I ) p)fosfato de hierro (III) q) cloruro caproso r) cloruro caprico 18 1 .