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REACCIONES Y ECUACIONES QUIMICAS LOGROS 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 +

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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.

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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, cuyas moléculas son el resultado de una reagrupación de los átomos de los reactivos. Una ecuación general de este tipo es: A + B  AB Las sustancias A y B pueden ser elementos o compuestos; AB siempre será un compuesto. Descomposición o análisis Se presenta cuando a partir de un compuesto se producen dos o más sustancias. AB  A + B Desplazamiento o sustitución En este tipo de reacciones, un elemento libre sustituye y libera a otro elemento presente en un compuesto. Su ecuación general es: A + BC  AC + B

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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

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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.

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-

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.

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-

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.

-

Se escribe la ecuación electrónica de oxidación del ión reductor.

-

Si en la forma iónica oxidada hay más átomos de oxígeno que en la forma reductora, se adicionan en el primer miembro de la ecuación las moléculas de H2O necesarias, haciendo aparecer, en el segundo miembro los H+ correspondientes.

-

Se iguala la ecuación eléctricamente, añadiendo al segundo miembro los electrones necesarios.

-

Se multiplican las dos ecuaciones por los coeficientes mínimos necesarios para igualar el número de electrones.

-

Se suman las dos ecuaciones que resultan y se anulan los electrones. Se llevan al mismo miembro los iones H + y las moléculas de H2O. Si en la ecuación final quedan iones H + en el segundo miembro, se pueden agregar, a ambos miembros de la ecuación, los iones OH necesarios para transformar todos los H + en el H2O, lo cual indica que el proceso se realiza en medio alcalino. La ecuación iónica final es la buscada.

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, perdiendo 2 electrones, y el N se reduce de +5 a -3, adquiriendo 8 electrones.

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Las semi-ecuaciones iónicas son: Zn0 – 2e- 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, y sumamos las dos semi ecuaciones. 4 (Zn0 – 2e-  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, el hidrógeno y oxígeno. Para N encontramos 1 átomo en reactivos y 10 en productos; se multiplica por 10 el HNO 3; H 10 en reactivos y 6 en productos; multiplicamos por 3 el agua. El oxígeno queda equilibrado: 30 átomos en ambos miembros. 10HNO3 + 4Zn  NH 4NO3 + 4Zn (NO3) + 3H2O A. Coeficientes que equilibran la ecuación son: 10: 4: 1: 4: 3

EJERCICIOS PROPUESTOS 1. Escribir tres ecuaciones químicas que se consideren como reacciones de combinación.

2. Nombrar un ejemplo de reacción endotérmica y uno de reacción exotérmica usadas en la vida diaria por el hombre.

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3. Determinar el número de oxidación que corresponda a cada elemento, en cada uno de los siguientes compuesto: a. Cul2 b. PCl3 c. Na2O2 d. Na2SO3 e. HlO4 f. N2O5 g. Na3AsO4 h. KBrO4 i.

POCl3

j.

NH4NO3

k. KMnO4 l.

Al2(SO 4)3

4. ¿Qué requisitos se deben tener en cuenta al escribir una ecuación química?

5. Escribir las ecuaciones de las siguientes reacciones y equilibrarlas por el método de ensayo y error. a. Agua + trióxido de azufre  ácido sulfúrico b. Metano (CH4) + Oxígeno  dióxido de carbono + agua. c. Ácido carbónico + hidróxido de aluminio  carbonato de aluminio + agua d. Amoníaco + oxígeno  dióxido de nitrógeno + agua. e. Disulfuro ferroso + oxigeno  óxido férrico + dióxido de. f. Nitrato de plomo (II) + cromato de sodio  cromato de plomo (II) + nitrato de sodio.

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6. ¿Qué factores se deben tener en cuenta para equilibrar una ecuación química por el método del número de oxidación? 7. Clasificar y equilibrar las siguientes ecuaciones químicas por el método de ensayo y error. Calor a. CaCO3 

CO2 + CaO

b. ZnCo3 + H3PO4  Zn3PO4)2 + H 2CO3 c. Al + HCl  H2 + AlCl3 d. C3H8 + O2  CO2 + H2O e. PCl3 + H2O  H3PO 3 + HCl f. Al + O2  Al2O 3 g. H2S + O2 H2O + SO 2 8. Equilibrar las siguientes ecuaciones químicas mediante el método de óxido reducción:

a. CrCl3 + KOH + ClO3  KCl + K 2CrO4 + H2O b. HclO2 + HCl  H 2O + Cl2 c. PbO + NH3  Pb + N 2 + H2O d. KmnO4 + FeSO4 + H2SO4  MnSO4 + Fe2(SO 4)3 + K 2SO4 + H2O e. KclO3 + Kl + H 2O  KCl + I2 + KOH f. MnO 4 + NO2 - + H+  Mn+2 + NO3- + H2O g. Cr2O7 - + H + + Cl -  Cr

+3

+ H2O + Cl2

h. Br2 + OH -  Br - + BrO3 + H 2O

9. Equilibrar las siguientes ecuaciones químicas por el método de ensayo y error, y clasificarlas según su tipo

a. NaOH + NH4Cl + Ag Cl  Ag(NH 3)2 Cl +NaCl + H2O

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b. NO + O2  NO2 c. CaCl2 + Na2CO 3  NaCl + CaCO3 d. Ag CN  Ag + C 2N2 e. N2O5 C NO 2 O2 f.

Al + AgNO 3  Al(NO 3)3 + Ag

g. B2O3+ H2O  H 3 BO 3 h. K2CO3 + Sr(NO 3)2  Kno3 + SrCO 3

10. Balancear las siguientes ecuaciones de semi reacción equilibrando primero el número de átomos y luego escribir el número de electrones cedidos o electrones ganados. Identificar en cuáles hay oxidación y en cuáles reducción.

a. K+  K b. I-1  I2 c. Cl2  Cl1d. I2  IO 3e. HClO  Cl1f.

Sn4+  Sn2-

g. S8  S2h. N2  N3+

11. Equilibrar las ecuaciones de óxido reducción siguientes, mediante el método del número de oxidación

a. As2 S5 + HNO3 + H2O  H2SO4 + H3 AsO4 + NO b. I2 + HNO3 +  HIO 3 + NO + H2O c. PH3 + KMnO4 + H2SO 4  KHSO 4 + MnSO4 + H 3PO4 + H 2O d. Cl2 + AgNO3 + H2O  Ag Cl + AgClO 3 + HNO3

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e. CuS + HNO3  Cu(NO 3)2 + NO + S + H 2O f.

H3AsO4 + H2S  S + As2 S3 + H2O

g. HI + H 2SO4  H2S + I2 + H2O h. K2Cr2O7 + HCl  Cl2 + CrCl3 + KCl +H 2O

12. Los coeficientes que equilibran las siguientes ecuaciones son: KClO3 + Kl + H2O  KCl + I2 + KOH

a. 1:3:6:1:6:3 b. 3:1:6:3:1:6 c. 1:6:3:1:3:6 d. 6:1:3:1:3:6 e. 1:4:2:3:4:2

13. Durante una reacción, el elemento cobre cambia su número de oxidación de +2 a 0 con ganancia de 2 electrones; este proceso se denomina a. Oxidación b. Reducción c. Combinación d. Activación e. Oxido reducción

14. La ecuación

AB + CD  AC + BD Representa la reacción de una:

a. Síntesis b. Descomposición c. Desplazamiento d. Doble descomposición e. Combinación

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15. En la ecuación: H 2SO4 + HBr  SO2 + Br 2 + H 2O La sustancia Oxidada es: a. Ácido Sulfúrico b. Ácido bromhídrico c. Dióxido de azufre d. Azufre e. Bromo

16. La siguiente ecuación NaOH + HI  H2o + NaI Se clasifica como una reacción de: a. Doble sustitución b. Desplazamiento c. Síntesis o Combinación d. Descomposición e. Sustitución

17. Para que una sustancia pueda reaccionar con otra, sus moléculas deben: a. Absorber energía b. Disociarse c. Ionizarse d. Descomponerse e. Chocar con otra

18. Para las siguientes ecuaciones identificar a. agente oxidante; b agente reductor. Equilibrados por el método del número de oxidación a. Fe + HNO3  Fe (NO3) 3 + NH4NO3 + H 2O b. K2Cr2O7 + H 2S + H2SO4  K 2SO4 + Cr2(SO 4)3 + S + H 2O c. Al2O3 + C + Cl2  KHSO4 + MnSO4 + H 3PO4 + H2O

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d. Cu + AgNO 3  Cu(NO3) 2 + Ag e. Sb2S 3 + HNO3  H3SbO4+ SO2 + NO + H 2O

Joseph-Louis Proust nació el 26 de septiembre de 1754 en Angers, Francia. Simultaneó sus estudios en el Colegio de los Oratorianos con el trabajo en la farmacia paterna, en la cual adquirió sus primeros conocimientos de química y herboristería, llegando a participar en la creación de un jardín botánico en la ciudad. En 1774, abandona Angers y se traslada a París para completar sus estudios. En la capital francesa se forma junto a Hilaire-Marie Rouelle, el futuro descubridor de la urea, y traba amistad con un químico ya renombrado, Antoine Lavoisier, y con el también químico Jacques Charles. En 1775 Proust gana por oposición el puesto de primer farmacéutico en el Hospital de la Salpétrière de París, donde publica sus primeros ensayos. Vivió durante unos años en España donde trabajo como profesor de química en Segovia. Enunció la ley de las proporciones definidas.

Antoine-Laurent de Lavoisier (París, 26 de agosto de 1743 - 8 de mayo de 1794) químico francés. Se le considera el padre de la química moderna por sus detallados estudios sobre: la oxidación de los cuerpos, el fenómeno de la respiración animal y su relación con los procesos de oxidación, análisis del aire, uso de la balanza para establecer relaciones cuantitativas en las reacciones químicas estableciendo su famosa Ley de conservación de la masa, estudios en calorimetría, etc.

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RELACIONES ESTEQUIOMÉTRICAS EN LAS REACCIONES QUIMICAS LOGROS ESPERADOS  Comprender y aplicar los principios de la estequiometria en la solución de problemas.  Adaptar los cálculos estequiométricos teóricos a situaciones de la vida diaria.  Manejar los conceptos básicos de la estequiometria.  Interpretar las ecuaciones químicas acertadamente.  Aplicar los principios estequiométricos en la solución de problemas.  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.  Tratar problemas que el docente le plantea, que él mismo se plantea o que encuentra en algún documento, desde la perspectiva de una teoría explicativa y desde ésta ofrece posibles respuestas al problema.

ESTEQUIOMETRIA La estequiometria se refiere a las relaciones de masa y mol entre las sustancias que intervienen en una reacción química. El irlandés Robert Boyle escribió: “El verdadero hombre de ciencia debe efectuar ensayos, hacer observaciones y no formular teoría alguna sin haber comprobado previamente los fenómenos relacionados con ella”. Las mediciones en el laboratorio, con el empleo de la balanza, llevaron a Lavoisier y otros científicos a enunciar las principales leyes estequiométricas de la química que constituyen el objeto de esta unidad.

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LEYES PONDERABLES Son aquellas que determinan el comportamiento químico de la materia en cuanto a pesos de sustancias que intervienen en una reacción; 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. Para efectos de los cálculos químicos siempre debemos equilibrar las ecuaciones para cumplir con esta ley.  Ley de la composición definida (J. Proust y J. Dalton): Cuando dos o más elementos se combinan para formar un compuesto esos lo hacen en una relación fija e invariable, o sea que siempre contienen los mismos elementos en la misma proporción de masa.  Ley de las proporciones múltiples (Dalton): Cuando dos elementos se combinan para formar más de un compuesto, 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. 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 70,90 70,90 70,90 70,90 Carbono 12,01 24,02 24,02 24,02

Oxigeno 16 48 80 112 Hidrógeno 4 6 4 2

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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


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.  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 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, 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, o que reaccionan con, una masa dada de otra sustancia; o viceversa, dada una masa. CALCULO CON CANTIDADES LIMITADAS Generalmente en el laboratorio es difícil tomar las cantidades precisas de cada uno de los reactivos para las diversas experiencias, lo que ocasiona el exceso de uno de los reactivos. 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. Para hallar el reactivo límite entre dos reactivos se compara la relación estequiométrica con la proporción de

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masas o de moles disponibles o sea con las cantidades valores del problema. 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. El menor rendimiento puede deberse a diferentes causas. Por ejemplo, alguno de los reactivos no alcanza a reaccionar completamente, cantidad de calor insuficiente, reacciones laterales con diferentes productos o algunos de los productos que reaccionan para formar nuevamente los reactivos. En cualquier caso, se obtiene de la reacción menos producto que el esperado por los cálculos. 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. A mayor pureza en los reactivos mayor será el rendimiento.

EJERCICIO RESUELTO El acido sulfúrico reacciona con algunos metales activos y produce hidrogeno. ¿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. Por tanto el factor molar es:

El factor de conversión de gramo a mol es:

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Y de mol a gramo:

Combinando los factores en una sola operación matemática y multiplicando por 18 gr. de hierro da:

xFeSO4 = 48,96 gr. de FeSO 4 R/ Al reaccionar 18 g de hierro se forman 48,96 g de FeSO 4.

EJERCICIOS PROPUESTOS 1. 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/ 278,8 g de HCl; 7,64 moles de HCl 2. Dada la siguiente ecuación equilibrada. Cu + 8HNO 3  3 Cu (NO3)2 + 2 NO + 4H2O Calcular: a. Moles de NO formados a partir de 1,8 moles de Cu b. Gramos de agua formada por 1,5 moles de HNO 3. c. Masa de Cu necesaria para preparar 180 g de Cu(NO 2)2 R/ a. 1,2, moles de NO; b. 13.51 g de H 2O; c. 60,98 g de Cu; d. 0,010 moles de HNO3

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3. Cuantos gramos de oxígeno son necesarios para la combustión completa de 0,7 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; 2124,13 g de CO2 4. Cuantas moles de cada reactivo son necesarias para producir 240 Kg de Fe2O 3.? 4 Fe + 3 O 2  2 Fe2O3 R/ 3.007,5 moles de Fe; 2.254, 5 moles de O2 5. Cuantos moles de ácido sulfuroso están presentes en 15 g del mismo ácido? R/ 0,18 moles de H2SO3. 6. 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. ¿Cuántas moles de P4 pueden producirse a partir de la reacción de 155 g de fosfato del calcio? b. ¿Cuántos gramos de P4 se forman? c. ¿Cuántas moléculas de P4 se obtienen? R/ a. 0,25 moles de P4; b. 30,95 g de P4; c. 1,50 x 1023 moléculas de P4 7. Dados 5 g de óxido yódico y 11 g de monóxido de carbono, calcular el número de gramos de I2 producidos por la siguiente reacción. I2O5 + 5 CO  I2 + 5 CO 2 R/ 3,80 g de I2 8. ¿Si reaccionan 200 g de glicerina del 90% de pureza con 200 g de ácido nítrico del 90% de pureza, cuántos gramos de tri-nitroglicerina se producen?

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C3H5 (OH) 3 + 3 HNO3  C3H5 (NO 3)3 + 3 H2O Glicerina Trinitroglicerina R/ Reactivo limitante = HNO3; 216,22 g de trinitroglicerina 9. Cuántos moles de sulfuro de antimonio (III) son producidos por la reacción de 37 g de cloruro de antimonio, si el rendimiento de la reacción es de 78%? 3 H2S + 2 SbCl3  6 HCl + Sb2S3 R/ 0,063 moles de Sb2S 3 10. El fósforo se combina con el oxígeno para formar trióxido de fósforo y pentóxido de fósforo. Hallar la relación de números sencillos que ilustre la ley de las proporciones múltiples. 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. En una experiencia por reacción de 47,2 g de KMnO 4 se recogen 50 g de Cl2; determinar el rendimiento de la reacción. R/ 94,5% 13. 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/ 23,24 gramos de AgCl 14. Se hacen reaccionar 11 g de hierro con 0,3 mol de ácido clorhídrico. 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/ 17,48 g de FeCl2

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15. En la descomposición de 6,8 g de KClO 3 se preparan 0,06 moles de oxígeno. Hallar la eficiencia de la reacción. 2 KClO 3  2 Cl + 3 O2 R/ 72,3% 16. En un proceso se adiciona ácido sulfúrico a 15 g de zinc. Cuántas moles y gramos de hidrógeno se producen si la eficiencia de la reacción es del 95%? Zn + H2SO4  ZnSO4 + H 2 R/ 0,21 moles y 0,43 gramos de H2 17. En la ecuación 2 Fe + 6 HCl  2FeCl3 + 3H2 Al hacer reaccionar 56 g de hierro se producen 2 gramos de hidrogeno; la eficiencia de la reacción es del: a.

5%

b.

6,66%

c. 25% d. 66% e. Ninguna de las anteriores

18. Al hacer reaccionar 180 g de Zn de pureza al 50%, la cantidad en gramos de hidrógeno que se recoge es: Zn + H2SO4  ZnSO4 + H 2 a. 2 b. 12 c. 2,77 d. 8 e. 5,4

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19. La masa de oxígeno que se obtiene por descomposición de 0,38 g de clorato de potasio es: 2 KClO 3  2KCl + 3 O2 a. 0,28 g b. 0,14 g c. 18,80 g d. 0,51 g e. 0,37 g 20. Si en la ecuación N2 + 3 H 2 2 NH3 Se obtiene 13,6 g de amoníaco, es porque de nitrógeno iniciaron la reacción a. 44 g b. 11,18 g c. 5,6 g d. 17 g e. 4,2 g 21. “Cuándo dos o más elementos se combinan para formar en cada caso diferentes compuesto lo hacen en una relación de los números enteros”. Este enunciado pertenece a: a. Ley de las proporciones definidas b. Ley de las proporciones múltiples c. Ley de Boyle Mariotte d. Ley de la conservación de la materia 22. La hidratación de 42 g de tricloruro de fósforo originan 0,85 moles de ácido clorhídrico. La eficacia de la reacción es del. PCl3 + 3H2O H3PO 3 + 3HCl a. 93,4 %

24


b. 69,3 % c. 85,22% d. 15,2 % e. 78,4 % 23. Al agregar ácido sulfúrico a 30 g de zinc se obtiene, en gramos de H 2; Zn + H2SO4  ZnSO 4 + H2 a. 1,15 b. 3,9 c. 0,093 d. 0,92 e. 1,9 24. La masa de carbonato de sodio necesaria para preparar 35 g de dióxido de carbono es; Na2CO3 + 2 HCl  H2O + 2 NaCl + CO3 a. 364,5 g b. 84,3 g c. 180 g d. 25 g e. 90 g 25. 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. ¿Cuál de los reactivos se encuentra en exceso y en qué cantidad? b. ¿Cuántas toneladas de CCl4 pueden prepararse a partir de la reacción completa del material limitado de partida? R/ a. 0,28 ton de CS2 sobran; b. 1,446 ton de CCl4

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John Dalton (Eaglesfield, Cumberland (Reino Unido), 6 de septiembre de 1766 Manchester, 27 de julio de 1844), naturalista, químico y matemático, meteorólogo británico. Formuló la teoría atómica que lleva su nombre, la ley de la composición definida, la ley de las proporciones múltiples y la ley de las presiones parciales para las mezclas de gases.

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LOS GASES LOGROS ESPERADOS

 Describir las leyes que rigen el comportamiento de los gases.  Demostrar que conoce y aplica el conocimiento de las leyes de Boyle, Charles, Dalton y de los gases ideales en la solución de problemas.  Plantear preguntas de carácter científico, orientadas a buscar la interrelación de las diversas teorías, los principios y leyes de los gases.  Explicar las características del estado gaseoso, su comportamiento, sus leyes y variables que lo afectan.  Establecer relaciones gráficas entre volumen, presión y temperatura, al tener en cuenta las leyes de los gases.  Poseer una argumentación clara que vincula sus intereses científicos, químicos y tecnológicos con su proyecto de vida.  Formular problemas e hipótesis respecto a los gases.  Ser responsable del manejo adecuado de los materiales del laboratorio.

MEDICION Y PESOS MOLECULARES DE LOS GASES El estado gaseoso es un estado disperso de la materia, es decir, que las moléculas del gas están separadas unas de otras por distancias mucho más grandes que el diámetro real de las moléculas. Resulta entonces, que el volumen ocupado por el gas (V) depende de la presión (P), la temperatura (T) y de la cantidad o número de moles (n). Tanto las moléculas de los gases como las de los líquidos, presentan la propiedad de deslizarse de manera continua, con lo cual cambian frecuentemente sus posiciones relativas, por esta razón se les denomina fluidos.

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Las partículas se mueven con mayor libertad en el estado gaseoso que en los otros dos estados en que regularmente se presenta la materia. VOLUMEN Como un gas llena completamente el recipiente, el volumen de un gas es igual al volumen del recipiente que lo contiene. Las unidades de volumen más usadas son el litro (l) y su submúltiplo el mililitro (ml) o cm 3. En un gas ideal, el producto PV dividido por nT es una constante, la constante universal de los gases, R. el valor de R depende de las unidades utilizadas para P, V, n, T. A presiones suficientemente bajas y a temperaturas suficientemente altas se ha demostrado que todos los gases obedecen las leyes de Boyle, Charles y Gay Lussac, las cuales relacionan el volumen de un gas con la presión y la temperatura. PRESIÓN La presión se define como la fuerza por unidad de área:

Otras unidades utilizadas para presión: gramos, fuerza/cm 2; libra/pulgada2; newton/m2; pascal (Pa). Sin embargo, en química, para expresar presiones de gases, se usa la atmosfera estándar y el milímetro de mercurio o torr. Los gases por tener peso, producen presiones sobre los cuerpos, de modo que estas presiones se manifiestan en todas las direcciones. A la presión que actúa sobre los cuerpos existentes en la tierra, por estar en la atmósfera, la denominamos presión atmosférica. Se origina del peso del aire que la forma.

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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. Pero medir la presión de la atmósfera implica otro aspecto: la densidad del aire disminuye a medida que subimos en la atmósfera, lo cual significa que la densidad no es constante. Torricelli fue el primero en utilizar un método sencillo para medir la presión atmosférica. Se toma un tubo estrecho de 100 cm de longitud cerrado por uno de sus extremos y lo llenamos de mercurio. Se tapa el extremo libre y se invierte sobre un recipiente (cubeta) también con mercurio. Si observamos, el mercurio del tubo desciende hasta determinada altura, dejando un espacio sin aire en su parte superior. No cae todo el mercurio en la cubeta, aún estando a mayor altura, por cuanto la presión externa del aire empuja el mercurio dentro del tubo. A nivel del mar y a una temperatura de 0ºC, la columna de mercurio siempre queda a una altura de 76 cm o 760 mm. En Santa Marta, por ejemplo (a nivel del mar) la altura de la columna de mercurio es de 760 mm; pero si cambiamos de lugar y con ello variamos la altitud, en Bogotá, por ejemplo, es de 560 mm. A diferentes alturas la presión atmosférica es distinta. La presión atmosférica se mide por medio del barómetro. Una de las unidades de presión es el torr (en honor de Torricelli), que equivale a un milímetro de mercurio. 1 torr = 1 mm Hg. Estrechamente relacionado con el barómetro está el manómetro, instrumento que se usa para medir la presión que ejerce un gas dentro de un recipiente (manos = poco denso). En los manómetros generalmente se usa el mercurio, que permite hallar diferencias de presión mayores.

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TEMPERATURA Mide la intensidad del calor (unidad 1), para lo cual se tiene en cuenta propiedades como la dilatación térmica. La temperatura de los gases generalmente se mide en grados centígrados (C o) o grados Celsius. Cuando se usan las leyes de los gases ideales, la temperatura centígrada se debe convertir a la escala absoluta o temperatura Kelvin, 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). El procedimiento de la comprensión puede hacerse siempre y cuando el gas esté por debajo de la temperatura crítica, que es la temperatura por encima de la cual no es posible la licuación de un gas por presión. Por consiguiente toda sustancia que se encuentre a temperatura mayor que la crítica, solo existirá en forma de gas sin importar la presión a que sea sometida. -

Presión crítica: Es la presión necesaria para que un gas a temperatura crítica pueda ser licuado.

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-

Volumen crítico: Es el volumen que ocupa un gas cuya temperatura y presión son críticas.

CANTIDAD La cantidad de un gas se puede medir en unidades de masa, usualmente gramos. De acuerdo con el sistema de unidades SI, la cantidad también se expresa mediante el número de moles de sustancia; esta puede calcularse dividiendo el peso del gas por su peso molecular. TEORIA CINÉTICA DE LOS GASES Esta teoría fue enunciada por D. Bernoulli hacia 1738. La teoría se enuncia en los siguientes postulados, teniendo en cuenta un gas ideal o perfecto. 

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.

Las moléculas de un gas son totalmente independientes; experimentan atracciones o repulsiones intermoleculares demasiado débiles por lo que se consideran despreciables.

Las moléculas de un gas se encuentran en movimiento aleatorio continuo, en forma desordenada chocan entre sí y contra las paredes del recipiente, originando la presión del gas.

Los choques de las moléculas son elásticos, no hay pérdidas ni ganancia de energía cinética aunque puede existir transferencia de energía entre las moléculas que chocan.

La energía cinética promedio de las moléculas de un gas es directamente proporcional a la temperatura absoluta del gas; se considera nula en el cero absoluto.

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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. Un gas, al cambiar de recipiente se expande o se comprime, de manera que ocupe todo el volumen y toma la forma de su nuevo recipiente.

Se dejan comprimir con gran facilidad. Al existir espacios vacíos entre sus moléculas su compresión es muy sencilla, pues no implica mayor trabajo.

Se difunde fácilmente. Al no existir atracción intermolecular alta entre sus partículas, los gases se expanden en forma espontánea.

Se dilatan con gran facilidad. La energía cinética promedio de las moléculas del gas es directamente proporcional a la temperatura absoluta.

Cuando un gas presenta comportamiento de acuerdo con estas leyes, podemos decir que se comporta como gas ideal o perfecto.

LEY DE BOYLE. PRESIÓN Y VOLUMEN DE UN GAS. Se ha comprobado experimentalmente que el volumen de una determinada cantidad de gas ideal, cuando la temperatura se mantiene constante, es inversamente proporcional a la presión que se ejerce sobre el gas. Esto se expresa matemáticamente así:

Introduciendo una constante de proporcionalidad k, tenemos: V= Y multiplicando ambos lados de la ecuación por P PV = k

(si T y n se mantienen constantes).

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La proporción se conoce como Ley de Boyle y de Mariotte, por haber trabajado este último, independientemente, en el mismo aspecto. El valor de VP depende de la cantidad de gas y de la temperatura (constante). Entonces la ley puede enunciarse así: “En una masa de gas a temperatura constante, el producto de la presión por el volumen correspondiente es constante”. Cuando los procesos suceden a temperatura constante se denominan isotérmicos. Por lo general, los valores de presión-volumen se representan gráficamente para mostrar la variación de P con respecto a V; se obtiene una hipérbola para cualquier temperatura, denominada curva isoterma. En otras ocasiones se representa el producto de la presión y el volumen en función de la presión. La relación matemática se puede ampliar para mostrar que

Donde los subíndices i y f se refieren respectivamente, 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; esto nos indica que la ley de Boyle es aproximada. Cuando un gas cumple la ley se llama gas ideal o gas perfecto. El helio es el gas que tiene un comportamiento más cercano al de un gas ideal.

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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, el grafico será una línea recta que pasa por el origen. Este es el grafico de una proporcionalidad directa. 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”.

Representación grafica de la ley de Charles

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Matemáticamente, esta ley se expresa V α T. Introduciendo una constante de proporcionalidad k, tenemos: V=kT Y dividiendo ambos lados por T:

Si el cociente V/T permanece constante, un aumento en V deberá estar acompañado de un aumento en T y viceversa. 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. Resolviendo para el volumen final, 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. LEY DE GAY-LUSSAC. 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. A volumen constante, la presión de un gas varía proporcionalmente con la temperatura absoluta. Esta ley relaciona la variación de la presión con la temperatura cuando se mantienen constantes el volumen y la cantidad de sustancia. Matemáticamente se puede expresar así:

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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, es importante tener una ley que nos indique como cambia el volumen con P y T. 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, la presión total es la suma de las presiones parciales que cada uno de los gases ejercería si los otros no estuvieran presentes. La ley de Dalton establece: La presión total que ejerce una mezcla de gases es el resultado de sumar las presiones parciales. La presión parcial de cada componente es independiente de las presiones parciales de los otros

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componentes. 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. Se ha encontrado experimentalmente que en las reacciones entre gases a la misma temperatura y presión, los volúmenes de los diferentes gases reaccionantes están siempre en la relación de números enteros pequeños. Esta generalización se conoce como la ley de los volúmenes de combinación de los gases de Gay Lussac. Avogadro propuso una explicación para la ley de Gay Lussac, que se conoce como el principio o hipótesis de Avogadro, la cual establece que volúmenes iguales de distintos gases en las mismas condiciones de temperatura y presión contienen el mismo número de moléculas. Es decir, a presión y temperatura constantes el volumen de una muestra de gas es proporcional al número de moléculas de la muestra. Además conocemos que el número de moléculas existentes en un molmolécula recibe el nombre de número de Avogadro y equivale a 6,0235 x 1023 moléculas. El volumen que ocupa un mol de cualquier gas en condiciones estándares o normales es de 22,4 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, 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. 22.4 litros

LEY DE LOS GASES IDEALES. 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

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presión también depende de otra variable: la cantidad presente de gas (n). Si n es el número de moles del gas entonces: Pαn Combinando esta proporcionalidad con P α T y P α 1/V, entonces:

Introduciendo la constante de proporcionalidad, R, 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. A mayor temperatura mayor evaporación. Cuando un recipiente está cerrado, las moléculas de vapor tienen un movimiento desordenado, chocan contra las paredes del recipiente produciendo una presión conocida como presión de vapor. Como el agua se evapora, la presión de vapor de agua de ésta contribuye a la presión total de la mezcla gaseosa. En una experiencia se recoge hidrógeno por reacción de HCl sobre cinc por desplazamiento de agua. La presión dentro del frasco colector está dada por el hidrógeno (PH ) y por el vapor de agua (P); fuera de él únicamente actúa la presión atmosférica (P atm). 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; o sea:

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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, g, a su volumen:

(La densidad también está representada por ρ) Pero el volumen de un gas depende de su temperatura y presión. 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. En consecuencia si conocemos la densidad de un gas a una determinada presión y temperatura, podemos calcular su peso molecular. CONTAMINACIÓN ATMOSFÉRICA El problema de la contaminación del aire no es reciente, pero cada vez se agrava con consecuencias cuya magnitud ya estamos afrontando. Los gases expulsados por los desechos industriales; los incendios forestales: los fungicidas utilizados en la mayor parte de las plantaciones, entre otros, quedan en la capa del aire frío sin permitir su ascenso y, en consecuencia, tanto la vida humana como la vegetal y animal tienen que respirar aire viciado. Hasta el momento se han identificado ciento veinte compuestos contaminantes de la atmosfera. Veamos los grupos de los más importantes: -

Óxidos de azufre: Las fuentes industriales de éstos son las plantas generadoras de potencia; provoca irritación en el sistema respiratorio,

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deterioro en los árboles, en los textiles, el cuero, el papel y destrucción de la pintura. -

Óxidos de nitrógeno: Sus fuentes son los procesos industriales y los vehículos de transporte, provocan irritación en los ojos, daña las hojas de los árboles de caucho y corroe los metales.

-

Monóxido de carbono: Su fuente es el transporte y los incendios, provoca dolor de cabeza, náuseas y trastornos.

-

Los hidrocarburos. Proceden del transporte y de incendios, son causa del cáncer y su acción retarda el crecimiento de plantas.

-

Oxidantes fotoquímicas: Proceden de las reacciones en presencia de la luz solar; provoca problemas pulmonares, decoloración en plantas y textiles.

-

Partículas sólidas. Proceden de procesos industriales e incendios; ocasionan el oscurecimiento de la visión, agravan las afecciones pulmonares y corroen los metales.

Son muchas las investigaciones que se han hecho y adelantan al respecto. 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.

-

Nuevos diseños de máquinas de combustión y aislamiento de las instalaciones industriales de nuestras ciudades.

-

La energía nuclear se preocupa en este momento por disminuir la contaminación del aire.

-

Otra solución puede ser el aprovechamiento de la energía solar que se halla en proceso de investigación.

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-

La más importante es la disciplina social, evitando las basuras en las calles.

DIFUSIÓN DE LOS GASES. 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. 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. Así, 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. La ecuación se conoce como la ley de Graham. Como los pesos moleculares de los gases son proporcionales a sus densidades a cualquier temperatura y presión, la ecuación anterior puede escribirse como:

Donde M representa el peso molecular.

EJERCICIO RESUELTO Una muestra de gas ideal ocupa un volumen de 69,3 mililitros a 925 torr y 18ºC. ¿Qué volumen ocupare el gas a 120º y 720 ton? Sol Estado inicial: Presión Inicial = 925 torr

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Volumen inicial = 69,3 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, por lo tanto el volumen también aumentará por un factor 391/291. La presión disminuye por un factor de 720/925, por consiguiente, 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. ¿Qué ley puede expresarse cualitativamente así; “Al comprimir un gas se reduce”?

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2. 5 gr. de gas carbónico ocupa un volumen de 2,6 Lt. a 30ºC y con una atmósfera de presión. ¿Si se aumenta la temperatura a 42ºC, manteniendo la presión constante, cuál es el volumen del gas que se comporta idealmente? R/ 2,7 litros 3. Hallar equivalencia de; a. b. c. d.

0,340 atm en mm Hg 368 torr en mm hg 2,72 atm en torr 623 torr en atm.

R/ a. 258,4 mm Hg; b. 368 mm Hg; c. 2067,2 torr; d. 0,819 atm

4. Un cilindro de 3 lt que contiene un gas a temperatura ambiente tiene una presión de 10 atm. ¿Cuál será el volumen del gas a una atmósfera y a la misma temperatura? R/ 30 litros

5. Determinar la masa molecular de un gas que tiene una densidad de 2,39 g/l a 40ºC y a una presión de 730 torr. R/ 63,95 g/mol

6. A condiciones estándares o normales, cuál será el volumen de 25 gr de CO2 R/ 12,72 litros

7. Hallar el volumen de oxigeno necesario para oxidar 100 lt de amoníaco a C.N., de acuerdo con la siguiente ecuación: 4 NH3 + 5 O2

 4 NO + 6 H2O

R/ 125 litros

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8. Un recipiente contiene CO 2 a 24ºC y una presión de 15 atm. ¿Cuál será la presión interna del gas si se aumenta la temperatura a 98ºC? R/ 18,73 atmósferas

9. ¿Cuál es la masa de los siguientes compuestos en condiciones normales? a. 3 lt de óxido nitroso (N 2O) b. 2 lt de amoníaco (NH3) c. 2 lt de gas carbónico (CO2) R/ a. 5,89 g; b. 1,51 g; c. 3,92 g.

10. Una masa dada de nitrógeno tiene un volumen de 7,5 lt a una presión de 750 torr. A qué valor en atmósferas debe cambiarse la presión si el volumen debe reducirse a 3,5 lt? (La temperatura permanece constante) R/ 2,11 atmósferas

11. ¿Cuál es el volumen ocupado por 7,5 condiciones estándares o normales?

moles de gas oxígeno a

R/ 168 litros

12. Hallar el volumen ocupado por 85 gr de NH 3 a 40ºC y 3 atmósferas. R/ 42,77 Lt de NH3.

13. Las presiones parciales de los siguientes gases en un cilindro de 15 lt son He = 88 atm; N2 = 25 atm; Ne = 50 atm. ¿Cuál es la presión total de la mezcla gaseosa? R/ 163 atm.

14. En el suelo, un globo aerostático tiene un volumen de 100 Lt a una temperatura de 27ºC y presión atmosférica. Qué volumen tendrá el

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globo cuando alcance una altura donde la temperatura de -10ºC y la presión de 300 torr? R/ 222 litros

15. Cuál es la densidad del gas N 2O a 35ºC y 0,960 atm? R/ 1,67 g/l 16. 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. b. ¿Cuántos gramos de hidrógeno hay en un cilindro? R/ a. 482,54 moles; b. 973,04 gramos 17. Un gas tiene una densidad de 0,991 g/l a 75ºC y una presión de 0,350 atm. ¿Cuál es la masa molecular del gas? R/ 80,79 g/mol

18. Una muestra de gas ideal ocupa un volumen de 68,1 milímetros a 945 torr y 18ºC. Qué volumen ocupará a 118ºC y 745 torr. R/ 116 ml

19. Se lleva una muestra de 1 lt de argón a una presión de 6 atm. 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 1,5 lt y temperatura de 290 K. ¿Cuál será el volumen, la temperatura y la presión total final? R/ volumen = 1,5 l; temperatura = 290 K; presión total = 13,01 atm

20. En tres recipientes separados se tiene, respectivamente, 2 lt a condiciones normales de los siguientes gases: neón, Ne; hidrógeno, H 2; dióxido de carbono, CO 2.

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a. Hallar el número de moléculas para cada gas. b. Determinar la masa para cada uno de ellos R/ a. Los tres presentan igual cantidad de moléculas: 5,37 x 10 22; b. Ne = 1,80 g; H2 = 0,18 g; CO2 = 3,92 g.

21. Cuál es la densidad de un gas de masa molecular aproximada 70 g/mol, medido a 0,8 atm y 12ºC R/ 2,39 g/l 22. Cuál es el volumen ocupado por 2,5 moles de nitrógeno a 1520 torr de presión y 0ºC. R/ 27,98 litros. 23. El volumen de una muestra de gas es de 900 ml a 85ºC y 0,750 atm. A qué temperatura se encuentra el gas si se lleva a un recipiente de 2 litros bajo una presión de 1,5 atm? R/ 1591,11 K

24. 3,5 g de cloro se encuentran en un recipiente de 3,8 lt a 12ºC. ¿Cuál es la presión ejercida por el cloro?

R/ 0,3 atm

25. Se mezclan 8 g de amoniaco y 35 g de cloro en un recipiente de 3 lt a 17ºC. Hallar la presión parcial de cada gas y la presión total de mezcla. R/

26. Una cápsula de 180 ml contiene H 2S a 23ºC y está bajo una presión de 1800 torr. Qué volumen ocupará el gas a 16ºC y una presión de 0,88 atm? R/ 471,31 ml.

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27. 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.

1,2 atm

11

273 K

2,3 atm

1,81

b.

5,5 atm

310 K

3,1 atm

4,51

400 K

c.

1,3 atm

6,21

33ºC

3,31

28ºC

2,8

43ºC

770 torr

1,91

82ºC

25ºC

2,1 atm

750 ml

51ºC

1,1 atm

0,640 l

100ºC

D e.

2,0 atm

f.

710 torr

220 ml

g.

560 mm Hg

720 ml

12ºC

280 mm Hg

20ºC

28. Completa la siguiente tabla para un gas ideal P a,

V

N

T

51

1,25

300ºC

3500 nl

2,4

b.

10,4 at,

c,

1 atm

d,,

720 atm

300 ml

e.

0,45 atm

500 ml

1

273 k 23ºC

0,001

29. 3 x 1023 moléculas de oxígeno se encuentran a una temperatura de 273 K y 760 torr. Su volumen en litros es de: a. 11,2 b. 22,4 c. 1 d. 0,082 e. 44,8 30. A temperatura constante, si la presión de un gas se duplica, su volumen a. Se duplica b. Se reduce a la mitad c. Se triplica d. No cambia e. Disminuye 1/3 parte

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31. Un gas que se encuentra a 127ºC y 2 atm ocupa un volumen de 5 lt. Si la temperatura se eleva a 527ºC, el volumen final del gas en litros es: a. 2,5 b. 0,5 c. 10 d. 32,8 e. 5 32. La presión ejercida por 1,6 moles de oxigeno que se encuentran en un recipiente de 2,5 lt. A 27ºC es: a. 11980 torr b. 680 torr c. 15,74 atm d. 2,15 atm e. 1,3 atm 33. La densidad del nitrógeno a CN es de: a. 0,98 g/l b. 2,23 g/l c. 3,32 g/l d. 0,98 g/cc e. 1,25 g/l

34. “A las mismas condiciones de temperatura y presión, volúmenes iguales de gases contienen el mismo número de moléculas”. Fue enunciado por: a. Boyle b. Dalton c. Charles d. Mariotte e. Avogadro 35. El volumen en litros de una molécula de hidrógeno a condiciones normales es de: a. 22,4 b. 3,71 x 10-23 c. 44,8 d. 37 e. 8,5 x 10-8

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36. La densidad de un mol de oxígeno a CN es de: a. 2,38 g/l b. 0,69 g/l c. 1,42 g/l d. 2,38 g/ml e. 1,42 g/ml 37. Un gas ocupa un volumen de 76,8 cc. A la presión de 1 atgm. volumen, en cc, y a 750 torr es de: a. 75,26 b. 57,26 c. 7,83 d. 78,23 e. 75,3

Su

38. Un tanque se encuentra lleno de un gas a una presión de 4 atm y 10ºC. La válvula de seguridad se abre cuando la presión llega a 7600 torr. La nueva temperatura en grados kelvin que presenta el gas es de: a. 113,2 b. 11,3 c. 708 d. 113,2 e. -11,3 39. Un gas tiene una densidad de 0,62 g/l a 90ºC y una presión de 500 torr. Su masa molecular en gramos es de: a. 28,3 b. 36 c. 160 d. 120,5 e. 44 40. En un litro de gas a CN encontramos: a. 0,044 moles b. 0,011 moles c. 0,022 moles d. 1 mol e. 0,5 moles

49


41. El volumen en litros ocupado por 1 mol de CO 2 a 27ºC y 1 atm de presión es de: a. 24,6 b. 4,8 c. 56 d. 1,05 e. 1,2 42. Cuando dos gases se encuentran a una misma temperatura, sus moléculas tienen igual: a. Energía potencial b. Energía cinética c. Estructura molecular d. Estabilidad e. a y d son correctas 43. Un gas que se comporta como si sus moléculas no ejercieran entre sí fuerza de atracción, se denomina: a. Gas inerte b. Gas ideal c. Gas noble d. Gas carbónico e. Gas imperfecto 44. La relación entre volumen y presión de los gases fue establecida por: a. Gay – Lussac b. Charles c. Boyle d. Avogadro e. Dalton 45. 27ºC equivalen, en la escala absoluta a: a. 27 K b. 246 K c. 127 K d. - 246 K e. 300 K

50


46. Un cilindro contiene 600 ml de aire a 20ºC. Si se calienta el gas hasta 40ºC, el nuevo volumen del gas es de: a. 641 ml b. 320 m c. 561 ml d. 180 ml e. 1 l 47. Si dos gases diferentes se encuentran a la misma temperatura, cuál de las siguientes cantidades serán iguales: a. Sus presiones b. Su energía cinética c. Sus volúmenes d. Sus velocidades moleculares 48. Cuando el nitrógeno de potasio, KNO 3 sufre descomposición térmica, se producen nitrito de potasio, y O2 gaseoso. Si 5 gr de KNO 3, se descomponen, Cuántos litros de oxigeno se recoge sobre agua a 15ºC y 748 torr? R. 0,605 litros

Louis Joseph o Joseph-Louis Gay-Lussac (s, Francia, 6 de diciembre de 1778 - París, Francia, 9 de mayo de 1850) químico y físico francés. Es conocido en la actualidad por su contribución a las leyes de los gases. En 1802, 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. Esta ley es conocida en la actualidad como Ley de Charles.

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Jacques Alexandre César Charles (Beaugency-sur-Loire, 12 de noviembre de 1746 - 7 de abril de 1823) inventor, científico y matemático francés. Fue el primero en realizar un viaje en globo aerostático, el 27 de agosto de 1783. Inventó varios dispositivos, entre ellos un densímetro (también llamado hidrómetro), aparato que mide la gravedad específica de los líquidos. Cerca del 1787 descubrió la ley de Charles. Su descubrimiento fue previo al de Louis Joseph Gay-Lussac, que publicó en 1802 la ley de expansión de los gases. Charles fue electo en 1793 como miembro de la Académie des Sciences, instituto real de Francia. Fue profesor de física hasta su muerte el 7 de abril de 1823.

Amedeo Avogadro (Lorenzo Romano Amedeo Carlo Avogadro), Conde de Quaregna y Cerreto, (*Turín, 9 de agosto de 1776 - Turín, 9 de julio de 1856) físico y químico italiano, profesor de Física en la universidad de Turín en 1834. Formuló la llamada Ley de Avogadro, 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, y en su honor se le dio el nombre al Número de Avogadro.

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OXÍGENO E HIDRÓGENO EL OXIGENO Estado Natural Es el elemento más abundante en la corteza terrestre. En estado libre se encuentra en la atmósfera mezclado con nitrógeno, dióxido de carbono, vapor de agua, gases nobles y otros elementos formando moléculas diatómicas de O2. Combinado con otros elementos, lo encontramos en el agua, en numerosos compuestos orgánicos e inorgánicos y formando parte de todos los organismos animales y vegetales. 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 15,999 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. ::: ö. 1,429 g/l - 214,4ºC - 183ºC -2, -1 (en oeróxidos), + 2 (en OF2) 16 17 18 8º , 8º , 8º

Propiedades físicas En condiciones normales (CN) o estándares un gas incoloro, inodoro e insípido. Un poco más pesado que el aire y poco soluble en el agua, La

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configuración electrónica del oxígeno es 1 s 2 2 s2 2 p4, con dos electrones 2p no apareados. La estructura de Lewis más sencilla para O2 es

El oxígeno presenta tres isótopos naturales: 8º16, 8º 17, 8º18. Exhibe alotropía, puede existir como elemento en varias formas; constituye moléculas diatómicas (O2) y moléculas triatómicas (O3) para conformar el ozono, el cual es un gas. Propiedades químicas A condiciones normales es un gas moderadamente activo, pero a temperatura alta se combina con la gran mayoría de los elementos, debido a su gran tendencia por ganar electrones. Los compuestos que forman el oxígeno con otros elementos se denominan óxidos; si la combinación se realiza con un metal recibe el nombre de óxido básico y si la combinación la hace con un no metal, óxido ácido. Con algunos metales se combina en forma rápida y violenta. Con otros metales se combina a temperaturas elevadas. Cuando algunos metales se dejan al aire sufren alteraciones debido a la acción del oxígeno formando el orín, oxido de hierro (III), proceso que se conoce con el nombre de corrosión o herrumbre de los metales. Las reacciones en las cuales el oxígeno se combina con los elementos recibe el nombre de oxidación u oxigenación, hay traspaso de electrones; o sea, son reacciones de óxido reducción. Combustión Es una reacción de oxidación que se desarrolla en forma rápida y está acompañada de desprendimiento de luz y de calor. En toda combustión intervienen siempre dos sustancias: combustible y comburente. El combustible es la sustancia que arde o se combina con un gas y el comburente es la sustancia que mantiene viva la combustión. Por ejemplo el carbón arde en presencia del aire; el carbón es el combustible y el comburente es el oxígeno del aire.

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En la gran mayoría de las combustiones el comburente es el oxígeno, aunque hay algunas sustancias que arden con comburentes diferentes al oxígeno, como el fósforo en vapores de bromo o el hidrógeno en presencia del cloro. La gran mayoría de los compuestos orgánicos presentan la propiedad de la combustión. Según la cantidad de oxígeno presente en el medio, la combustión ocurre de tres formas similares (los productos de la combustión son: vapor de agua, dióxido de carbono, monóxido de carbono o carbono puro).

La llama Es la combustión de dos sustancias gaseosas acompañadas de incandescencia, una de las cuales actúa como comburente. Las sustancias sólidas y líquidas producen llama si con el calor llegan al estado gaseoso o se volatizan. La llama está conformada por tres regiones o zonas 

Zona interna. De color oscuro y baja temperatura, porque el oxígeno no alcanza a llegar en suficiente cantidad hasta allá. Los gases combustibles que desprende no han entrado en combustión.

Zona de reducción o media. Es la más brillante; ocurre una combustión parcial, porque el oxígeno no logra ponerse en completo contacto con el gas combustible. Se forma vapor de agua y el carbono se encuentra libre en estado incandescente. Zona de oxidación externa. Es menos luminosa que la media. Es la región de mayor temperatura; la combustión ocurre en forma completa para oxidarse el carbono hasta CO o CO2.

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EL HIDRÓGENO Estado Natural Es el átomo del primer elemento de la tabla periódica, el hidrógeno, consta solo de un protón nuclear y de un electrón orbital. En su estado menor energía, este electrón ocupa la capa K, nivel 1s. Como este nivel puede contener todavía otro electrón, los átomos de hidrógeno son capaces de alcanzar un estado aún menor energético, agrupándose cada dos de ellos para formar moléculas H2 que, que a su vez, pueden reaccionar con numerosos otros elementos y originar gran variedad de compuestos hidrogenados. Es el elemento más abundante del universo. En la atmosfera terrestre se encuentra libre en pequeñas cantidades. En estado de combinación se encuentra formando gran cantidad de compuestos. Forma parte de nuestros alimentos y de muchas sustancias como almidón, azúcares, alcoholes,

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grasas, proteínas, ácidos, álcalis. Además es un componente del petróleo y del gas natural. 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 1,008 uma 2,016 uma 1 1 1 s1 H H:H 0,08987 g/l - 259,14ºC - 252,7ºC + 1, -1 (hidruros)) Protio 1H1, Deuterio 1H 2, Tritio 1H3

Propiedades físicas A condiciones normales es un gas incoloro, inodoro e insípido. Es el elemento más liviano que se conoce. Su molécula diatómica, H2; dos átomos de hidrógeno unidos por un enlace covalente simple. Es ligeramente soluble en el agua. Presenta tres isótopos: el protio, deuterio y el tritio, de los cuales el más abundante es el protio. Arde con llama azul poco visible y no mantiene la combustión. Propiedades químicas. A temperatura ordinaria, el hidrógeno es poco activo, pero a elevadas temperaturas o recién producido, estado naciente o en presencia de un catalizador se combina con la mayoría de los elementos.

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Con los halógenos y algunos elementos del grupo VI, se combina para formar haluros de hidrógeno, o hidrácidos gaseosos. De todos ellos, el flúor es el que reacciona en forma más violenta. Sin embargo, el carácter reactivo disminuye en otros elementos, siendo el yodo el de menor reactividad. Teniendo mucha afinidad con el oxígeno, en presencia de éste, el hidrógeno arde con llama pálida; 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. Se en la mezcla inicial fría se hace saltar una chispa eléctrica ocurre una explosión. El hidrógeno es buen reductor. algunos óxidos para reducirlos.

A altas temperaturas, reacciona con

Reacciones con metales. El hidrógeno se combina con los metales activos para formar hidruros.

EJERCICIOS PROPUESTOS Para trabajar en el cuaderno

1.

Cuantos gramos de KCLo3 son necesarios para obtener 8,34 l de oxígeno a CN? R/ 30,41 g de KClO3

2.

Como procedería para eliminar los óxidos que recubren un trozo de hierro?

3.

Completar las siguientes ecuaciones con fórmulas y señalar el nombre de los productos.

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Na + O2 CH4 + O 2 Al + O2 S8 + O 2

4.

¿En qué consiste la combustión? ¿Cuáles son las condiciones necesarias para que se verifique la combustión?

5.

¿Qué importancia biológica tiene el oxígeno?

6.

¿Cómo reconocería el oxígeno en el laboratorio?

7.

¿Cuantos litros de hidrógeno en CN se pueden obtener al hacer reaccionar 47 g de magnesio con ácido clorhídrico? R/ 43,32 l

8.

¿Cuántos gramos de cinc son necesarios combinar con H 2SO4 para obtener 1,35 litros de hidrógeno medido a 17ºC y 500 torr? R/ 2,35 g de Zn

9.

¿Cuántos ml de oxígeno pueden obtenerse en CN por calentamiento de 47 g de HgO? R/ 2430 ml de O2

10.

¿Cuántos g de hidrógeno se pueden producir al hacer reaccionar 162 g de cinc de pureza al 90% con exceso de ácido clorhídrico? R/ 4,49 g de H2

59


11.

Mencionar 5 elementos capaces de desplazar al hidrógeno de sus ácidos.

12.

¿Cómo se puede reconocer el hidrógeno en el laboratorio?

13.

¿Qué importancia tiene el hidrógeno como fuente de energía?

14.

Completar las siguientes ecuaciones con fórmulas y nombres:

15.

La densidad del oxígeno en CN es: a. 2,38 g/l b. 0,69 g/l c. 1,429 g/l d. 0,69 g/cc e. 14,2 g/cc

16.

El volumen de oxígeno obtenido en CN por la descomposición de 8,66 g de KClO3 es de: a. 3,28 l b. 7,57 l c. 5,44 ml d. 0,52 l e. 2, 37 l

60


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 24ยบC y 1,02 atm. R/ 10,2 g de KClO3

63


SOLUCIONES LOGROS ESPERADOS  Identificar y diferenciar correctamente entre una mezcla, una solución y un compuesto puro  Definir los términos cualitativos concentración, soluto, solvente, no saturado, sobresaturado y solubilidad.  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.  Manifiestar inquietudes y deseos de saber acerca de la resolución de problemas de soluciones y los relaciona con casos de la vida diaria.  Se adapta fácilmente al cambio de actividad. SOLUCIONES Una solución es una mezcla homogénea de dos o más sustancias. La sustancia disuelta se denomina soluto y está presente en pequeña cantidad en comparación con la sustancia donde se disuelve denominado solvente. Ya vimos dos tipos de mezclas: Mezclas heterogéneas (como el granito), en las cuales los componentes se pueden ver a simple vista, y mezclas homogéneas (como el agua de mar), en las cuales difícilmente se puede detectar sus componentes.

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Una solución que conste de dos o más componentes carece de las propiedades físicas constantes de una sustancia pura, como son los puntos de fusión y de ebullición, densidad, presión de vapor, etc. En las soluciones algunas de estas propiedades dependen de la concentración de las partículas componentes y no de su naturaleza. Tales propiedades se conocen como propiedades coligativas y son: el descenso de la presión de vapor; la depresión en el punto de congelación; la elevación en el punto de ebullición y la presión osmótica. COMPONENTES Y CLASES DE SOLUCIONES Cuando se mezclan los componentes se forma una solución, 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. Según el número de componentes, una solución puede ser binaria, ternaria, etc. Teniendo en cuenta el estado físico del disolvente y del soluto, 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. La importancia de este tipo de solución es evidente, puesto que los procesos biológicos de alimentación se realizan en soluciones líquidas, así como la mayoría de las reacciones químicas. Las partículas del soluto en las soluciones son muy pequeñas. Si una mezcla homogénea posee partículas mayores se clasifica como un coloide o una suspensión. Las soluciones líquidas son las de mayor interés y de éstas las acuosas son las de mayor importancia.

65


Las soluciones acuosas se clasifican en: Iónicas o electrolíticas, aquellas que conducen la corriente No electrolíticas, malas conductoras de la corriente. 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.

Los iones cloruro negativos y los iones sodio positivo sobre la superficie del cristal de cloruro de sodio atraen las moléculas polares del agua. 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.

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Estos iones entran en la solución como conglomerados de iones rodeados por un número variable de moléculas del agua. El proceso se denomina solvatación. La solvatación es la interacción de moléculas del solvente con moléculas, átomos o iones del soluto para formar agregados en solución. Debido a la agitación molecular, los iones solvatados se difunden rápidamente a través de un exceso de sólido, 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. En general, las sustancias iónicas y polares se disuelven rápidamente en sustancias polares. SOLUBILIDAD Si algunos solutos y solventes son completamente solubles entre sí, son miscibles en cualquier proporción. El alcohol etílico y el agua son miscibles en todas las proporciones; todos los gases son totalmente miscibles entre sí. Sin embargo, otros solutos son solubles sólo en cantidad definida de un solvente dado a determinada temperatura. La cantidad máxima de soluto que puede disolverse en una cantidad dada de solvente a una determinada temperatura se denomina solubilidad. Generalmente, la solubilidad se mide determinando la cantidad de soluto que se disuelve en 100 gr. de solvente a una temperatura constante. Cuando el azúcar se adiciona continuamente al café, se encuentra un punto donde no se disuelve más azúcar, acumulándose el azúcar adicional como un sólido en el fondo de la taza (un precipitado). Una solución está saturada cuando llega a un estado de equilibrio dinámico. Solución saturada es aquella en la cual están en equilibrio el soluto disuelto y el soluto sin disolver, o sea, 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. La solubilidad de una sustancia generalmente aumenta con la temperatura. Si se enfría una solución saturada, la solubilidad disminuirá y precipitará el exceso del soluto.

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A veces ocurre que al enfriar la solución caliente y saturada, el soluto disuelto no precipita y permanece en disolución; la solución contiene ahora más soluto disuelto del que corresponde a su temperatura actual y se dice que ella está sobresaturada. Solución sobresaturada es aquella que contiene más soluto que el requerido a las condiciones existentes. 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. UNIDADES DE CONCENTRACIÓN DE LAS SOLUCIONES. Los términos diluido y concentrado expresan concentración relativa, pero no tienen un significado exacto. Una solución con mayor cantidad de soluto que otra se dice que está más concentrada. Por el contrario aquella con la menor cantidad de soluto se dice que está diluida. La concentración de una solución es la cantidad de soluto contenido en una cantidad determinada de solución o disolvente. La concentración se expresa en unidades físicas: gramos, centímetros cúbicos o litros; o en unidades química: moles o equivalentes. Expresión de la concentración en unidades físicas. 

Porcentaje en masa (% m/m). Indica los gramos de soluto contenido en cada cien gramos de solución (masa de soluto + masa de solvente).

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.

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Porcentaje por volumen (% V/V). Se refiere al volumen de soluto por cada 100 cc de solución.

Partes por millón (ppm). Es un método comúnmente usado para expresar concentración de soluciones diluidas en partes por millón, o ppm. Esta unidad se define como el número de miligramos de soluto presentes en un kilogramo de solución. Para soluciones acuosas, donde un kilogramo de solución tiene un volumen aproximado de un litro, se puede emplear la relación.

Expresión de la concentración en unidades químicas 

Molaridad (M). Es el número de moles de soluto contenido en un litro de solución. La molaridad es la unidad de concentración que se encuentra con mayor frecuencia en la química elemental. Una solución de 1 molar (1M) es aquella que contiene una mol de soluto por litro de solución.

Molalidad (m). Es el número de moles de soluto contenidas en un kilogramo de solvente.

Equivalente gramo (eq-g) o equivalente químico. Puede definirse de dos formas, dependiendo que la reacción sea de óxido-reducción o de neutralización ácido-base. Para una reacción de óxido reducción, el equivalente gramos es la cantidad de sustancia que reacciona con una mol de electrones o produce ésta. Para una reacción de ácido base, un equivalente gramo

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es la cantidad de sustancia que reacciona con un mol de iones hidrógeno o iones hidroxilo o produce ésta o éstos. En las reacciones de óxido reducción, 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. En la reacción de neutralización, ácido base, se determina la masa de un equivalente gramo de compuesto dividido por su masa molecular por la carga total positiva o negativa, sin tener en cuenta el signo. 

Equivalente gramo de ácidos. 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.

Equivalente gramo de las bases o hidróxidos. 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.

Equivalente gramo de las sales. Se determina dividiendo la masa de un mol de sal por la carga total del catión.

Normalidad (N). Es el número equivalente – gramo de soluto contenido en un litro de solución. La unidad es normal y su símbolo es N

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Los equivalentes se miden la cantidad de sustancia presente y son análogos a las moles. La normalidad es una unidad de concentración análoga a la molaridad.

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. Si con el mismo solvente y diversos solutos se preparan soluciones de la misma concentración y se comparten sus propiedades, encontramos que estas son de dos clases. En primer lugar, se observa que hay propiedades que difieren mucho de una solución a otra, como el índice de refracción, la viscosidad, la densidad, la conductividad, etc.; mientras que otro grupo de propiedades, entre ellas el punto de ebullición y de congelación, la presión de vapor y la presión osmótica presentan valores muy semejantes. En el primer grado la magnitud de la variación depende de la naturaleza del solvente y del soluto; en el segundo grupo, la variación de las propiedades depende del número de moléculas, es decir, de la concentración molar del soluto presente, sin que influya mucho la naturaleza. Si, por ejemplo, se tienen dos soluciones molales de cloruro de sodio y azúcar, observamos que la primera presenta una alta conductividad eléctrica, mientras que la segunda no la conduce. Este tipo de propiedades, que dependen de la naturaleza de los componentes de la solución y, en menor grado, de su concentración reciben el nombre de constitutivas. 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

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Aumento del punto de ebullición

Presión osmótica.

Presión osmótica En una solución, las partículas del soluto se comportan como si estuvieran en estado gaseoso, ya que, en virtud de su energía cinética, están animadas de un movimiento desordenado y, al chocar con las paredes del recipiente, ejercen una fuerza que, referida a la unidad de superficie, es una presión. 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 la misma temperatura, en estado gaseoso y ocupando el mismo volumen. Experimentalmente se han determinado las siguientes leyes: A una temperatura dada, la presión osmótica es directamente proporcional a la concentración molar del soluto. La presión osmótica es directamente proporcional a la temperatura absoluta de la solución. A iguales concentraciones molares y de temperatura, las soluciones presentan la misma presión osmótica. Dos soluciones son isotónicas cuando poseen la misma presión osmótica; si ésta es diferente, la que posee mayor presión osmótica se llama hipertónica y la de menor presión, hipotónica. Ósmosis, es la difusión entre dos soluciones separadas por una membrana orgánica o por un tabique poroso. Si la membrana es permeable, las moléculas del solvente y soluto la atraviesan libremente y la concentración final de las soluciones se iguala. Pero si la membrana es semipermeable, solo permite el paso de las moléculas del solvente y éste pasará de la solución más diluida a la más concentrada. El estudio de la ósmosis se realiza con el osmómetro. Se observa que el nivel del tubo asciende lentamente hasta estabilizarse. La diferencia de

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altura entre la superficie libre del liquido y el nivel alcanzado en el interior del tubo es debido al aumento de la presión hidrostática, la cual es igual y de sentido contrario a la presión osmótica y sirve para determinar fácilmente esta última. El cálculo de la presión osmótica (π) se hace aplicando las leyes de los gases ideales. Se supone que la solución molar de un compuesto no iónico, en condiciones normales, ocupa un volumen molar de 22,4 litros

π = presión osmótica V = Volumen de la solución , n = moles de soluto R = constante universal de los gases Como n/V = c, se reemplaza en la ecuación anterior y queda: π=cRT c es el número de moles en la unidad de volumen. Esta ecuación sólo debe usarse para soluciones diluidas.

EJERCICIOS RESUELTOS 1. Hallar la concentración molar para 5 lt de solución que se prepararon con 200 gr. de hidróxido de sodio. Masa de 1 mol de NaOH = 40 g

5 moles de NaOH

R. la solución es 1 mol/l ó 1 molar

2. Calcular la molalidad de una solución que se prepara adicionando 0,250 moles de soluto a 120 gr. de agua.

73


m = 2,08 mol/Kg. R. La solución es 2,08 molal

3. Cuál es la normalidad de una solución de NaOH que contiene 12 gr de NaOH en 600 ml de solución

0 39,99 g de NaO=H

= 0,30 eq-g de NaOH

R. la solución es 0,5 eq-l ó 0,5 normal

4. Calcular el volumen de solución de 0.750 M de gr. de

que contiene 165

V = 2,24 litros R. se deben disolver los 165 g de

74

en 2,24 litros de solución


EJERCICIOS PROPUESTOS Para responder en el cuaderno 1.

Describe la diferencia entre una mezcla homogénea y una heterogénea.

2.

Se disuelve 25 g de KNO 3, en 78 g de agua; calcular la concentración de la solución en porcentaje m/m. R/ 24,27 % m/m

3.

a. ¿Qué es una solución saturada? b. ¿Qué es una solución insaturada? c. ¿Cómo se prepara una solución saturada?

4.

Una solución saturada de K 2 SO4 en agua contiene 4,3 g de sal en 100 cc. Calcular la normalidad de la solución R/ 0,49 N

5.

6.

Citar un ejemplo para cada uno de los siguientes tipos de solución: a.

el soluto y el solvente son gases.

b.

el soluto es un sólido y el solvente es un líquido.

c.

el soluto y el solvente son líquidos.

750 cc de una solución de KOH en agua contienen 44g de base. Hallar la concentración molar de la solución. R/ 1,04 M

7.

Escribir los nombres de las unidades de concentración representadas por:

75


a. moles de soluto por litro de solución b. masa de soluto en 100 cc de solución. c. masa de soluto en 100 g de solución. d. número de equivalentes gramos de soluto en 1 litro de solución

8.

Calcular la molalidad de cada una de las soluciones siguientes: 10 g de C2H 5 OH en 200 g de H 2O a. 36 g de NaCl en 100 g de H 2O R/ a. 1,09 m; b. 6,15 m

9.

Calcular la presión osmótica a 32º C de una solución de concentración de 2,7 M de un soluto no iónico. R/ 67,52 mm Hg

10.

El agua es uno de los mejores solventes químicos que se conoce. ¿Qué tipo de sustancias cree usted que disolverá? ¿Qué clases de sustancias serán insolubles en agua?

11.

Se disuelven 3,7 g de Ca(OH) 2 en 250 ml de solución. normalidad y la molaridad de la solución

Hallar la

R/ 0,2 M y 0,4 N

12.

El HCL puro es mal conductor eléctrico, como también lo es el agua líquida pura. Sin embargo, cuando se mezclan estos líquidos, la solución que resulta conduce bien a la corriente. Explicar esto.

13.

Cuántos gramos de Ca(OH)2 se encuentran en una solución 1,7 m que contiene 7 Kg de solvente? R/ 881,74 g Ca(OH) 2

76


14.

Cuantos gramos de ácido fosfórico (H 3PO 4) son necesarios para preparar 150 cc de solución 0,2 N que se empleará en una reacción de neutralización donde intervienen los tres hidrógenos? R/0,98 g H2SO4

15.

Suponiendo que el agua del mar contiene 2,8% m/m de NaCl y que su densidad es de 1,03 g/ml. ¿Cuál será la molaridad del NaCl en el agua de mar? R/ 0,49 M

16.

En un proceso de solución puede suceder que la temperatura de la solución aumente. Al calentar la solución, ¿aumentará la solubilidad de un sólido?

17.

Qué masa en gramos de NaNO 3 se debe tomar para preparar cada una de las siguientes soluciones en agua. a. 500 ml de solución 0,005 M en Na NO 3? b. 70 ml de solución 0,5 N? c. 0,5 Kg de solución 0,005 molal? R/ a. 0,21 g; b. 2,98 g; c. 2,11 g y 497,89 g de H2O

18.

¿Cuántos gramos de H 2SO4 contienen 750 ml de solución 0,35 N del mismo ácido? R/ 12,86 g

19.

Establecer diferencias entre: a. Molaridad y normalidad. b. soluto y solvente. c. Fase dispersante y medio dispersante.

77


20.

En 35 g de agua se disuelven 5 g de HCl. La densidad de la solución que resulta es 1,06 g/cc. Hallar su concentración en; a. % en m/m b. % m/V E c. En M d. En N R/ a. 12,5%; b. 132,5 g/l; c. 3,6 M; d. 3,6 N

21.

Cómo se puede diferenciar experimentalmente entre un electrolito y un no electrolito?

22.

Cuántos gramos de yodo, I2, hay que disolver en 100 ml de tetracloruro de carbono, CCl 4, (d = 1,595 g/ml), para obtener una solución de I 2 0,10 m? R/ 4,05 g

23.

Hallar la presión osmótica a 40ºC de una solución que contiene 16,1 g de Fe(OH) 3 en 170 ml de solución acuosa. R/ 90,6 atm.

24.

La presión osmótica de la sangre a 37ºC es de 7,65 atm. ¿Cuántos gramos de glucosa deben utilizarse por litro para una inyección que debe tener la misma presión osmótica que la sangre?

25.

La cantidad en gramos de hidróxido de sodio de pureza al 99% necesarios para preparar 1 lt de solución molar es: a. 19,80 b. 39,60 c. 20,20 d. 40,40 e. 82

78


26.

Cuál de las siguientes soluciones está más concentrada: a. 1 M de HCl b. 1 m de HCl c. 1 N de HCl d. 0,364 g de HCl en 0,001 de solución e. Todas las anteriores presentan igual concentración

27.

Normalidad es el nombre de: a. moles de soluto por litro de solución b. Equivalente gramo de soluto en 1000 g de solvente c. Moles de soluto en 1000 g de solvente d. Equivalente gramo de soluto por litro de solución e. Moles de soluto por Kg de solvente.

28.

Se disuelven 0,5 moles de soluto en 500 ml de agua; la concentración de la solución es: a. 1N b. 0,5 M c. .1 M d. 0,5 m e. 0,5 N

29.

Una solución 2 M de ácido sulfúrico (H 2SO4) equivale a: a. 4 N b. 6 N c. 2 N d. 0,5 N e. 1 N

79


30.

El peso para 1 equivalente gramo de Al(OH) 3 es: a. 26 g b. 13 g c. 52 g d. 40 g e. 78 g

31.

Para preparar 5 l de una solución 0,q M de NaOH son necesarios: a. 10 g b. 0,5 g c. 20 g d. 5 g e. 30 g

32.

441 g de HCl se disuelven en 1500 ml de solución; su molaridad es: a. 2,1 b. 3 c. 4,2 d. 6 e. 8

33.

La clara de huevo es un ejemplo de dispersión de: a. gas en sólido b. gas en líquido c. liquido en sólido d. sólido en líquido e. líquido en líquido.

80


34.

1,65 equivalentes gramo de Fe(NO3)3 tienen una masa (en g) de: a. 399,2 b. 960 c. 133,6 d. 90 e. 820

35.

Cuando una solución contiene moles de soluto por kilogramos de solvente, se expresa en la siguiente concentración: a. Normalidad b. Molalidad c. Molaridad d. Porcentaje e. Fracción molar.

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. La concentración en el equilibrio C y D es de 0,2 M R/ Ke = 0,028

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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.  Demostrar el conocimiento y la aplicación de las variables que influyen en la velocidad de la reacción, como los factores que afectan el desplazamiento del equilibrio en una reacción química.  Comprender procesos energéticos y relacionarlos con ejemplos de la naturaleza.  Calcular las entalpías de formación estándares, para procesos químicos, conociendo las entalpías de formación estándares y la descripción del proceso.  Analizar los factores que influyen sobre la velocidad de las reacciones.  Formular preguntas y problemas teóricos y prácticos del equilibrio químico, desde las teorías explicativas y a través de formulaciones vincula el conocimiento científico con la vida cotidiana.  Calcular las concentraciones de reactivos y/o productos, en un sistema en equilibrio, conociendo el valor de la constante. PRIMER PRINCIPIO DE LA TERMODINÁMICA La termodinámica describe el comportamiento de sistemas macroscópicos, en lugar de moléculas individuales. En un sistema lógico basado en unas pocas generalizaciones conocidas como las leyes de la termodinámica. La primera ley o primer principio de la termodinámica es la expresión generalizada de la conservación de la energía. Experimentalmente, la energía presente en algún sistema no puede crearse ni destruirse, pero se puede transformar e intercambiar entre el sistema y su exterior. Cuando se especifica el estado de un sistema material, éste posee una energía determinada, conocida como energía interna (H). Si el sistema

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absorbe o cede calor (q), o cualquier trabajo (w), con lo cual ha de variar la energía interna del sistema (∆H), 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. Por definición, el calor que se agrega al sistema es trabajo positivo, y el trabajo que se desprende del sistema es negativo. La palabra sistema se refiere a la porción de materia que se investiga. Velocidad de las reacciones Algunas reacciones químicas suceden muy lentamente, otras a velocidad explosiva, y otras a velocidad intermedia. La solución de depósitos de piedra caliza subterráneos, debido al agua que contiene dióxido de carbono para formar cavernas, es un ejemplo de reacción lenta; puede tomar siglos. La explosión de TNT es un ejemplo de reacción rápida. 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. Se expresa generalmente en moles por litro de uno de los reactantes que se consumen en cada unidad de tiempo (segundo o minuto), o bien en moles por litro de uno de los productos que se constituyen en la unidad de tiempo. Ejemplo: Veamos la reacción de un trozo de zinc con acido clorhídrico, según la siguiente ecuación

Solución: Expresamos la velocidad de la reacción así:

O también

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Teoría de las colisiones Para que se realice una reacción es indispensable que las partículas reaccionantes estén en contracto, el cual se produce por medio de choques, resultado de movimiento continuo y desordenado de las partículas de los reactivos. Al producirse las colisiones, las distancias entre las partículas que reaccionan son mínimas, con lo cual pueden producirse rotura y creación de enlaces, de modo que se originan los productos de la reacción. La experiencia indica que hay reacciones veloces, mientras que otras son lentas, lo cual significa que no en todos los choque se lleva a cabo una reacción. Para que la reacción se produzca, las moléculas deben chocar, pero para que la reacción se realice, las moléculas deben producir una energía cinética suficientemente elevada. Para romper los enlaces de las moléculas de las sustancias reaccionantes y se adquiera un reordenamiento atómico, se requiere una cantidad determinada de energía, conocida como energía de activación. Si dos moléculas (A2 y B 2) chocan, pueden presentarse los siguientes casos: Si las dos moléculas poseen la energía de activación indispensable, la colisión es eficaz y da como resultado los productos de reacción. Para que un choque resulte eficaz se necesita, además que las moléculas tengan la E A adecuada. Que su orientación espacial sea favorable al producirse la colisión. Cuando las moléculas no tienen la energía de activación indispensable, al ocurrir el choque, rebota y se aleja. 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, en el ordenamiento intermedio de los átomos debe haber un contenido

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energético. A este ordenamiento le llamamos estado de transición y es inestable, pues se descompone con rapidez, de modo que se obtienen los productos de reacción o, en el caso contrario, los reactivos nuevamente. Para que ocurra la reacción s indispensable que haya choques entre las moléculas y que sean eficaces. Los factores que determinan aumento en la frecuencia de los choques, y por consiguiente, en el número de moléculas activadas, favorecen la velocidad de una reacción. Entre estos factores tenemos: naturaleza de los reactivos, concentración, temperatura, catalizadores, superficie de contacto, etc. FACTORES QUE AFECTAN LA VELOCIDAD DE REACCION Naturaleza de los reactivos Según la naturaleza de los reactivos, las reacciones pueden ser:  Rápidas a temperatura ambiente. Cuando en las reacciones no se producen rupturas de enlaces.  Lentas a temperatura ambiente. Cuando en las reacciones se producen rupturas de enlaces. Las siguientes reacciones ocurren a temperatura ambiente: 1. 2. 3. La primera reacción ocurre a gran velocidad; la segunda una velocidad moderada; la tercera es muy lenta a temperatura ambiente, por lo cual puede afirmarse que no hay reacción. Esta diferencia de velocidades se debe a las características de los distintos reactivos que forman parte de los procesos.

Concentración En muchos procesos se cumple que al aumentar la concentración de algunos de los reactivos aumenta la velocidad de reacción. Si quemamos un trozo de

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madera en el aire, arde lentamente, pero si realizamos la misma experiencia en atmosfera de oxigeno puro, la madera arde con mayor rapidez. Esto significa que la combustión presenta distinto comportamiento debido a las diferencias de concentración de oxigeno utilizadas en las dos experiencias. Como la velocidad de reacción depende del número de choques que ocurren entre las moléculas de las sustancias reaccionantes, un aumento del número de partículas en el mismo volumen implicara un mayor número de choques moleculares, que incrementa la velocidad de reacción. 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, 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, 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, V, de acuerdo con la ley de acción de las masas será:

K es una constante de proporcionalidad, que es función de la temperatura. Temperatura Al aumentar la temperatura siempre hay un aumento en la velocidad de reacción. Aproximadamente, un aumento de 10º C duplica la velocidad de reacción. Cuando las reacciones son muy lentas a temperatura ambiente y su temperatura se eleva algunos centenares de grados, se vuelven instantáneas.

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En el efecto producido por un incremento de la temperatura en la velocidad de reacción se debe a dos factores.  Una temperatura mayor permite mayor movimiento de las partículas, con lo cual se obtienen más choques por unidad de tiempo.  Las partículas poseen mayor energía, de modo que también aumentara el número de moléculas activadas, y el número de choques eficaces será mayor. Catálisis Gran numero de reacciones, que son muy lentas cuando se combinan los reactivos, se pueden agilizar adicionando al sistema otra u otras sustancias llamadas catalizadores, los cuales se recuperan sin que sufran alteraciones al final de la reacción. Catálisis es el proceso que modifica la velocidad de una reacción bien sea aumentándola o disminuyéndola, mediante el empleo de un catalizador. La función de un catalizador en los procesos químicos es modificar la energía de activación, con lo cual varía la velocidad de ese proceso pero en ningún momento el estado de equilibrio del sistema. Cuando el catalizador es positivo, la velocidad de reacción aumenta; si el catalizador es negativo, el proceso es más lento. En los organismos vivos se

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producen muchas reacciones debido a la acción de las enzimas que actúan como catalizadores biológicos. En la industria, la catálisis se utiliza en la síntesis del amoniaco, del acido sulfúrico, entre otros. La catálisis es homogénea ocurre cuando los reactivos y el catalizador se hallan en fase homogénea; por ejemplo: en fase liquida, la reacción de esterificación entre algún acido orgánico y un alcohol, utilizando el acido sulfúrico como catalizador. Cuando los reactivos son sólidos y el catalizador se encuentra en fase liquida o gaseosa, hablamos de catálisis heterogénea, como en el caso de la hidrogenización del etano en fase gaseosa, catalizada por el platino o por el níquel divididos en partes muy pequeñas. EQUILIBRIO QUIMICO En muchas reacciones químicas se convierten casi todos los reactivos (al menos la cantidad limitante) en productos, con un conjunto determinado de condiciones. En otras reacciones, al formarse los productos reaccionan a su vez para volverse a dar a los reactivos iníciales. En este caso, dos reacciones opuestas se efectúan simultáneamente, se produce formación de algunos productos, pero ninguno de los reactivos se convierte en su totalidad en producto. El estado en el cual dos reacciones exactamente opuestas se realizan a la misma velocidad se conoce como equilibrio químico. Además, cuando los productos pueden reaccionar para formar nuevamente los reactantes, se consideran como reacción reversible. Un ejemplo bastante representativo es el siguiente:

Al calentar a 400ºC, en un matraz cerrado, una cantidad de HI se descompone en I2 y H 2, pero no totalmente, pues en un momento dado las cantidades relativas de HI, I2 y H2 son constantes. Si en el mismo matraz, en las mismas condiciones, colocamos I 2 y H2 se forma algo de HI, con lo cual se llegaría a las mismas concentraciones finales de HI, I 2 y H2 del caso anterior; como el proceso es reversible la ecuación es:

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La reacción directa se expresa hacia la derecha; la reacción inversa ocurre una vez que se ha formado el I2 y H 2. Ella se realiza al comienzo lentamente para posteriormente aumentar su velocidad a medida que aumenta la concentración. Equilibrio químico es el estado final de una reacción reversible, en el cual las concentraciones de las sustancias son constantes. El estado de equilibrio se caracteriza por: 

Ser dinámico. Su situación se mantiene estable por la igualdad de las velocidades en los procesos directo e inverso.

Ser espontáneo. Los sistemas químicos avanzan hacia el estado de equilibrio en forma espontánea.

Ser único. Las propiedades y la naturaleza del estado de equilibrio son las mismas, sin que sean afectadas por la dirección (directa o inversa) desde que se alcanza el estado de equilibrio.

La constante de equilibrio Para cualquier sistema gaseoso reaccionantes en equilibrio, a una temperatura dada, el producto de las concentraciones de las sustancias que aparecen en el lado derecho de la ecuación, dividido por el producto correspondiente de las concentraciones de las sustancias de la izquierda, cada una de estas concentraciones elevada a una potencia igual al coeficiente correspondiente en la ecuación balanceada, es un valor constante. 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. El valor K c es constante y depende

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solamente de la temperatura y de la naturaleza de la reacción. Este resultado general se llama ley de equilibrio químico o ley de acción de masas. 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. Si la ecuación de equilibrio se invierte, intercambiando los lados derecho e izquierdo, la nueva constante de equilibrio es el recíproco de la constante inicial. 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, 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.” El cambio es algo que se hace sobre el sistema (no es producido por la reacción en equilibrio). Los cambios o estímulos que se consideran son: temperatura, presión, adición de catalizadores y variación en la concentración. Efectos en los cambios de temperatura Si se aumenta la temperatura (a volumen constante) de un sistema de equilibrio, este se desplazará en el sentido que absorba calor. La reacción directa libera calor (exotérmica), mientras que la inversa lo absorbe (endotérmica), Efectos en los cambios de concentración. 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. Vale aclarar que los cambios en la concentración no afectan el valor de la constante de equilibrio.

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Efecto de los cambios de presión. Si se aumenta la presión de un sistema en equilibrio, el equilibrio se desplazará en forma que disminuya el volumen lo máximo posible, es decir, en el sentido que alivie la presión. Calculo de la constante de equilibrio. El valor numérico de la constante de equilibrio para una reacción determinada se obtiene sustituyendo los valores de las concentraciones, determinadas experimentalmente, en la expresión de equilibrio de la reacción.

EJERCICIOS RESUELTOS 1. Si se añaden 100 J de calor a un sistema, y se efectúa 0,100 j de trabajo sobre él, ¿Cuál es el valor de H?

R.

vale 200j

2. Para la reacción explique si al elevarse la temperatura se incrementa o se disminuye la velocidad de: a. la reacción hacia la derecha b. La reacción hacia la izquierda c. Qué efecto es más grande? R. a. Aumenta

b. Disminuye

El incremento de temperatura aumenta todas las velocidades a. El calor añadido desplaza el equilibrio hacia la izquierda. Esto significa que la reacción inversa se acelera más que la reacción hacia la derecha.

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3. Escribir las expresiones para la constante de equilibrio de las siguientes reacciones: a. b. c.

Como las tres reacciones, todos los compuestos presentes en el equilibrio son gases, se aplica directamente la ley que gobierna el equilibrio químico de los gases.

a.

b. c.

4. Escribir las expresiones para las constantes de equilibrio de las siguientes reacciones: a. b. c.

La ley de equilibrio también se puede aplicar a reacciones que involucran sólidos y líquidos puros como también gases. Se ha comprobado que cuando en el equilibrio está presente un sólido o un líquido, su cantidad no afecta la posición del equilibrio. En general a temperatura constante, no puede variase la concentración de cualquier sustancia pura líquida o sólida, que en consecuencia, permite no incluir la fase condensada pura en la expresión de la acción de las masas.

a.

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b. c.

5. 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). a. b. c.

6. 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: 9,6% de NH3, 22,6% de N 2, y 67,8% de H 2. La presión total es 50 atm. 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, la pres ión parcial de un gas i, p, en una mezcla es proporcional a la fracción de volumen, Xi , del gas en la mezcla Pi = Xi x Ptotal donde Ptotal es la presión total de la mezcla gaseosa. Por tanto, la presión de cada gas en el equilibrio será

Ptotal

= 50,00 atm

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7. 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 = 1,50 x 10-3 M y [NO 2] = 0.571M. calcular el valor de la constante de equilibrio. Como las concentraciones están dadas en moles /litro (molaridad), se puede escribir

8. Para la mezcla gaseosa en equilibrio a 490º C, 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] = 0,431 x 10-3 mol/litro. Calcular K e. Puesto que se trata de concentración condición:

(Observe que unidades)

en equilibrio, se satisface la

∆n = 0, por eso, la constante de equilibrio no tiene

9. Refiriéndonos al problema anterior, si las concentraciones de H 2 y Hl son 2,0 moles litro y 10 moles/litro respectivamente, ¿Cuál será la concentración de l 2 en equilibrio a 490º C? Como ya se conoce la constante de equilibrio para la reacción mencionada, basta con despejar la concentración de l 2, [„l2]; en la ecuación, luego sustituir los valores

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EJERCICIOS PROPUESTOS

1. ¿Qué relación existe entre energía interna y calor de reacción?

2. Cuando un compuesto A y un compuesto B reaccionan para dar un compuesto C, la reacción puede verificarse en forma sólido, líquida o gaseosa. ¿En qué caso la velocidad de reacción es mayor?

3. ¿Qué dice el principio de Le Chatelier acerca del efecto de añadir una mezcla de antes de que alcance el equilibrio?

4. 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. R. 24,4 kilojulios

5. Cuando se disuelve en un litro de agua 90 g de nitrato de amonio, la temperatura desciende a 5º C. ¿Cuál será la energía de reacción? ¿Influye siempre la temperatura en el equilibrio químico?

6. ¿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.

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7. En el sistema A (g) + B (g) = C (g), las concentraciones encontradas en la mezcla en equilibrio son 3,0; 4,0 y 2,0 moles/litro respectivamente. Calcular la constante de equilibrio K e. R. 0,167 litro/mol

8. El hidrógeno gaseoso, 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). Si se tiene un equilibrio de 2,0 moles de H 2S, 1,5 moles de H2 y 3 x 10-5 moles de S 2 en un recipiente de 10 litros a 700ª C. ¿Cuál es el valor de K e? R. 5,93 x 105 litro/mol

9. Para la reacción 2SO2 (g) + O 2 (g) = 2SO3 (g), las concentraciones de las mezclas en equilibrio a 530º C son [SO3] = 8 mol/litro; [O 2] = 1 mol/litro; [SO2] = 0,4 mol/litro. Calcular la constante de equilibrio. R. Ke = 400 litros/mol

10. PCl5 (g) = PCl3 (g) + Cl2. Se calienta una determinada cantidad de PCl 5 en un recipiente de 10 litros a 230º C. En el equilibrio la vasija contiene 0,30 moles de PCl 5, 0,40 de PCl3 y 0,40 de Cl 2. Calcular la constante de equilibrio Ke para la disolución de PCl 5 a 230º C. R. 0,0533 mol/litro

11. 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] = 1,0 x 10-4M, [O2] = 2,5 x 10-5 M y [NO] = 7,1 x 10-7M. Calcular Ke. R. 2,0 x 10-4

12. Para la reacción H2(g) + I2(g) = 2HI (g) la constante de equilibrio es 46 a 490º C. 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, ¿Cuál sería la concentración de HI en el equilibrio? R. 2M

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Henri Louis Le Châtelier (Paris 18501936), químico y metalúrgico francés que contribuyó al desarrollo de la termodinámica. En 1888 formuló el principio conocido como „principio de Le Châtelier‟, según el cual, cuando en un sistema en equilibrio se modifica un factor externo (presión, temperatura o concentración), el equilibrio se desplaza de forma que compensa la alteración producida. 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. Le Châtelier fomentó la aplicación de la química en la industria francesa y sus investigaciones afectan a productos como el amoníaco y el cemento; realizó también trabajos sobre siderurgia y cerámica. Entre sus obras destacan Ciencia e industria (1925) y Método de las ciencias experimentales (1936).

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SOLUCIONES DE ELECTROLITOS, ÁCIDOS Y BASES LOGROS ESPERADOS  Demostrar el conocimiento y la aplicación de las teorías de Arrhenius, Brönsted-Lowry, Lewis y los conceptos de pH, ionización del agua, constante de disociación, en la solución de problemas de ácidos y bases en solución acuosa  Plantear preguntas de carácter científico, orientadas a buscar la interrelación de las diversas teorías en las soluciones electrolíticas.  Identificar las especies que intervienen en una reacción, ácidos, bases o ninguno de ellos según, Arrhenius, Brönsted-Lowry, y Lewis.  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. EQUILIBRIO ACIDO-BASE EN SOLUCIÓN ACUOSA IONIZACIÓN DEL AGUA Al agua se le considera generalmente como un no electrolito. Sin embargo se puede demostrar que aún en el agua pura contiene algunos iones, los cuales se derivan de la auto ionización de la molécula del agua, reacción que se puede presentar como sigue ó

EL CONCEPTO “p”, pH, pOH y pK El concepto de pH está ligado a muchas actividades cotidianas, te lavas el cabello todos los días con un champú de pH balanceado, el jabón de tocador

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que usas debe tener un pH adecuado para no maltratar la piel, el pH de la sangre es muy cercano a la neutralidad (7,45). Todas estas expresiones son buena razón para preguntarse sobre el significado y la importancia del pH. En la mayoría de los casos, los intervalos que se observa en concentraciones posibles para los iones H + y OH-, va desde 10 -14 M hasta 1M. Este intervalo tan amplio presenta problemas cuando se comparan diferentes ácidos y bases, además de la dificultad matemática cuando se utilizan valores negativos. Para hacer más sencillo el manejo de los valores, 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. Para hacer esta conversión, se definió como potencial de hidrogeniones o pH el logaritmo negativo de la concentración. El pH de una solución se define como el logaritmo decimal del inverso de la concentración de iones hidrógeno en moles/litro. Esto equivale a decir, que el pH es el logaritmo decimal negativo de la concentración de iones H +. Así pues, por definición,

De igual forma la expresión corresponde para la concentración del ion OH - es pOH, definida como:

Por ejemplo si: pH, mayor es la acidez.

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 +], [OH -], pH y pOH.

10 0


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; así por ejemplo, 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, tiene un pK = 5. 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


SOLUCIONES TAMPON En el “agua pura”, o en una solución acuosa neutra, el pH es 7, indicando que [H+] = 10-7 = 0,0000001. Al agregar 0,001 mol de H + a una solución neutra se eleva [H+ ] a 0,0010001 ó sea 10-3, lo cual representa un pH de 3. [H+] ha aumentado 10000 veces 10-3 / 10-7 = 104. La adición de 0,001 mol de OH - a una solución neutra cambia el pH de 7 a 11,0 o sea que [H+] ha disminuido 10000 veces. Sin embargo algunas soluciones tienen la capacidad de consumir H + y OH- en grandes cantidades sin experimentar un cambio apreciable en el pH. Estas soluciones reciben el nombre de soluciones “buffer”, tampón, amortiguadoras o reguladoras.

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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, “tampón acido”, puesto que el anión de ácido es una base débil. También se puede „reparar la solución tampón mezclando una base débil con una de sus sales “tampón básico”. El ácido débil reacciona con cualquier cantidad de OH agregado, mientras que el papel de la base débil es consumir el H + que puede haberse introducido. Esto impide que se perturbe en mayor grado el equilibrio de HOH ⥨ H+ + OH- y del cual depende el pH de la solución. 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, HA ⥨

H

A

[

] [

[

]

]

De donde [ [

] ]

[

] [

]

Esta es la ecuación que se usa para cualquier tampón acido. Puesto que K a es un valor constante, se deduce que [H +] depende totalmente de la razón de la concentración del ácido, HA, a la concentración de la base A - . Una vez establecida esta razón, se puede determinar el pH de la solución. 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. En resumen una solución tampón es una que contiene una concentración apreciable de ácido débil. Con frecuencia el ácido y la base constituyen un par conjugado, por ejemplo HOAc y Ac -. TITULACIONES ACIDO-BASE Y CUERVAS DE TITULACIÓN En general, 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.

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La titulación ácido-base es una de las técnicas más importantes de la química analítica. 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. Existen principalmente tres tipos de reacciones en las titulaciones ácidobase. 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%; NaCl es una sal neutra. En consecuencia se puede considerar que en realidad se añade es una solución OH - 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 solución se vuelve neutra. Naturalmente que no es necesario que se mezclen cantidades iguales de ácido y base para que ocurra una reacción. En muchos casos se usa uno u otro en exceso y la solución final contendrá una sal y el reactivo en exceso. 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”, en donde el ácido está neutralizado exactamente. En otras palabras, la curva se vuelve casi vertical cuando se mezclan cantidades equivalentes de ácido y base. 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.

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Ácido débil más base fuerte Consideremos, por ejemplo, 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.

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, que es el pH de la solución diluida de CH 3COONa. El sistema CH 3COOH/ CH3COONa actúa como amortiguador sobre el pH.

Ácido fuerte más base débil Las complicaciones encontradas en el caso anterior también aparecen cuando se añade una base débil, amoniaco, por ejemplo, a una solución de ácido fuerte, como HCl. 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 . El pH en el punto de equivalencia es aproximadamente de 5. Los cálculos sobre pH en este caso son semejantes a los de ácido débil más base fuerte.

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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

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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.

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LAS FUNCIONES ORGÁNICAS Y SU GRUPO FUNCIONAL Nuestro cuerpo está constituido por compuestos orgánicos como carbohidratos, lípidos, ácidos nucleicos, proteínas y otras moléculas orgánicas, los cuales cumplen con unas funciones determinadas; por ejemplo, los carbohidratos proveen la energía que el cuerpo necesita. Para reconocer sus propiedades, se debe buscar un mecanismo que permita sistematizar la información que de ellos se tiene. De acuerdo con este criterio, podemos clasificar los compuestos orgánicos en tres grandes funciones: hidrocarburo, oxigenadas y nitrogenadas.  FUNCIONES HIDROCARBURO Los hidrocarburos son compuestos orgánicos cuyas moléculas están constituidas exclusivamente por átomos de carbono e hidrógeno. Dentro de esta familia se encuentran los alcanos, los alquenos, los alquinos y los compuestos aromáticos, como muestra en la grafica siguiente.

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Compuestos binarios ó Hidrocarburos: Constituidos por carbono e hidrógeno

 FUNCIONES OXIGENADAS A este grupo pertenecen todas aquellas sustancias que, además del carbono y el hidrógeno, han incorporado en sus moléculas uno o varios átomos de oxígeno. Entre ellas tenemos los alcoholes como el etanol, los fenoles como el fenol, los aldehídos como el formaldehido, las cetonas como la acetona, los ácidos orgánicos como el ácido acético, los ´teres como el éter etílico, los éteres como el etanoato de etilo y los anhídridos como el anhídrido acético.  FUNCIONES NITROGENADAS Estas sustancias se caracterizan porque en su constitución se encuentra el átomo de nitrógeno además del carbono y el hidrógeno. Son funciones nitrogenadas las aminas como la anilina, las amidas como la acetamida, y los nitrilos como el etano nitrilo. Algunos de estos compuestos tienen en sus moléculas varios grupos funcionales. Si poseen varias veces el

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mismo grupo se llaman funciones múltiples, como en el caso de los carbohidratos. Pero si poseen varios grupos funcionales diferentes en sus moléculas, se llaman funciones mixtas, como sucede con los aminoácidos. Compuestos ternarios: Compuesto por carbono, hidrógeno y otro átomo como oxígeno o nitrógeno o azufre ó halógenos

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Compuestos cuaternarios: Constituidos por carbono, hidr贸geno y otros dos 谩tomos diferentes

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11 4


SISTEMA DE NOMENCLATURA IUPAC Este sistema fue desarrollado por la Unión Internacional de Química Pura y Aplicada (IUPAC), y permite asignar nombres a todos los grupos funcionales y a todas las sustancias orgánicas, por más complejas que sean sus estructuras, con solo aplicar algunas reglas muy sencillas. Para nombrar los hidrocarburos ramificados, es necesario conocer primero el siguiente concepto: el nombre IUPAC para un alcano de cadena lineal consta de dos partes: prefijo, que indica el número de átomos de carbono de la cadena principal y un sufijo (ano), que indica que el compuesto es saturado. Los grupos alquinos; Si un hidrocarburo saturado (alcano) se le extrae un átomo de hidrógeno, la estructura parcial que queda se denomina grupo alquilo. Para nombrar los grupos alquilo se sustituye la terminación ano por ilo o il

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Sufijo secundario

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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. Entre las reglas IUPAC, 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. Si existen dos cadenas diferentes de igual tamaño, se escoge como principal la que tenga mayor número de ramificaciones.

Regla 2: Se numeran los átomos de la cadena principal, 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.

Regla 4: Si hay dos sustituyentes en el mismo carbono, se asigna a ambos el mismo número. Se indica el número de veces que se repite dicho sustituyente con un prefijo (di, tri, tetra,etc.) y la colocación de cada uno de ellos mediante el número correspondiente.

Regla 5: los números que indican la localización de los sustituyentes se colocan delante de los nombres de dichos sustituyentes, separándolos con un guión. En el caso de encontrarse dos o más sustituyentes iguales, los números que indican su posición van separados por comas; luego, se coloca un guión.

Regla 6: El orden en que se nombran los sustituyentes es arbitrario, aunque puede utilizarse el orden alfabético o el orden de complejidad del mismo (del más simple al más complejo).

ISOMERIA CLASES DE ISOMERIA Aunque sólo se conocen dos isómeros para un hidrocarburo de cuatro átomos de carbono (butano), este número aumenta extraordinariamente a

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medida que se adicionan átomos de carbono a la cadena principal. Se cree que el triacontano (C30 H62) podría tener más de cuatro mil millones de isómeros. Esto explica la gran cantidad de compuestos orgánicos que se conocen y cuyo número aumenta día a día. La isomería puede ser de tres tipos: isomería estructural o constitucional, 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, es decir, tiene los mismos átomos enlazados de forma diferente (distinta formula estructural). La isomería constitucional se clasifica en isomería de cadena u ordenación, isomería de posición, isomería de grupo funcional y metámeros.  Isomería de cadena u ordenación: Presentan esta clase de isomería aquellos compuestos que tienen distribuidos los átomos de C de la molécula, en forma diferente. Los observamos en un hidrocarburo usado como combustible en los encendedores corrientes.  Isomería de posición: Se halla presente en aquellos compuestos que, teniendo las mismas funciones químicas, están enlazados a átomos de carbono de localizadores diferentes.  Isomería de grupo funcional: la presentan aquellos compuestos que, en formula estructural, tienen distinta función química, según el orden de sus átomos.  Metámeros: Son aquellos compuestos que tienen el mismo grupo funcional sustituido de formas distintas.  Isomería espacial o estereoisomería Es una clase de isomería que presentan algunas sustancias que tienen la misma estructura, pero una diferente distribución espacial de sus átomos. La estereoisomería puede ser geométrica.

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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, así como de ciertos compuestos cíclicos. Para que la isomería geométrica pueda darse en los compuestos con doble enlace, es necesario que los sustituyentes, sobre cada uno de los carbonos implicados en el doble enlace, sean diferentes. Es decir que no tengan los dos sustituyentes iguales.

EJERCICIOS PROPUESTOS

VERDADERO Y FALSO

1. ( ) La cadena de carbonos más importante de un compuesto es siempre la más larga 2. ( ) La numeración de la cadena principal de un compuesto se debe empezar desde el carbono que contiene la función principal 3. ( ) Los radicales se define como cada conjunto de átomos de carbono que no están contenidos en la cadena principal 4. (

) Un radical no puede contener grupos funcionales

5. ( ) Una función es un conjunto de átomos en el cual se concentra la actividad química de los compuestos orgánicos que la poseen. 6. ( ) 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. 8. (

) Los enlaces múltiples se nombran antes del nombre de la raíz

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9. ( ) La palabra ciclo se emplea para diferenciar las cadenas abiertas de las cerradas. 10. (

) La función principal siempre se nombra antes que la raíz.

11. ( ) Cuando se enumera una cadena la suma de las posiciones de los radicales, funciones secundarias y función principal debe ser lo mayor posible. 12. (

) El orden para seleccionar la función principal es convencional

13. ( ) Si un compuesto tiene la función aldehído y la función nitrilo, se debe nombrar como aldehído. 14. ( ) Si un compuesto tiene las funciones: Alcohol, haluro y cetona su nombre debe terminar en ol. 15. (

) La cadena principal debe contener siempre la función principal.

APAREAMIENTO

a. (

) Cadena Cerrada

1. Ino

b. (

) Cadena principal

2. Ciclo

c. (

) Función principal

3. Ano

d. (

) Función secundaria

4. Numero consecutivo

e. (

) Radical

5. Eno

f. (

) Enlace múltiple

6. Átomos diferentes a carbono fuera de la cadena

g. (

) Enlace doble

7. Ácido

h. (

) Enlace simple

8. Mayor información sobre la estructura

i.

) Enlace triple

9. Hidrocarburo menos un hidrógeno

(

12 0


Encuentre las tripletas que se correlacionan

a.

a. ( ) ( ) Alcohol

1. Ciaruno

b. ( ) ( ) Eter

2. Amida

b. - X

3. Al

c. - SH

4. Oico

d. - S -

c. ( ) ( ) Derivado de acido

d. ( ) ( ) AldehĂ­do 5. Cloro e.

e. ( ) ( ) Cetona 6. Hidroxi

f. - O -

f. ( ) ( ) Nitrilo 7. Ona g.

h. ( ) ( ) Acido 8. Tiol i.

j.

h.

( ) ( ) Haluro 9. Oxi

i. - OH-

10. Amina

j.

( ) ( ) Mercaptano

k.

l.

12 1


Encuentre las tripletas que se correlacionan

1. Aldehído

A. Dimetil sulfuro

2. Acido

B. Etano nitrilo

3. Cetona

C. Ácido etanoico

4. Alcohol

D. Metanotiol

5. Amina

E. Etanamida

6. Tiol

F. Etanol

7. Sulfuro

G. Etanoato de metilo

8. Ester

H. Dimetilamina

9. Amida

I. Acetaldehido

10. Nitrilo

J. Propanona

11. Eter

K. Dimetil éter

a. ( ) ( )

b. ( ) ( )

c. ( ) ( ) CH3 – CH2 – OH

d. ( ) ( ) CH3 – S – CH3

e. ( ) ( )

f. ( ) ( )

g. ( ) ( ) CH3 – SH

h. ( ) ( ) CH3 – O – CH3

i. ( ) ( )

j. ( ) ( )

k. ( ) ( ) CH3 –NHCH 3

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SELECCIÓN MULTIPLE

1. Señale la(s) afirmación(es) falsa(s) a. ( ) Los radicales, 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. c. (

) Una cadena secundaria es un radical

d. ( ) La enumeración correcta para la cadena principal debe ser lo menor posible para los enlaces múltiples, independientemente de la función principal e. ( ) El nombre de todo compuesto orgánico se deriva del nombre del correspondiente hidrocarburo. 2. La palabra que identifica a un éter es: a. ( ) Oico b. c. d. e.

( ( ( (

) Oato ) Oilo ) Oxi ) Hidroxi

3. El nombre del compuesto a. ( ) 1,2 etanal b. ( ) 1,2 etanodiona c. ( ) 1,2 etanodial d. ( ) ácido 1,2 etanodioico

4. El nombre del compuesto a. ( ) propanal

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b. ( ) 1,2 propanodial c. ( ) ácido cetopropanoico d. ( ) 2 cetopropanal e. ( ) 2 cetopropenal

5. El ácido 2 cetopropanoico es 6. El terbutanol es el a. (

) 2 metil propanal

b. (

) 2 – metil – 2 propanol

c. (

) 2,2 dimetil propanol

d. (

) 2,2 dimetil – 2 propanol

COMPLETAR LOS ESPACIOS BLANCOS 1. La función – SO3 H se llama _______________ y la función SH se llama ________________ ó _____________________

2. La función nitrilo es: ________________, la función éter es ___________ y la función amida es: _________________

3. El radical CH3 – CH - CH3 se llama _________________, el radical CH 2 = CH ________________, y el radical – CH2 se llama____________

4. El nombre del compuesto

es_______________ y del compuesto CH 2 =

CH – CH 2OH es ___________________

5. La estructura del etanoato de etilo es ____________________ y la estructura del bromuro etanoilo es ____________________

12 4


EJERCICIOS 1. Asigne el nombre a cada una de las siguientes estructuras:

2. Asigne el nombre a cada estructuras:

12 5


3. Escriba la estructura del compuesto que corresponde a cada nombre a. 3, 7 – dietil – 4, 8 dimetil – 5 – (1, 1, 2 trimetil propil) – 3 terbutil – 1, 4, 6 – nonatrieno b. 2 – hidroxi – 1, 2, 3 – propano tricarboxaldehido

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c. 2–cloro–propanoato de 2-cet–3,3 – di(1– metil etenil) – 4– pentenoico

4. Escriba la estructura del compuesto cuyo nombre es a. 4 – etil – 4 vinil – 5, 6 – dicloro hepta – 5 – eno – 2 – ino – al b. 5 – cloro – 4 – isopropil – 6 – metil – 2,6 – hepta dienol c. N butil – N – isobutil – 2,4 – hexadienamida d. Isopropil – terbutil, amina e. Anhídrido butanoico

5. Los nombres dados a continuación son incorrectos, ¡corrígelos!. Para corregir, establezca la estructura con el nombre que se da y luego asigne el nombre correcto según el sistema I.U.P.A.C. a. 4 – metil – 2 etil – 3,6 – dimetoxi – hexa – 2 – eno – 5,6 – diona b. 5 – metil – 2, 6 – dicloro – 4 , 6 – ciclohexadieno – 4 – carboxilato de etilo c. 2, 2 – dimetil – 3 – vinil – 4, 7 – dietoxi – 7 – N – metil amina – 3 – hepten – 5, 6 diona d. 6 – metil – 2,5 – ciclohexadieno – 1 – carboxiamida de N – etil – N – metil e. 8–etil–2–metil–3–ciano–4,5– dimetoxi–8– cloro–1–N–metil amina– 1, 3 dieno– 6, 7–octanodiona

6. Los nombres que a continuación se escriben son incorrectos. ¡corrígelos! a. 4, 6 – dietoxi – 1, 2 – dimetil – 4 – hexen – 1, 6 – diona b. 2, 5 – dimetil – 6 – cloro – 2 hepten – 1, 4 – diona c. 2 alil – 3 – hidroxi – 3 – ciclopropil – 4 – ino – 6 – cloro – 6 – hexanona d. 4, 6 – di – Ni – metil amino – 5, 6 – diceto – 2 – hexaenonitrilo e. 1, 3 – dicloro – 2 – vinil – 4, 5 – diceto - 5 – hidroxi – 2 – penteno

7. Asigne el nombre a los siguientes compuestos aromáticos

12 7


12 8


8. En los alquenos, los sustituyen unidos a los carbonos del doble enlace, distintos al hidrógeno y situados al mismo lado, se identifican como cis, y los sustituyentes situados en lados opuestos se conocen como trans. En tu cuaderno dibuja las estructuras que corresponden a cada uno de los isómeros geométricos de los siguientes compuesto: a. H3C – CH = CH – CH2 – CH3 b. BrCH = CHBr c. CH3 – CVH = CH – CH 3 d. 1,2 –dimetilciclopropano

12 9


9. Escribe la clase de isomer铆a a la que pertenece cada uno de los siguientes is贸meros:

13 0


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 acuerdo con la clase, hay reacciones orgánicas de sustitución, de adición, de eliminación, 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, y es sustituido por otro átomo o grupo atómico que procede del reactivo atacante. Es decir, que estas reacciones ocurren cuando dos reactivos intercambian partes para formar dos productos nuevos. En forma general, 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. Una molécula de H2, ya sea de halógenos o de agua, se adiciona a los átomos del enlace múltiple, reduciendo la multiplicidad del mismo es decir, si era doble pasa a ser simple y si era triple pasa a ser doble o simple. Las ecuaciones generales son:

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 Reacciones de eliminación (E) Son reacciones en las que se separan dos átomos o grupos de átomos de una molécula sin que se produzca, al mismo tiempo la adición de nuevos átomos o grupos atómicos. En la mayoría de los casos, una molécula se transforma, con perdida intramolecular, en una molécula con menor masa, dando lugar a la formación de un enlace múltiple. En forma general este proceso se puede representar como:

 Reacciones de transposición o reordenación Estas reacciones consisten en el cambio, 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, 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. El caso más importante es el de la tautomería cetoenólica, 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.

 Reacciones de oxidación reducción Estas reacciones implican transferencia de electrones, 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


aumento en el número de enlaces con otros átomos como carbono, oxígeno y nitrógeno.

MECANISMOS DE REACCION EN LAS REACCIONES ORGÁNICAS Un mecanismo de reacción busca describir, paso a paso, lo que ocurre durante una reacción química. Indica qué enlaces se rompen y en qué orden lo hacen, además de la velocidad con que sucede cada etapa. Un mecanismo de reacción completo debe indicar los reactivos usados, los productos intermedios, los productos obtenidos y las cantidades de cada uno. En general, las reacciones orgánicas pueden ocurrir por dos procesos: homolítico y heterolítico. Los cambios químicos, consisten en la conversión de una sustancia en otra, lo cual significa que deben romperse enlaces antiguos para generar otros nuevos; estos enlaces, en su mayoría, son covalentes. La ruptura de un enlace covalente puede ocurrir de dos maneras distintas: de forma simétrica, cuando cada fragmento de la molécula conserva uno de los electrones del enlace, este proceso se denomina homolítico. Y de forma asimétrica, cuando uno de los fragmentos se queda con los dos electrones de dicha clase, recibe el nombre de proceso heterolítico. Los procesos de rompimiento homolíticos dan lugar a especies químicas neutras denominadas radicales libre, mientras que los procesos heterolíticos producen especies llamadas iones. 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, tanto si se rompe enlaces, o si se rompen y se forman simultáneamente.

13 3


Cada uno de los átomos que se separan lleva uno de los electrones enlazantes, y cada uno de los átomos que se unen proporciona uno de los electrones de enlace. Reacciones heterolíticas o polares Las reacciones heterolíticas son aquellas en las cuales los electrones enlazantes se separan o se proporciona en pares. Uno de los átomos que se separa lleva ambos electrones de enlace, o uno de los átomos que se une proporciona el par. Las reacciones polares son el resultado de las fuerzas de atracción entre densidades de cargas positivas y cargas negativas en las moléculas. Se puede decir que la química homolítica es la química del electrón impar, mientras que la química heterolítica es la par de electrones. Mientras la homolítica se ocupa de partículas neutras, conocidas como radicales libres, la heterolítica tiene que ver con densidades parciales de cargas positivas y negativas, es decir, 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. Las reacciones heterolíticas se realizan en soluciones, y los disolventes tienen efectos muy poderosos sobre la forma como éstas se producen REACCIONES HOMOLÍTICAS Y SUS MECANISMOS DE REACCIÓN En forma general, las reacciones de sustitución por radicales se desarrollan en tres etapas principales: 

Etapa de iniciación: En esta etapa se producen radicales de cloro, El cloro se rompe homolíticamente (por acción del calor a 250ºC o por radiación ultravioleta) originando dos radicales de cloro inestables y muy reactivos.

Etapa de propagación: Cuando un radical de cloro muy reactivo choca con una molécula de metano (CH 4), le sustrae a ésta un átomo de hidrógeno (H+), formando cloruro de hidrógeno (HCl) y liberando un radical libre metilo (CH3+); luego, este radical reacciona con una segunda molécula de cloro, formando clorometano (CH 3 : Cl), proporcionando en forma simultánea otro radical de cloro (Cl +) para retroalimentar el

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proceso. Una vez comienza este ciclo, se repite muchas veces hasta que se agota uno o los dos reactivos. 

Etapa de terminación: El número de radicales aumenta hasta que comienza a encontrarse entre sí exotérmicamente, dando lugar a un producto estable, lo cual origina que se rompa el ciclo y termine la reacción. También puede ocurrir que uno de los reactivos se termine y se puede dar por finalizada la reacción.

REACTIVOS NUCLEOFILICOS Y ELECTROFILICOS: Para facilitar su estudio, se han clasificado estos sitios en dos grupos. El primero se caracteriza por su alta densidad electrónica, causada porque la molécula posee un par de electrones no compartidos; 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. Estos sitios de alta densidad electrónica se denominan sitios nucleofílicos y las especies químicas que los poseen (átomos, moléculas o iones) se llaman nucleófilos (Nû). 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. Estos sitios deficientes en electrones se denominan sitios electrofílicos y las especies químicas que los poseen se llaman electrófilos (E+). 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, se trata de un nucleófilo; pero si es de signo positivo, entonces la sustancia se comporta como un electrófilo. Cuando no se puede apreciar ningún signo que identifique el tipo de carga, deben contarse los electrones involucrados en los enlaces y juzgar, teniendo en cuenta si cumplen la regla del octeto o no; aquellos que poseen ocho electrones se clasifican como nucleófilos y aquellos que tienen menos de ocho se clasifican como electrófilos.

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Los conceptos de nucleófilo y electrófilo también están relacionados con las definiciones de ácidos y bases de Lewis. Recordemos que las bases, según Lewis, son sustancias donadoras de electrones y, por lo general, se comportan como nucleófilos, mientras que los ácidos, son aceptores de electrones y, usualmente se comportan como electrófilos. Sin embargo, 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.

REACCIONES HETEROLÍTICAS Y SUS MECANISMOS DE REACCIÓN La mayor parte de la química orgánica es heterolítica. Los mecanismos en una reacción heterolítica es llamada sustitución nucleofílica alifática (SN). En una reacción de sustitución se reconocen cuatro partes, el sustrato, que corresponde a la molécula en la cual tiene lugar la sustitución; el reactivo o grupo entrante que es el átomo o grupo de átomos que ataca al sustrato; el grupo saliente, que es el átomo o grupo de átomos expulsados del sustrato; y el producto, que es el resultado de la sustitución del grupo saliente por el nucleófilo. Cuando el reactivo es un nucleófilo se produce una sustancia nucleofílica. Estas reacciones pueden tener lugar mediante dos mecanismos diferentes por sustitución neofílica monomolecular o por sustitución neofílica biomolecular. 

Sustitución nucleófilica mononuclear (SN3): significa que la sustitución se Produce por etapas, disociándose primero los compuestos en sus iones y reaccionando después de estos iones entre sí. Se produce por medio de especie químicas de carbono con densidades de carga positiva o carbocationes.

Sustitución nucleofilica bimolecuar (SN2): la sustitución de la reacción se da en función a la concentración de dos de sus reactivos. La característica fundamental de este mecanismo es que la reacción transcurre en una sola etapa, sin intermediarios, produciéndose simultáneamente el ataque del reactivo y la expulsión del grupo saliente.

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EJERCICIOS PROPUESTOS Copia las siguientes reacciones en tu cuaderno, clasifĂ­calas y escribe los nombres de los reactivos y productos que las conforman

Completa las siguientes reacciones en tu cuaderno, escribe los nombres de sus compuestos y establece la clase a la que pertenece cada una.

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EL PETROLEO Y LOS HIDROCARBUROS LOGROS ESPERADOS  Identificar el petróleo como una mezcla de hidrocarburos fundamental en la obtención de los compuestos orgánicos.  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. BREVE HISTORIA DEL PETRÓLEO Etimológicamente, la palabra petróleo proviene de los vocablos latinos petra, piedra y óleum, aceite, es decir, aceite de piedra. Químicamente, corresponde a una mezcla compleja de hidrocarburos, sólidos, líquidos y gaseosos. Llamado oro negro en la actualidad; no fue, por muchos siglos, sino un lodo mineral o brea con que Noé calafateó el Arca, 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. Se dice también que los egipcios usaron este lodo para conservar las formas de sus difuntos, mientras que los caldeos lo emplearon para vigorizar sus músculos y disminuir el dolor producido por el reumatismo y las enfermedades de la piel. Los griegos los usaron, mezclado con azufre, salitre y resina, para elaborar el fuego utilizado en sus combates. Los indígenas americanos lo usaban como medicamento, untaban con él sus cuerpos para disminuir el cansancio y fortalecer sus piernas. A mediados del siglo XIX, fue purificado y embotellado para ser comercializado por su efecto contra las afecciones cutáneas, las heridas, la calvicie, el reumatismo, el lumbago y los parásitos. Como puedes ver la historia de esta sustancia

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resulta muy interesante e increíble, puesto que los usos actuales distan mucho de los de épocas anteriores. TEORÍA SOBRE EL ORIGEN DEL PETRÓLEO 

Teoría orgánica de origen animal Se conocen varias teorías sobre la formación del petróleo. Sin embargo, la más aceptada es la teoría animal, 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. Esta materia orgánica se cubrió, paulatinamente, con capas cada vez más gruesas de sedimentos, los cuales, en determinadas condiciones de presión y temperatura, y con el paso del tiempo, se transformaron en hidrocarburos, con pequeñas cantidades de azufre, oxígeno, nitrógeno y trazas de metales como hierro, cromo, níquel y vanadio. Toda esta mezcla constituye lo que llamamos petróleo crudo.

Teorías inorgánicas o de origen mineral. De acuerdo con estas teorías, el petróleo se formó por reacciones químicas en las que no influían los restos animales ni vegetales. Una de estas teorías dice que los hidrocarburos se formaron a partir de carburo de calcio, hierro y otros elementos que entraron en contacto con agua a altas temperaturas en las profundidades de la tierra. Luego, estos llegaron a la superficie a través de grietas en la corteza terrestre. Es una teoría aceptada por algunos químicos, pero rechazada por la mayoría de los geólogos. Otra teoría de origen inorgánico sostiene que el carbonato de calcio (CaCO3) y el sulfato de calcio (CaSO 4), en presencia de agua caliente, formaron los componentes del petróleo. En conclusión se puede decir que, a pesar de las innumerables investigaciones realizadas sobre el tema, no existe una teoría infalible que explique sin lugar a dudas el origen del petróleo, sin embargo, cada una hace aportes valiosos que deben tenerse en cuenta. Ver video sobre petróleo

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LOS HIDROCARBUROS SATURADOS, PRINCIPALES DERIVADOS DEL PETRÓLEO Los hidrocarburos son compuestos formados exclusivamente por átomos de carbono e hidrógeno. Cuando en un compuesto de esta naturaleza todos los átomos de carbono están unidos entre sí, mediante enlaces sencillos, se denomina hidrocarburo saturado o alcano. Estructura de los alcanos En este tipo de compuestos el carbono se enlaza mediante orbitales hídridos sp3, formando cuatro enlaces simples en disposición tetraédrica. Los carbonos, dentro de un alcano, pueden disponerse en forma de cadenas abiertas o formar anillos llamados cicloalcanos. Las dos disposiciones pueden presentar ramificaciones formadas por cadenas de otros hidrocarburos unidas a ellos. Aquellos que no presentan ramificaciones se llaman de cadena lineal.

Los alcanos presentan la fórmula general C nH2n+2, de tal manera que resulta muy fácil escribir la fórmula general de un compuesto perteneciente a esta serie. Por ejemplo, un hidrocarburo que tenga ocho átomos de carbono tendrá como fórmula C8H (2x8+2), y puede ser el n-octano. NOMENCLATURA DE LOS ALCANOS Para nombrar correctamente un hidrocarburo saturado, conviene recordar las normas del sistema de nomenclatura IUPAC para los compuestos orgánicos descritos anteriormente. Observa el ejemplo;

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En este caso, como la cadena más larga contiene once carbonos, el nombre del compuesto será undecano. Simultáneamente, 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), y sobre el carbono 4 hay un grupo etil (CH 3-CH2-). Finalmente componemos el nombre uniendo las diferentes partes, es decir, el compuesto se llama 3,7-dimetil-4etilundecano. De la manera como se desarrolló este ejemplo, se puede nombrar cualquier estructura que corresponda a un hidrocarburo saturado. PROPIEDADES FÍSICAS DE LOS ALCANOS En general, las propiedades de los alcanos se ven afectadas por la estructura de las moléculas y la longitud de la cadena. Los cuatro primeros términos de la serie son gases (metano, etano, propano y butano normales); del término C 5 hasta C 16 son líquidos, y del C17 en adelante son sólidos. Los alcanos son incoloros y, generalmente, no tienen olor (el metano y algunos términos superiores poseen un ligero olor aliáceo); son, prácticamente, insolubles en agua, aunque su poca polaridad y baja reactividad los convierte en buenos disolventes orgánicos. Por lo general, las pinturas, los removedores de pintura y las soluciones limpiadoras contienen, como disolventes, hexano o ciclohexano. Algunas propiedades físicas dependen del peso molecular: en los alcanos, los puntos de ebullición, fusión y densidad, generalmente, aumentan a medida que incrementa el peso molecular. La moléculas a polares como las de los alcanos solo se atraen débilmente entre sí, a causa de las fuerzas intermoleculares de Van der Waals, las cuales sólo se manifiestan a distancias muy cortas y resultan de la polarización temporal de las moléculas.

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g/cm3, Densidad líquidos (a 20 ºC)

-184,0 -172,0 -187,1 -135,0 -148,0 -94,0 -90,5 -98,0 -51,0 -32,0

-161 -88 -45 0.6 36 69 98 126 150 174

0,424 0,546 0,582 0,579 0,631 0,658 0,683 0,702 0,719 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, los alcanos son muy poco reactivos, debido a la estabilidad de los enlaces sigma C – C y C – H, y a su baja polaridad. No son atacados por ácidos o bases fuertes ni por agentes oxidantes como el permanganato (KMnO4), y su combustión es exotérmica (∆H -), aunque tienen una elevada energía de activación.  Reacción de combustión: La reacción de los alcanos con oxígeno se produce durante la combustión en un motor o en una estufa, en la que sean usados como combustibles. La clase de combustión que ocurre depende de la cantidad de oxígeno disponible.

La energía térmica (Q) desprendida en la combustión de un alcano puede calcularse mediante la expresión Q = n x 158,7 + 54,8 calorías, donde n =

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número de átomos de carbono del alcano. Para el caso del propano, este valor sería: Q 0 3 x 158,7 + 54,8; Q = 530,9 cal; Q = 2,22 kJ  Reacción halogenación: Las reacciones más características de los alcanos son las de sustitución por radicales libres, como la halogenación con cloro, que ocurre cuando la mezcla de hidrocarburo y cloro se expone a la luz ultravioleta o 250º C. Dependiendo del tiempo de reacción se puede esperar la sustitución de uno o más hidrógenos por átomo de 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. Es empleado a nivel industrial. 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. Cuando se trata de un alquino, 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, a una temperatura de 200º C a 300º C.

HIDROCARBUROS CICLICOS O CICLOALCANOS Los alcanos que tienen al menos un anillo se conocen como cicloalcanos. El nombre del anillo se forma con el número de carbonos que éste contenga y el prefijo ciclo. Para formar la nueva unión C-C, se pierde un átomo de hidrógeno en cada extremo de los átomos que forman la cadena, razón por la que la fórmula de los cicloalcanos contiene dos hidrógenos menos que los alcanos lineales correspondientes. La fórmula general indica la diferencia entre un alcano lineal y un cicloalcano:

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  

Alcanos: C nH2n+2 Cicloalcanos, un anillo: C nH2n Cicloalcanos, 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. Son insolubles en agua y en solventes polares, pero muy solubles en solventes orgánicos; son excelentes solventes de pinturas, pegantes y otras sustancias. En la tabla siguiente se consignan algunos valores correspondientes a las propiedades físicas de los cicloalcanos.

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 -50,0 -93,9 6,6 -12,0

-33,0 12,0 49,0 81,0 119,0

0,720 0,745 0,778 0,809 0,834

PROPIEDADES QUÍMICAS DE LOS CICLOALCANOS En general, los cicloalcanos, son poco reactivos, debido a la naturaleza de los enlaces C – C y C – H, que son de tipo sigma (ᵹ), en los cuales los átomos de carbono presentan hibridación del tipo sp3 y, para romperlos, es necesario aplicar alta energía. Sin embargo, los cicloalcanos formados por tres y cuatro átomos de carbono son más reactivos, debido a la tensión que tienen sus enlaces, la cual favorece el rompimiento del anillo y se producen reacciones de adición:

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Además de la adición de H 2, se pueden adicionar algunos halógenos como cloro y bromo, cuando se calienta en presencia de Cr 2O3.

ALGUNAS FUENTES Y APLICACIONES DE LOS CICLOALCANOS Los cicloalcanos son compuestos abundantes en la naturaleza. Por ejemplo, el ácido crisantémico está formado por un anillo de tres carbonos y algunos de sus ésteres etán presentes en las flores de crisantemo, las cuales tienen una acción destructora sobre los insectos que las frecuentan. Las prostaglandinas como el PGE 1 presentan un anillo ciclopentano. Se encuentran entre las sustancias con mayor potencia biológica jamás descubiertas. Hasta concentraciones de 1 mg/ml provocan la contracción del músculo liso en los animales. Los usos terapéuticos potenciales incluyen la prevención de la concepción, la inducción del punto a término, terminación del embarazo, prevención o alivio de las úlceras gástricas, control de la inflamación y de la presión arterial, y el alivio del asma y de la congestión nasal. También, las hormonas esteroides, como la cortisona, contienen anillos en sus estructuras,

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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, dentro de los cuales encontramos los alquenos y los alquinos. Estructura de los alquenos y los alquinos Estructuralmente, los alquenos se caracterizan por la presencia, en sus moléculas, de enlace pi (π) y uno sigma (δ) entre – C = C -, es decir presentan hibridación de tipo sp 2 o trigonal. Los alquinos poseen dos enlaces pi (π) y un sigma, que presentan hibridación de tipo sp o digonal. Propiedades físicas de los alquenos y los alquinos Los alquenos son compuestos apolares con propiedades físicas muy parecidas a los alcanos. Son insolubles en agua, solubles en solventes orgánicos y poseen puntos de ebullición muy cercanos a los alcanos de peos molecular comparable. Del C2 al C4 son gases; del C4 al C8 liquidos; en adelante, son sólidos. Sin embargo, 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.

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Los alquinos por su parte, son gases hasta C 4, lĂ­quidos hasta C15 y solidos de C16 en adelante. Sus puntos de ebulliciĂłn son mĂĄs elevados que los de los alquenos correspondientes.

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Propiedades químicas de los alquenos Los alquenos son muy reactivos, debido a la presencia del enlace pi (π), mientras que los alcanos no. Los alcanos poseen solo fuertes enlaces de tipo sigma El enlace pi de los alquenos es débil e inestable, lo cual le permite reacciones de adición con numerosos agentes químicos, entre los cuales se destacan: hidrogenación catalítica, halogenación, adición de halácidos y de agua. Hidrogenación catalítica (H2)

Hidrogenación (X2)

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Adición de haloácidos o hidrohalogenación En el caso del agua ocurre un proceso semejante.

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. Mediantes éstas se puede obtener una gran variedad de plásticos como el polietileno, el poliestireno, el teflón y el prexiglas, entre otros.

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Un polímero es una molécula grande formada por enlaces repetidos de muchas unidades pequeñas denominadas monómeros. Formación de polímeros sintéticos. 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. 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, películas Fibra para alfombras, cuerdas, botellas Espumas, artículos moldeados

Polimerización iónica: En este caso la reacción se inicia con la formación de un ión carbónico, causada por la adición de un H+ a un compuesto de doble enlace. El caucho, un polímero de origen natural La palabra caucho proviene de la expresión malaya caa-o-chu, que significa árbol llorón. El caucho es un elastómero, es decir, que después de ser estirado o deformado recupera su forma original. El polisopreno o caucho natural es un polímero dieno, o sea, un polímero formado a partir de un monómero que contiene dos enlaces dobles, carbonocarbono.

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Vulcanización del caucho El doble enlace de las moléculas del caucho permiten la vulcanización. Estos enlaces cruzados hacen del caucho un producto más duro y de mayor resistencia a la abrasión.

Propiedades químicas de los alquinos Algunas de las principales reacciones químicas de los alquinos son: Hidrogenación

Halogenación

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Oxidación

Adición de haloácidos

Si la adición se realiza sobre alquinos asimétricos, el proceso sigue la regla Markovnikov

Alquilación de acetileno

Combustión de acetileno

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METODO DE PREPARACION DE ALQUENOS Cracking

Deshidratación de alcoholes

Deshidrohalogenación de halogenuros de aquilo

METODO DE PREPARACIÓN DE ALQUINOS Derivados dihalogenados

Derivados tetrahalogenados

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EJERCICIOS PROPUESTOS Interpreta situaciones 1. Observa con atenci贸n los siguientes reacciones y elabora un cuadro que incluya: Clase o tipo de reacci贸n, la reacci贸n completa y los nombres de los reactivos y productos:

2. Completa las siguientes reacciones en tu cuaderno y escribe los nombres de los reactivos y productos:

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Establece condiciones 3. Escribe el nombre o la formula de cada compuesto, segĂşn el caso

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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. Los compuestos aromáticos son el benceno y los compuestos de comportamiento químico similar, sus propiedades aromáticas son las que distinguen a estos de los primeros. Los hidrocarburos alifáticos alcanos, alquenos y alquinos y sus análogos cíclicos reaccionan, principalmente por adición y sustitución por radicales libres; la adición se produce en los enlaces múltiples; la sustitución, en otros puntos de la cadena alifática. Los hidrocarburos aromáticos se caracterizan por su tendencia a producir reacciones por sustitución electrofílica y porque su distancia C = C es más larga. ESTRUCTURA DEL BENCENO El benceno es el más importante de los compuestos aromáticos. Sus propiedades químicas y físicas son mejor conocidas que las de ningún otro compuesto orgánico. 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.

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Con el fin de explicar el comportamiento del benceno, fueron propuestas varias estructuras, pero la que se ha considerado más acertada fue la presentada por Augusto KeKulé. 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.

EVIDENCIAS QUE APOYAN LA ESTRUCTURA DE KEKULÉ Varias fueron las evidencias que apoyaron la estructura propuesta por Kekulé, pero la más conocida tiene que ver con el número de isómeros.

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Comprobaciones experimentales mostraron que el benceno solo da un producto monosustituido C5H 5 – Y. Este hecho limita sustancialmente la estructura del benceno y significa que todos sus hidrógenos deben ser exactamente equivalentes. Por lo tanto, el reemplazo de cualquiera de ellos origina el mismo producto. El benceno da tres productos di-sustituidos isómeros, y solo existen tres dibromobencenos isómeros, y tres cloronitrobencenos. Este hecho limita aún más las posibilidades estructurales. Como conclusión, la estructura de Kekulè parece ser más consecuente. ESTRUCTURA RESONANTE DEL BENCENO Aunque no es del todo satisfactoria, la estructura del benceno propuesta por Kekulé se usó de forma generalizada hasta 1945. La estructura aceptada actualmente no es el resultado de nuevos descubrimientos sobre el benceno, 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, porque permite explicar muchos fenómenos relacionados con la estructura de ciertas sustancias. Tal es el caso del benceno. No es posible representar el anillo bencénico mediante una estructura única, sino más bien mediante una mezcla de dos de ellas, debido a la deslocalización de los seis electrones π del carbono en el espacio. Es bueno aclarar que las formas resonantes son imaginarias y no reales, pues la estructura real es una mezcla o híbrido de resonancia de las distintas formas. De igual manera hay que saber que el híbrido de resonancia es más estable que cualquiera de las formas resonantes.

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NOMENCLATURA DE LOS HIDROCARBUROS AROMÁTICOS Para nombrar los hidrocarburos aromáticos, en la mayoría de los casos, basta con anteponer el nombre del grupo sustituyente a la palabra benceno.

Pero otros derivados tienen nombres comunes que carecen de semejanza con el nombre sustituyente, por ejemplo, el metilbenceno solo se conoce como tolueno; el aminobenceno como anilina; y el hidroxibenceno como fenol. Las formulas estructurales de algunos de estos compuestos son las siguientes

Cuando varios grupos están unidos al anillo, no solo es necesario identificarlos, sino también indicar su posición relativa dentro de éste. Existen tres isómeros posibles para bencenos desustituidos: Las posiciones 1,2; 1,3 y 1,4, que se nombran por los prefijos orto, meta y para, o en forma abreviada o-, m- y p-.

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Si los dos grupos son diferentes, y ninguno de ellos confiere un nombre especial a la molécula, los nombramos sucesivamente y terminamos el nombre con la palabra benceno. Si uno de los dos grupos es del tipo que da a la molécula un nombre especial, el compuesto se denomina como un derivado de aquella sustancia especial.

Si el anillo bencénico tiene unido más de dos grupos, se utilizan números para indicar sus posiciones relativas.

Si todos los grupos son iguales, se asigna a cada uno de ellos el mismo número. La secuencia es la que da la combinación de números más bajos; si los grupos son diferentes, se sobreentiende que el último nombrado se encuentra en la posición 1 y que los demás números se refieren a éste. Si

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está presente uno de los grupos que dan denominación especial, el compuesto se nombra con dicho grupo en la posición 1. Existen también otro grupo de compuestos aromáticos llamados hidrocarburos aromáticos policíclicos (o polinucleares), entre los cuales se encuentran el naftaleno, el antraceno y el fenantreno; en estas moléculas los carbonos se numeran de una manera regular, en la que se pueden usar dos sistemas.

Propiedades químicas del benceno Una prueba de la gran estabilidad del anillo aromático es el tipo de reacciones químicas que presenta el benceno, debido a que éste experimenta reacciones de sustitución más que de adición. Mecanismos de sustitución electrofílica La estructura del benceno propuesta por Kekulé parece corresponder con la del compuesto denominado ciclohexatrieno. Por esto, debería reaccionar

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con facilidad por adición, como lo hacen ciclohexadierno y ciclohexeno, que es una estructura de los alquenos. Sin embargo, se donde los alquenos reaccionan rápidamente, el lo hace muy lentamente.

los compuestos similares, 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. Las reacciones más importantes de los compuestos aromáticos proceden por el mecanismo de sustitución electrofílica aromática (SEAr). Esto significa que un electrófilo E+ reacciona con un anillo aromático y sustituye uno de los hidrógenos En forma general, el mecanismo se puede ilustrar de la siguiente manera:

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REACCIONES QUIMICAS SOBRE EL ANILLO AROMÁTICO Halogenación En esta reacción se puede sustituir un protón de hidrocarburo aromático por halógenos y requieren, por lo general de un catalizador.

Nitración Casi todos los compuestos aromáticos son susceptibles de nitración, dependiendo de la reactividad del sustrato. Consiste en introducir un grupo nitro en el anillo. Los mejores rendimientos se obtienen cuando se usa la mezcla de ácido nítrico y ácido sulfúrico. 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, en primer lugar, diluir el agua que se forma en la reacción total, y en segundo lugar, reaccionar con el ácido nítrico para producir la concentración necesaria del ión nitronio.

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Sulfonación La reacción procede utilizando un mecanismo semejante a la halogenación y a la nitración; pero a diferencia de ellas, la sulfonación es una reacción reversible.

Alquilación de Friedel Crafts Esta reacción fue descubierta por los químicos Charles Friedel y James Crafts. Propusieron que al mezclar benceno con un halogenuro de alquilo se formaba un alquibenceno, a los cuales también se les llama arenos. 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

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un solvente como bisulfuro de carbono o nitrobenceno, se obtiene una cetona aromรกtica.

ORIENTADORES SOBRE EL ANILLO AROMรTICO 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

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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. Escribe la fórmula o el nombre de cada uno de los siguientes compuestos: a. 1 – flúor – 2,4 dinitrobenceno b. Ortodiyodobenceno c. 1,3 dimetilbenceno

2. Toma como base las fórmulas estructurales del naftaleno, antraceno y fenantreno, y escribe, en tu cuaderno el nombre o la fórmula de cada compuesto. a. Ácido 4 amininonaftalensulfónico b. 5 – bromo – 7 – metil – 9 – fenilfenantreno

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c. 2 – cloro – 4,8 – dimetil – 9 – isopropilantraceno

3. Con la información sobre los orientadores orto, para y meta, completa las siguientes reacciones. Escribe los nombres de los reactivos y los productos.

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TALLER DE APLICACIÓN ORBITALES HIBRIDOS 1. Selecciona la respuesta adecuada y completa la siguiente información: Argumenta la selección que hagas. a. El carbono al hibridarse lo hace con los orbitales_________________ (1s y 2s; 2s y 2p; 1s 2s 2p) b. Un enlace doble contiene ___________________________________ (Dos enlaces pi; un enlace sigma y uno pi; dos enlaces sigma) c. La hibridación sp3 o hibridación completa ocurre cuando participa ________________________________________________________ (Un orbital 2s y dos orbitales 2p; un orbital 2s y un orbital 2p; un orbital 2s y tres orbitales 2p) d. Los enlaces dobles se forman cuando hay hibridación _____________ (sp3; sp2; sp) e. Un enlace triple contiene ____________________________________ (tres enlaces pi; un enlace sigma y dos pi; tres enlaces sigma) f. Al formarse orbitales de enlace sp2, la geometría espacial resultante es ______________________________________________________ (Tetraédrica; lineal; trigonal) g. La formación de un enlace triple sucede cuando hay superposición de ________________________________________________________ (dos orbitales p; un orbital p; un orbital p y un orbital s) h. Un enlace sencillo es un enlace ______________________________ (sigma; pi)

2. Escriben cierto o falso en los siguientes casos. Explica cada caso a. Los enlaces C – C. presentan hibridación sp3 – sp3 _______________ b. Los átomos de carbono le dan la reactividad a la molécula _________

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c. Los enlaces C – H presentan hibridación sp2–s _________________ d. La hibridación del acetileno es sp – s __________________________ e. Los compuestos con doble enlace son más reactivos que los compuestos con enlace sencillo. ______________________________ f. Para que el carbono tenga hibridación, debe promover un electrón del orbital 1s. ________________________________________________

FORMULAS EN QUIMICA ORGÁNICA 3. Escribe las fórmulas moleculares estructurales condensadas:

para

las

siguientes

fórmulas

a. CH3CH2CH2CH2OH ________________________________________ b. (CH3)2CH CH2OH _________________________________________

__________________________________________

4. Escribe las fórmulas estructurales de: a. CH4_____________________________________________________ b. CH2O ___________________________________________________ c. CH5N ___________________________________________________ d. CH2BrI __________________________________________________

5. Dibuja las fórmulas de enlace – valencia correspondiente a cada uno de las siguientes fórmulas de Lewis.

16 9


6. Escribe las fórmulas de enlace – valencia correspondientes a las siguientes fórmulas condensadas

7. Para cada una de las siguientes fórmulas, escribe otra más condensada:

EL ATOMO DE CARBONO 8. En tu tabla periódica ubica el elemento carbono. Contesta lo siguiente: a. (subraya la respuesta correcta y justifica tu respuesta) El carbono es:  Un elemento metálico  Un metaloide  Un no metal

17 0


b. Identifica su número atómico c. Su configuración electrónica es: d. Su valencia es:

GRUPOS FUNCIONALES 9. ¿Qué hace a una molécula reactiva?____________________________

10.

11.

¿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


12.

Escribe una fórmula general usando los símbolos R y R ´ para cada uno de los siguientes compuestos. Por ejemplo CH 3OH es igual a ROH a. CH3 – CH2 – CH 2 – CO – CH3

____________________________

b. CH3 – CH= C – CH2 – CH3

____________________________

c. CH2 – Br – CH2 – CH – OH – CH3 __________________________

_______________________________

e. CH3 – CH2 – CH 2 – CO – OH

f.

_________________________

CH 3 – CH2 – CH 2 – CHO

___________________________

NOMENCLATURA DE COMPUESTOS ORGÁNICOS

13. La palabra nomenclatura. ¿qué te sugiere?_______________________

14.

Escribe ejemplo de grupos funcionales __________________________

15.

Escribe las fórmulas estructurales para cada uno de los siguientes compuestos: a. 1- buteno

______________________________

b. 5- propil – 2 octino

_______________________________

c. 25 dimetil -4- hexen 3 ona

_______________________________

d. Ácido 3 oxobutanoico

_______________________________

e. 5,6 dietil 3,3,7 –trimetil 2 nonanol __________________________ f. Metil etil éter.

______________________________

17 2


HIDROCARBUROS SATURADOS ALCANOS 16.

Subraya los compuestos insaturados a. CH2 – CN b. CH3 – CH2 –CHO c. CH3OH

17. Con base en la IUPAC, nombra los siguientes compuestos

18.

Escribe las estructuras de los siguientes compuestos: a. 3 metil pentano

___________________________________

b. 4 etil octano

___________________________________

17 3


c. 4 etil – 3 metil heptano ___________________________________ d. 3 etil – 3 metil hexano

___________________________________

e. 2,2 dimetil pentano

___________________________________

f. 1,3,5 trietil –ciclohexano ___________________________________ g. 1 bromo 3 nitropentano ___________________________________ h. 2,2,3,3 tetraclorobutano ___________________________________ i.

4 metil 1,2 dipropil ciclopentano ____________________________

19. Cada uno de los siguientes nombres es incorrecto. Escribe el nombre correcto en cada caso a. 3 propil – pentano b. 6 metil – octano c. T – butil – metano d. 3 metil – 3 etil – 4 metil – decano

HIDROCARBUROS INSATURADOS ALQUENOS 20.

Nombre los siguientes alquenos a. CH3 – CH2 – CH = CH – CH3 b. (CH3)2 – C = CH – CH 3 c. Cl2C = CHCl

17 4


21.

Escribe la estructura para los siguientes alquenos a. 1,4 dicloro – 4 metil penteno

______________________________

b. 1 – buteno

______________________________

c. 4 – etil hexeno

______________________________

HIDROCARBUROS INSATURADOS ALQUINOS 22.

Escribe los nombres según la IUPAC, para los siguientes compuestos

17 5


23.

Escribe las fórmulas estructurales de los siguientes compuestos a. 3 penten – 1 – ino b. 3 hexen- 1,5 dino c. 1,4 pentadiino d. 3 hexino e. 2 octino f. 3 hexino g. dimetilacetileno

24.

Escribe los isómeros geométricos de:

25.

Dibuja estructuras para alquinos con las siguientes ramificaciones. a. Propilo b. Isopropilo c. Butilo d. S-butilo e. T-butilo

EL BENCENO Y LOS AROMÁTICOS 26.

Escribe las estructuras para los siguientes compuestos a. Etilbenceno b. 2,4,6 tribromo-anilina c. P-etil-fenol

17 6


d. 2-fenil-1etanol e. Bromuro de bencilo f. 3-fenil-buteno g. Nitrobenceno h. Acetofenona i.

1,3,5 tricloro-benceno

j.

p-bromo-nitro-benceno

k. naftaleno l.

27.

m-propil-anilina

Escribe los nombres y las estructuras de a. Un benceno monosustituido b. Tres bencenos disustituidos c. Un compuesto bencénico carcinógeno d. Dos anillos bencénicos con más de dos sustituyentes

28.

Escribe los nombres de

29.

Completa las siguientes ecuaciones

17 7


30.

¿A partir de cuáles ecuaciones se puede obtener los siguientes productos? a. _________________________________ Pentano b. _________________________________ Carbono + agua c. _________________________________ butil-benceno d. _________________________________ 1,2-dicloro-butano e. _________________________________ cloro-benceno

f. _________________________________

31.

¿Qué características deben presentar los átomos de los elementos para unirse con otros átomos y formar los compuestos?

32. Dar los nombres tradicionales y moderno (iupac) para: a. K 2O

_________________________________________________

b. CaO

_________________________________________________

c. CU2O

_________________________________________________

d. CUO

_________________________________________________

e. FeO

_________________________________________________

f. Fe2O3

_________________________________________________

g. N2O

_________________________________________________

h. NO

_________________________________________________

i. N2O3

_________________________________________________

j. NO2

_________________________________________________

17 8


33.

k. N2O5

_________________________________________________

l. Cl2O

_________________________________________________

m. Cl2O3

_________________________________________________

n. Cl2O5

_________________________________________________

o. A52O3

_________________________________________________

p. A52O5

_________________________________________________

Escribe las formulas de: a. Oxido de zinc

___________________________________

b. oxigeno de bismuto (III) __________________________________ c. oxido de manganisio

___________________________________

d. oxido de est谩nnico

___________________________________

e. pet贸xido de yodo

___________________________________

f. oxido de litio

___________________________________

g. Oxido aurico

___________________________________

h. Oxido hipoyodoso

___________________________________

i.

Oxido br贸mico

___________________________________

j.

Oxido peryodico

___________________________________

k. Oxido bromoso

___________________________________

34. Nombres los siguientes compuestos, dando el nombre tradicionales y moderno (iupac) para: a. Ca (OH)2

______________________________________________

b. Fe (OH) 2

______________________________________________

c. Fe (OH) 3

______________________________________________

d. AuOH

______________________________________________

e. Au (OH) 3

______________________________________________

f. NaOH

______________________________________________

17 9


35.

g. Sb (OH) 3

______________________________________________

h. Sb (OH) 5

______________________________________________

i.

Al (OH)3

______________________________________________

j.

CuOH

______________________________________________

k. Cu (OH)2

______________________________________________

l.

______________________________________________

Ba (OH) 2

Escribe las formulas de: a. Acido sultunico

________________________________________

b. Acido clorhidrico

________________________________________

c. Acido hipoyodoso ________________________________________ d. Acido yodoso

________________________________________

e. Acido nítrico

________________________________________

f. Acido yódico

________________________________________

g. Acido peryodico

________________________________________

h. Acido nitroso

________________________________________

i. Acido fosforico

________________________________________

j. Acido perclorico

________________________________________

k. Acido permaganico ________________________________________

36.

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


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

GUIAS QUIMICA GRADO 11  

GUIAS DE LOS TEMAS GRADO 11

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