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INSTITUTO TECNOLOGICO SUPERIOR DE ALVARADO
INGENIERÍA INDUSTRIAL
1° SEMESTRE
LEONARDO GONZÁLEZ GONZÁLEZ
MATERIA: FUNDAMENTOS DE QUIMICA
PROFESOR:
M.C. EN I.Q. JAZMIN MORALES RAMÓN
UNIDAD Iv
Resumen:
Reacciones Químicas Inorgánicas y Orgánicas
FECHA DE SOLICITUD:
27 septiembre de 2014
FECHA DE ENTREGA:
11 de octubre del 2014
Resumen de la unidad IV ´´Reacciones Químicas Inorgánicas y Orgánicas´´
Conceptos de mol, soluciones y reacciones.
El mol (símbolo: mol) es la unidad con que se mide la cantidad de sustancia, una
de las siete magnitudes físicas fundamentales del Sistema Internacional de
Unidades.
Dada cualquier sustancia (elemento químico, compuesto o material) y
considerando a la vez un cierto tipo de entidades elementales que la componen,
se define como un mol a la cantidad de esa sustancia que contiene tantas
entidades elementales del tipo considerado, como átomos hay en 12 gramos de
carbono-12. Esta definición no aclara a qué se refiere con cantidad de sustancia y
su interpretación es motivo de debates, aunque normalmente se da por hecho que
se refiere al número de entidades. El número de unidades elementales: átomos,
moléculas, iones, electrones, radicales u otras partículas o grupos específicos de
éstas– existentes en un mol de sustancia es, por definición, una constante que no
depende del material ni del tipo de partícula considerado. Esta cantidad es
llamada número de Avogadro (NA) y equivale a:
Una disolución o solución es una mezcla homogénea de dos o más sustancias.
La sustancia disuelta se denomina soluto y está presente generalmente en
pequeña cantidad en comparación con la sustancia donde se disuelve
denominada disolvente o solvente.
Una reacción química es todo proceso químico en el cual dos o más sustancias
(llamadas reactantes), por efecto de un factor energético, se transforman en otras
sustancias llamadas productos. Esas sustancias pueden ser elementos
o compuestos. Un ejemplo de reacción química es la formación de óxido de
hierro producida al reaccionar el oxígeno del aire con el hierro.
A la representación simbólica de las reacciones se les llama ecuaciones químicas.
Concepto de estequiometria
El término “estequiometría” que proviene de los términos griegos stoicheion, que
significa elemento y metron, que significa medida.
La estequiometría es el estudio de las proporciones numéricas. En que reaccionan
químicamente las sustancias.
La estequiometría es el estudio de las relaciones de mol, masa, energía, y
volumen en las reacciones químicas. Cuando los químicos investigan la
estequiometría de una reacción generalmente evalúan las cantidades de
reactantes que se combinan para producir diferentes cantidades de productos.
Estequiometría es el estudio de las relaciones ponderales o de masa entre
reactivos y productos en una reacción química.
Reacción química es el cambio o transformación química.
Las reacciones químicas son representadas por las ecuaciones químicas.
Reactivos
Productos
La estequiometría preside lo que debería suceder, pero no lo que sucederá en
una reacción química.
Leyes estequiométricas
Ley de la conservación de la materia
Esta Ley fue postulada por Antonie Lavoisier después de realizar varios
experimentos en los cuales la cantidad de más de las sustancias constituyentes
rea igual al de las sustancias obtenidas de la masa de las sustancias obtenidas
después del cambio químico sufrido.
Por lo que su ley dice: la materia no se crea ni se destruye, solo se transforma.
Ley de las proporciones constantes
Esta ley es también conocida como ley de las proporciones definidas o fíjas.
En sus experimentos el químico francés Joseph Prooust realizo innumerables
análisis cuantitativos, en los cuales se percató de que los elementos, al unirse
para formar un compuesto, siempre lo hacen de la misma cantidad, la cual
permanece fija e invariable.
Es por eso que esta ley dice: Los elementos que forman un compuesto se
combinan siempre en la misma proporción.
Ley de las proporciones múltiples
Dalton, al realizar sus experimentos, se dio cuenta de que hay elementos que al
combinarse en diferente proporción forman compuestos distintos.
Esta ley nos menciona lo siguiente: Dos elementos se pueden combinar en
proporciones diferentes formando compuestos distintos.
Ley de la conservación de la materia.
Ley de conservación de la materia. La masa de un sistema permanece
invariable cualquiera que sea la transformación que ocurra dentro de él; esto es,
en términos químicos, la masa de los cuerpos reaccionantes es igual a la masa de
los productos en reacción. Así fue enunciada en el año 1745, Mijaíl Lomonosov.
En el mismo año, y de manera independiente, el químico Antoine Lavoisier
propone que “la materia no se crea ni se destruye, sólo se transforma”. Es por esto
que muchas veces la ley de conservación de la materia es conocida como ley de
Lavoisier-Lomonosov.
La ley de conservación de la masa o ley de conservación de la materia o ley de
Lomonósov-Lavoisier es una de las leyes fundamentales en todas las ciencias
naturales. Fue elaborada independientemente por Mijaíl Lomonósov en 1745 y por
Antoine Lavoisier en 1785. Se puede enunciar como «En una
reacción química ordinaria la masa permanece constante, es decir, la masa
consumida de los reactivos es igual a la masa obtenida de los productos».
Una salvedad que hay que tener en cuenta es la existencia de las reacciones
nucleares, en las que la masa sí se modifica de forma sutil, en estos casos en la
suma de masas hay que tener en cuenta la equivalencia entre masa y energía.
Esta ley es fundamental para una adecuada comprensión de la química. Está
detrás de la descripción habitual de las reacciones químicas mediante la ecuación
química, y de los métodos gravimétricos de la química analítica.
Estos científicos se referían a la materia másica. Más adelante se observó que en
algunas reacciones nucleares existe una pequeña variación de masa. Sin
embargo, esta variación se explica con la teoría de la relatividad de Einstein, que
propone una equivalencia entre masa y energía. De esta manera, la variación de
masa en algunas reacciones nucleares estaría complementada por una variación
de energía, en el sentido contrario, de manera que si se observa una disminución
de la masa, es que ésta se transformó en energía, y si la masa aumenta, es que la
energía se transformó en masa.
Teniendo en cuenta la ley de conservación de la materia, cuando escribimos una
ecuación química, debemos ajustarla de manera que cumpla con esta ley. El
número de átomos en los reactivos debe ser igual al número de átomos en los
productos. El ajuste de la ecuación se logra colocando índices estequiométricos
delante de cada molécula. El índice estequiométrico es un número multiplica a
los átomos de la sustancia delante de la cual está colocado.
Ley de las proporciones constantes
Cuando se producen reacciones no siempre se consumen el total de los reactivos
que en estas reacciones intervienen. Joseph Louis Proust (1754 – 1826) de
nacionalidad Francesa al igual que Lavoisier, trabaja como químico en España
por un lapso de veinte años, tras un trabajo muy preciso y minucioso acotando
todo tipo de experiencias, logra demostrar la relación entre sustancias químicas
por que las sustancias reaccionantes era siempre la misma, un aporte que lego,
dejo claro la no dependencia del método de trabajo utilizado en los laboratorios
que esta relación no era dependiente de ello.
Proust enunció su ley.
“Los reactivos que intervienen en una reacción química lo hacen siempre en una
proporción determinada.
“Cuando se combinan dos o más elementos para dar un determinado compuesto
siempre lo hacen en una relación de masas constantes” Lo que esta diciendo es
que siempre va a se de un porcentaje igual cada uno de aquellos elementos, sin
importar si solo se combinan 10g o 100 g, esta ley es utilizada al encontrarse
reactivos de manera ilimitada en la naturaleza.
Pongamos un metal a la intemperie (Cu) como cualquier metal se oxidara con la
ayuda de nuestro amigo el oxígeno
Cu + O = Cu2O (100 %)
2 g + 0,5 g = 2.5 g (100%)
Como vez Cu tiene una proporción del 80% y el O completa el 100% aportando el
20% restante.
Con este conocimiento podemos saber cuándo hay otro compuesto aun si no
poseemos todos los datos.
Un Resumen de la ley de Proust.
De los experimentos de electrolisis, se obtuvieron reacciones volumétricas y de
masa en el agua formada porH2O.
En 1799 Louis Proust estableció que” cuando dos o más elementos se combinan
para formar un compuesto, lo hacen en una relación de masa definida y constante.
H2O MH / MO= K = 1 / 8 Esto indica que un gramo de hidrogeno necesita 8
gr de oxígeno para formar agua.
(Cuando hacemos un ejercicio si nos da como cociente 1/8 es que esta en la
proporción indicada, de lo contrario no cumple la ley de Proust)
Ley de las proporciones múltiples
El químico de Inglés Dalton descubrió que algunos elementos se combinaban en
más de una proporción con una cantidad fija, dando compuestos distintos. Fue
entonces cuando enunció la Ley de las proporciones múltiples. Dos elementos se
pueden combinar entre sí en más de una proporción para dar diferentes
compuestos. Una cantidad fija determinada de un reactivo se combina con otras
cantidades variables de otros elementos, de manera que las cantidades variables
del segundo elemento guardan entre sí una relación de números enteros sencillos.
La teoría de Dalton y de Proust fueron justificadas por la Teoría atómica que el
mismo Dalton enunció y ayudó a comprender o a intuir de la existencia de los
átomos aunque en aquella época, no se podían ver.
Justificación de las leyes ponderales (Ley de las proporciones definidas y Ley de
las proporciones múltiples):
1º Consecuencias de la ley de las proporciones definidas.
Si la materia está formada por átomos la masa de sus productos será la masa de
los reactivos:
Ejemplo.
2º Consecuencias de la Ley de las proporciones múltiples.
Si dos elementos se unen en varias proporciones para formar distintos
compuestos quiere decir que sus átomos se unen en relaciones numéricas
diferentes. Si un átomo del elemento A se une, por ejemplo, con uno y con dos
átomos del elemento B, se comprende que la relación en peso de las cantidades
de este elemento (uno y dos átomos) que se unen con una misma cantidad de
aquél estén en relación de 1 : 2.
Ejemplo.
Curiosidad: El Daltonismo (ceguera a algunos colores) fue descrito por primera
vez por Dalton, que sufría el mismo de Daltonismo. De ahí el nombre de la
enfermedad. La ceguera a ciertos colores que padecía, conocida hoy como
daltonismo, le jugó más de alguna mala pasada a este científico. Al momento de
experimentar sus teorías en el laboratorio, pocas veces pudo comprobarlas porque
confundía los frascos de reactivos. Sin embargo, continuaba firme defendiendo
sus ideas en el papel.
Cálculos estequiométricos A:
La expresión ³cantidad estequiométrica´ indica la cantidad exacta que se necesita
de una sustancia de acuerdo con una ecuación química. Para efectuar los cálculos
estequiométricos A se siguen una serie de etapas.
1) Primero se escribe la ecuación química igualada. Puesto que lo más fácil es
utilizar relaciones de moles como base de cálculo.
2) La segunda etapa consiste en transformar en moles la información
suministrada.
3) En la tercera etapa se examinan las relaciones molares en la ecuación química
para obtener la respuesta a la pregunta que haya sido formulada. En esta etapa
hay que tener en cuenta si alguno de los reactivos es un reactivó limitante, que es
aquel reactivo que está presente en la cantidad estequiométrica más pequeña de
manera que determina la cantidad máxima de producto que se puede obtener.
Unidades de Medida
Átomo-gramo: Cantidad de sustancia que contiene el peso atómico Molécula-
gramo del elemento expresado en gramo. H= 1,0079 (U.M.A.); 1,0079 gr 1.-un
átomo ± gramo de oxígeno pesa 16 gramos 2.-un átomo ± gramo de nitrógeno
pesa14 gramos 3.-un átomo ± gramo de carbono pesa 12 gramos Mol-gramo: Es
un número de moléculas contenidas en la molécula-gramo o el peso molecular de
una sustancia expresada en gramos. H2O = 18 (U.M.A.); 18 gr. Número de
Avogadro: El número de moléculas que hay en un volumen molar se denomina
número de Avogadro. El número o constante de Avogadro NA ²por Amedeo
Avogadro² es una constante utilizada en química y física para establecer una
relación entre la masa o el volumen y la cantidad de materia. Se define
originalmente como «la cantidad de átomos de carbono-12 contenidos en 12
gramos de este elemento». El valor recomendado para NA en 2002 por CODATA
es: NA = (6,0221415 0,0000010) × 1023 mol1. A la cantidad de un elemento
igual a NA se la denomina mol. El número de Avogadro también es el factor de
conversión entre el gramo y la unidad de masa atómica (uma): 1 g = NA uma.
Volumen-gramo: Es el volumen que ocupa una mol de un gas en condiciones
normales de temperatura y presión*, y es igual a 22.4 1/mol. Temperatura normal:
0° C o 273° K Nota: Cuando se usa el término mol debe especificarse el tipo
de partículas elementales a que se refiere, las que pueden ser átomos, moléculas,
iones, electrones, otras partículas o grupos específicos de estas partículas. As, los
términos más antiguos de átomo-gramo, molécula-gramo, ion-gramo y fórmula-
gramo han sido sustituidos actualmente por el término mol. Como consecuencia
de la ley de Richter, a partir de un peso equivalente patrón (h = 1,008), es posible
asignar a cada elemento un peso de combinación que se denomina peso
equivalente
Unidades de medida usuales: atomogramo, mol-gramo, volumen-gramo
molecular, número de Avogadro.
Átomo-gramo: Cantidad de sustancia que contiene el peso atómico Molécula-
gramo del elemento expresado en gramo. La masa en gramos de los átomos de
los elementos debe encontrarse en la misma relación que sus masas atómicas.
Para todos los elementos, podemos concluir que la masa atómica de “x” elemento
expresada en gramos, representa un número similar de átomos de todos los
elementos. Se encontró experimentalmente que éste número era de 6.02 x
1023 átomos, el número de Avogadro. Masa del átomo – gramo (abreviado átomo –
gramo) es la masa atómica del elemento expresado en gramos.
Ejemplo: El átomo – gramo del:
Cloro = 35. 453 gr
Carbono = 12.01115 gr
Azufre = 32. 064 gr.
Hidrógeno = 1.00 797 gr
Oxígeno = 15.9994 gr
Mol-gramo
Es un número de moléculas contenidas en la molécula-gramo o el peso molecular
de una sustancia expresada en gramos.
MASA FORMULA (Peso formula, peso molecular o masa molecular - para
enlaces covalente)
La suma de la masa de los átomos, como se indica en la fórmula representa
la masa – fórmula de la sustancia. En el caso de los compuestos covalentes
como el agua, la masa formula también se llama masa molecular.
Se determina multiplicando el número de átomos de cada elemento de la fórmula
del compuesto por su masa atómica que se consulta en la tabla periódica.
Ejemplo.
Calcular la masa – fórmula para:
H2O = 18 uma
H = 1.00 uma x 2 = 2.00 uma
O = 16.00 uma x 1 = 16.00 uma
18.00 uma
Volumen gramo molecular:
Es el volumen que ocupa una mol de un gas en condiciones normales de
temperatura y presión*, y es igual a 22.4 1/mol.
*Temperatura normal: 0° C o 273° K
Presión Normal: 1atm o 760 mm de Hg.
Número de Avogadro. :
El número de moléculas que hay en un volumen molar se denomina número de
Avogadro.
El número o constante de Avogadro NA —por Amedeo Avogadro— es una
constante utilizada en química y física para establecer una relación entre la masa
o el volumen y la cantidad de materia. Se define originalmente como «la cantidad
de átomos de carbono-12 contenidos en 12 gramos de este elemento». El valor
recomendado para NA en 2002 por CODATA es:
NA = (6,0221415 ± 0,0000010) × 1023 mol−1.
A la cantidad de un elemento igual a NA se la denomina mol. El número de
Avogadro también es el factor de conversión entre el gramo y la unidad de masa
atómica (uma): 1 g = NA uma.
• Todo el volumen de la Luna dividido en bolas de 1 mm de radio daría (muy
aproximadamente) el número de Avogadro.
Cálculos estequiométricos B: relación pesopeso, relación peso-
volumen reactivo limitante, reactivo en exceso, grado de conversión o
rendimiento
Relaciones mol-mol.
En este tipo de relación la sustancia dato se da en unidades de moles y la
sustancia incógnita también se pide en unidades de moles.
Relaciones peso-peso.
Las llamadas relaciones estequiométricas dependen de la manera en que se
plantea el problema, es decir de las unidades en que se da la sustancia dato del
problema y de las unidades en que se requiere o pide la sustancia incógnita (dato
que se desconoce y se pide calcular).
RELACIÓN MASA – MASA 0 PESO-PESO
En éste tipo de problemas las cantidades que se conocen y las que se pregunta
están en alguna unidad de cantidad de masa, normalmente en gramos. Algunas
veces la información proporcionada está en moles y se nos cuestione por la
cantidad en gramos o viceversa.
REACTIVO LIMITANTE
Reactivo limitante.- El que se encuentra en menor cantidad en una reacción
química y de ella depende la cantidad de producto obtenido.
Reactivo en exceso.- Sustancia que se encuentra en mayor cantidad y que cuando
reacciona toda la sustancia limitante, existe una cantidad de ella que no participa
en la reacción; es decir es un sobrante en la reacción
Rendimiento de una reacción
La cantidad de reactivo limitante presente al inicio de una reacción determina el
rendimiento teórico de la reacción, es decir, la cantidad de producto que se
obtendrá, si reacciona todo el reactivo limitante. El rendimiento teórico es el
máximo rendimiento, el cual se calcula a partir de la ecuación balanceada. En la
práctica, el rendimiento real, o bien la cantidad de producto que se obtiene
realmente en una reacción, casi siempre es menor que el rendimiento teórico.
La cantidad de producto que se obtiene si reacciona todo el reactivo limitante se
denomina elrendimiento teórico de la reacción,
La cantidad de producto que se obtiene realmente en una reacción es
el rendimiento real
Rendimiento real < Rendimiento teórico
El rendimiento porcentual o porcentaje del rendimiento describe la relación del
rendimiento real y el rendimiento teórico
Por ejemplo en el ejercicio anterior calculábamos que se formarían 155.45 g de
urea. Este es el rendimiento teórico. Si en realidad se formasen 131.88 g el
porcentaje de rendimiento sería:
% de Rendimiento = 131.88 g X 100 = 84.84 %
155.45 g
El intervalo del porcentaje del rendimiento puede fluctuar desde 1 hasta 100%. Los
químicos siempre buscan aumentar el porcentaje del rendimiento de las
reacciones. Entre los factores que pueden afectar el porcentaje del rendimiento se
encuentran la temperatura y la presión.
Reacciones Químicas Simples.
Reacciones Químicas
Consisten en una transformación de las sustancias iniciales (REACTIVOS) para
obtener unas determinadas sustancias finales (PRODUCTOS).
Desde el punto de vista atómico se pueden interpretar las reacciones químicas
como una ruptura en los enlaces entre los átomos, y un reordenamiento de los
mismos para formar sustancias nuevas.
En todas las Ecuaciones químicas se debe cumplir la ley de la conservación de la
masa. Lo que significa que debe haber el mismo número de átomos en
los reactivos como en los productos.
Para esto se utilizan unos números delante de cada sustancia en la ecuación para
así ajustarla y que se mantenga la proporción que deben mantener dichas
sustancias al reaccionar.
Ejemplo:
CH4 + 2O2 CO2 + 2H2O
Las reacciones químicas ajustadas nos suministran cierta información:
Cualitativas: Indica cuales son las sustancias reaccionantes
Cuantitativas: Nos indica la relación existente entre las cantidades de reactivos y
productos
Energía De Las Reacciones Químicas
Debido a que la energía de los productos es distinta a la energía de los reactivos,
en las R.Q. se producen ciertas transferencias de energía:
exotérmica: es cuando la energía de los reactivos es mayor que la de los
productos, esto quiere decir que durante el transcurso de la R.Q. se produce un
desprendimiento de energía, ya sea en forma de luz, calor, etc.
Este desprendimiento de energía se produce de diversas formas:
Mediante un intercambio de calor (combustión de butano)
Mediante la producción de energía eléctrica
Mediante la producción de luz y sonido (dinamita)
Endotérmica: Se produce cuando la energía de los reactivos es menor a la de los
productos, entonces se produce una absorción de energía (aportada) durante el
proceso de la reacción química.
Este aporte de energía se realiza por:
Un suministro de calor
Un suministro de energía eléctrica
Aporte de luz (Fotosíntesis)
En las R.Q. se produce siempre un desprendimiento o absorción de energía
debido a los cambios de energía interna que experimentan las sustancias de una
R.Q.
A la energía desprendida o absorbida en una R.Q. debido a una diferencia de
temperatura le llamamos Calor de reacción.
En una R.Q. exotérmica el calor de reacción es negativo, mientras que en una
R.Q. endotérmica es positivo
Para calcular el calor absorbido o el calor desprendido se utilizan las ecuaciones
termoquímicas, en las cuales se indica al final de la reacción el valor numérico
del calor de reacción.
Ejemplos: C + O2 CO2 + 393,5 KJ EXOTÉRMICA ("H = -393,5 KJ)
N2 + O2 2NO - 180,7 KJ ENDOTÉRMICA ("H = 180,7 KJ)
Reacciones de Combustión
Son aquellas R.Q. en las que actua una sustancia llamada Combustible que
reacciona con el Comburenteproduciendoce en la gran mayoria de los
casos CO2 y H2O.
En estas reacciones se produce siempre un gran desprendimiento de energicen
forma de radiación termica y/o luminosa
Tipos de R.Q.
· Síntesis o combinación (A + B AB)
Dos o mas sustancias reaccionan para dar lugar a una mas compleja
· Descomposición (AB A + B)
Una sustancia se descompone para dar lugar a dos o mas sustancias simples
· Desplazamiento o sustitución (AB + C AC + B)
al combinarse dos o mas sustancias estas se reagrupan formando sustancias
nuevas
Reactivo Limitante
Las reacciones químicas nos indican la proporción en que las sustancias
reaccionan, pero estas sustancias pueden encontrarse en cualquier proporción,
por tanto la reacción dependera de una sustancia, la cual se encuentra en cierta
proporción, y cuando esta sustancia se agote, finalizara la reacción. A dicha
sustancia la llamamos Reactivo Limitante, y que normalmente es la que se
encuentra en menor proporción.
De esta forma la ecuación se encuentra en una correcta proporción gracias a los
números en ROJO
Acido-base
Cuando en una solución la concentración de iones hidrógeno (H+)es mayor que la
de iones hidróxilo (OH–), se dice que es ácida. En cambio, se
llama básica o alcalina a la solución cuya concentración de iones hidrógeno es
menor que la de iones hidróxilo.
Una solución es neutra cuando su concentración de iones hidrógeno es igual a la
de iones hidróxilo. El agua pura es neutra porque en ella [H+] = [OH–]. (Ver:
Ionización del agua)
La primera definición de ácido y base fue acuñada en la década de 1880
por Savane Arrhenius quien los define como sustancias que pueden donar
protones (H+) o iones hidróxido (OH-), respectivamente. Esta definición es por
supuesto incompleta, pues existen moléculas como el amoniaco (NH3) que
carecen del grupo OH- y poseen características básicas.
Una definición más general fue propuesta en 1923 por Johannes
Brönsted y Thomas Lowry quienes enunciaron que una sustancia ácida es
aquella que puede donar H+, exactamente igual a la definición de Arrhenius; pero a
diferencia de éste, definieron a una base como una sustancia que puede aceptar
protones.
Una definición más general sobre ácidos y bases fue propuesta por Gilbert
Lewis quien describió que un ácido es una sustancia que puede aceptar un par de
electrones y una base es aquella que puede donar ese par.
Los ácidos y las bases se caracterizan por:
Ácidos Bases
Tienen sabor agrio (limón, vinagre,
etc).
Tiene sabor cáustico o amargo (a
lejía)
En disolución acuosa enrojecen la
tintura o papel de tornasol
En disolución acuosa azulean el papel
o tintura de tornasol
Decoloran la fenolftaleína enrojecida
por las bases
Enrojecen la disolución alcohólica de
la fenolftaleína
Producen efervescencia con el
carbonato de calcio (mármol)
Producen una sensación untuosa al
tacto
Reaccionan con algunos metales
(como el cinc, hierro,…),
desprendiendo hidrógeno
Precipitan sustancias disueltas por
ácidos
Neutralizan la acción de las bases Neutralizan la acción de los ácidos
En disolución acuosa dejan pasar la
corriente eléctrica, experimentando
ellos, al mismo tiempo una
descomposición química
En disolución acuosa dejan pasar la
corriente eléctrica, experimentando
ellas, al mismo tiempo, una
descomposición química
Concentrados destruyen los tejidos
biológicos vivos (son corrosivos para
la piel)
Suaves al tacto pero corrosivos con la
piel (destruyen los tejidos vivos)
Enrojecen ciertos colorantes
vegetales
Dan color azul a ciertos colorantes
vegetales
Disuelven sustancias Disuelven grasas y el azufre
Pierden sus propiedades al reaccionar
con bases
Pierden sus propiedades al reaccionar
con ácidos
Se usan en la fabricación de jabones
a partir de grasas y aceites
Tanto ácidos como bases se encuentran en gran cantidad en productos usados en
la vida cotidiana, para la industria y la higiene, así como en frutas y otros
alimentos, mientras que el exceso o defecto de sus cantidades relativas en
nuestro organismo se traduce en problemas de salud.
Teoría Ácido-Base de Lowry-Bronsted
Según Bronsted y Lowry, ácidos son todos los compuestos o iones capaces de
ceder protones (H+) al medio y bases son los que pueden aceptar protones del
medio.
Cuando una molécula o anión puede tomar un H+ (base de Bronsted-Lowry), se
forma su "ácido conjugado"
Base Protón que gana Ácido conjugado
OH- H+ H2O
NH3 H+ NH4+
CO3-2 H+ CO3H-
Cuando un ácido pierde un ion hidrógeno, se forma su "base conjugada".
Ácido Protón que pierde Base conjugada
ClH H+ Cl-
SO4H2 H+ SO4H-
NO3H H+ NO3-
Fuerza de los ácidos y las bases
La fuerza de un ácido o la de una base está determinada por su tendencia a
perder o a ganar protones. Los ácidos pueden dividirse en fuertes (ClH, SO4H2,
NO3H, etc.) y débiles (PO4H2–, CH3COOH, CO3H2, etc.). Las moléculas de los
primeros se disocian en forma prácticamente total al ser disueltos en agua. Los
segundos sólo ionizan una pequeña proporción de sus moléculas. De aquí que,
para una misma concentración de ácido, la concentración de iones hidrógeno es
mayor en las soluciones de ácidos fuertes que en las de los débiles.
Las bases también pueden dividirse en fuertes (NaOH, KOH, Ca (OH)2, etc.) y
débiles (NH3, trimetilamina, anilina, etc.). Las primeras se disocian completamente
en solución. Al igual que para ácidos débiles, las constantes de disociación de las
bases débiles (KB) reflejan el grado de ionización.
Una generalización útil acerca de las fuerzas relativas de los pares ácido-base es
que si un ácido es fuerte, su base conjugada es débil y, para las bases, si una
sustancia es una base fuerte, su ácido conjugado es débil.
OBTENCION DE COMPUESTOS ORGANICOS
HALOGENUROS,COMBUSTION DE HIDROCARBUROS, BENCENO Y SUS
DERIVADOS, POLIMEROS.
Hologenuros
Son aquellos compuestos orgánicos que poseen uno o varios átomos de
halógeno en su molécula. Existen diversos tipos de h., que se diferencian no sólo
en el halógeno, sino también en la reactividad característica del mismo.
Halogenuros en carbono saturado. Son los que poseen el átomo o átomos de
halógeno en un átomo de carbono con hibridación sp3
a) Los haluros de vinilo, comoCH2-CH-Cl CH3-CH-CH-Br cloruro de
vinilo bromuro de propenilo.
b) Los haluros de arilo, comoC6H5-Cl p-Br-Q114clorobenceno p-
dibromobenceno Existen otros muchos compuestos orgánicos halogenados que
no se incluyen entre los h. por tener otros grupos funcionales o formar el átomo de
halógeno parte de una función más compleja. Entre ellos se pueden citar los
cloruros de ácido (como el cloruro de acetilo, CH30001), las halohidrinas (como la
clorhidrina etilénica, HOCH2CH2CI), los ácidos halogenados.
La combustión
La combustión es el proceso químico por el cual una sustancia, llamada
combustible, reacciona con el oxígeno. En general, esta reacción es fuertemente
exotérmica, desprendiéndose energía en forma de calor, luz o sonido.
Esta reacción no tiene lugar de forma espontánea, sino que, para que comience,
ha de aportarse energía a través de una llama o de una chispa eléctrica. Eso si,
una vez empezada, continúa por sí sola hasta que se agote el combustible o el
oxígeno.
Es una reacción de gran importancia, tanto en la naturaleza como para la actividad
humana, ya que es la forma en que los seres vivos y los artefactos humanos
obtienen de forma muy mayoritaria su energía. Reacciones de combustión
particularmente importantes son:
La combustión del carbono. Su ecuación química es la siguiente: C(s) +
O2(g) → CO2(g). El producto es dióxido de carbono y se desprende energía
lumínica y calorífica. Cuando esta reacción tiene lugar con poco oxígeno, la
reacción es entonces: C(s) + ½O2(g) → CO(g), formándose monóxido de
carbono, un gas venenoso y muy peligroso.
La combustión de hidrocarburos (compuestos cuya base es carbono e
hidrógeno). En esta reacción se forma CO2 y vapor de agua. Es la reacción que
tiene lugar en la combustión de los combustibles fósiles (carbón y petróleo), fuente
básica de obtención de energía en nuestra sociedad. Un ejemplo de esta reacción
es la combustión del metano:
CH4(g) + 2O2(g) → CO2 (g) + 2 H2O (g)
La combustión de la glucosa en el cuerpo humano. La glucosa, procedente de la
digestión de ciertos alimentos o de la transformación de otras sustancias,
reacciona con el oxígeno presente en las células, produciendo CO2, agua y
liberando energía. Esta reacción es lo que se conoce como respiración, cuya
importancia no es necesario recordar.
Un punto importante a destacar, es que los productos de la combustión,
fundamentalmente el dióxido de carbono, tienen una gran incidencia cuando son
liberados al medio ambiente, ya que este gas es el que produce mayor efecto
invernadero.
Compuestos Orgánicos más importantes, como se obtienen, sus propiedades y
usos:
ÁCIDO ACÉTICO (CH3COOH):
Por oxidación catalítica de los gases del petróleo
Por oxidación del etanal o acetaldehído
Haciendo reaccionar alcohol metílico con monóxido de carbono
Propiedades: Se presenta como liquido incoloro de olor muy picante. Funde
a 16ºC y ebulle a 118ºC. Su densidad es 1,05q/cm3. Es soluble en agua,
alcohol y éter.
Usos: Se emplea en la producción del plástico, como alimento, en la
fabricación de colorantes, insecticidas y productos farmacéuticos; como
coagulante del látex natural.
Ácido ascórbico o Vitamina C:
Obtención: Se encuentra presente en las frutas cítricas
Propiedades: Se presenta en forma de cristales blancos. Es soluble en agua,
ligeramente soluble en alcohol e insoluble en éter. Funde a 192ºC
Usos: Se emplea como antioxidante y preservativo de alimentos como la
mantequilla, la leche de larga duración, bebidas y vinos. En medicina, para
prevenir el escorbuto
Ácido Cítrico (C6H8O7):
Obtención: A partir de las frutas como el limón, la lima, la toronja y la naranja.
También se le obtiene por fermentación degradante de carbohidratos
Propiedades: Se presenta en forma de cristales o polvo translúcido incoloro.
Funde a 153ºC. Su densidad es 1,54g/cm3. Es soluble en agua y en alcohol.
Usos: Se usa como antioxidante en alimentos tales como vinos, bebidas
refrescantes y sodas, confitería, leche concentrada de larga duración y alimentos
enlatados (caviar, gambas); como agente quitamanchas del acero inoxidable y de
otros metales
Éter dietílico (C4H10O):
Obtención: Se prepara por deshidratación del alcohol etílico
Propiedades: Es un líquido de color agradable y penetrante, muy volátil e
inflamable. Sus vapores son los mas densos que el aire, pero mas livianos que el
agua. Su densidad es 0,78g/cm3. Funde a -16ºC y ebulle a 35ºC. Presenta un
gran poder disolvente ya que diluye al caucho, al aceite y a las grasas.
Usos: En medicina, como analgésico local, En el laboratorio, como disolvente y
reactivo.
Alcohol etílico o Etanol (C2H6O):
Obtención: Se puede obtener de diversas maneras: por síntesis, partiendo del
acetileno; por fermentación de sustancias azucaradas y por destilación del vino.
Propiedades: Es un líquido incoloro, de olor característico, agradable y sabor
ardiente. Ebulle a 78ºC. Es soluble en agua, en todas las proporciones. Su
densidad es 0,79g/cm3.
Usos: Como componente de las bebidas alcoholicas y en la síntesis de
compuestos orgánicos.
Un compuesto orgánico se reconoce porque al arder produce un residuo negro de
carbón. Al comparar el estado físico y la solubilidad de diferentes compuestos
orgánicos nos percatamos de que: Pueden existir en estado sólido, líquido o
gaseoso
La solubilidad en el agua varía, desde los que son totalmente insolubles hasta los
completamente solubles donde están presentes.
Los compuestos orgánicos constituyen la mayor cantidad de sustancias que se
encuentran sobre la tierra. Contienen desde un átomo de carbono como el
gas metano CH4 que utilizamos como combustible, hasta moléculas muy grandes
o macromoléculas con cientos de miles de carbono como el almidón, las proteínas
y los ácidos nucleídos. La existencia de tantos compuestos orgánicos de
diferentes tamaños se debe principalmente a:
La capacidad del átomo de carbono para formar enlaces con otros átomos de
carbono. La facilidad con que el átomo de carbono puede formar cadenas lineales,
ramificadas, cíclicas, con enlaces sencillos, dobles o triples.
El átomo de carbono, puede formar enlaces en las tres dimensiones del espacio.
Olores característicos de algunos compuestos orgánicos.
ELEMENTOS DE IMPORTANCIA ECONOMICA, INDUSTRIAL Y AMBIENTAL
EN EL PAIS O EN LA REGION.
Elemento de Importancia Económica:
Hidrogeno, Boro, Carbono, Oxigeno, Cloro, Bromo, Yodo
Elemento de Importancia Industrial:
Aluminio, Cobalto, Mercurio, Antimonio, Cobre, Hierro, Oro
Elementos de Importancia Ambiental:
Bromo, Azufre, Cadmio. Mercurio, Antimonio, Arsénico,Fósforo ,Plomo ,Cloro,
Cromo, Manganeso