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
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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. La notación (aq)
casi siempre se omite para los iones en solución acuosa.
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 egún grado de calor
C ombustión
Doble sustitución
Desplazamiento
S íntes is
Descompos ición
E ndotérmicas
E xotérmicas
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 se efectúan con
desprendimiento de calor (energía calorífica)
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 (reducción-
oxidación) Por ejemplo, el hiero es capaz de reaccionar con el cloro de
acuerdo a la siguiente reacción:
Reducción
2Fe0 + 3Cl20 = 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 NH4NO3 + 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) + H2 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 HNO3; H 10 en reactivos y 6 en productos;
multiplicamos por 3 el agua. El oxígeno queda equilibrado: 30 átomos en
ambos miembros.
10HNO3 + 4Zn NH4NO3 + 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(SO4)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 + H2CO3
c. Al + HCl H2 + AlCl3
d. C3H8 + O2 CO2 + H2O
e. PCl3 + H2O H3PO3 + HCl
f. Al + O2 Al2O3
g. H2S + O2 H2O + SO2
8. Equilibrar las siguientes ecuaciones químicas mediante el método de
óxido reducción:
a. CrCl3 + KOH + ClO3 KCl + K2CrO4 + H2O
b. HclO2 + HCl H2O + Cl2
c. PbO + NH3 Pb + N2 + H2O
d. KmnO4 + FeSO4 + H2SO4 MnSO4 + Fe2(SO4)3 + K2SO4 + H2O
e. KclO3 + Kl + H2O KCl + I2 + KOH
f. MnO4 + NO2 - + H+
Mn+2 + NO3- + H2O
g. Cr2O7 - + H + + Cl - Cr +3 + H2O + Cl2
h. Br2 + OH - Br- + BrO3 + H2O
9. Equilibrar las siguientes ecuaciones químicas por el método de ensayo y
error, y clasificarlas según su tipo
a. NaOH + NH4Cl + Ag Cl Ag(NH3)2 Cl +NaCl + H2O
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b. NO + O2 NO2
c. CaCl2 + Na2CO3 NaCl + CaCO3
d. Ag CN Ag + C2N2
e. N2O5 C NO2 O2
f. Al + AgNO3 Al(NO3)3 + Ag
g. B2O3+ H2O H3 BO3
h. K2CO3 + Sr(NO3)2 Kno3 + SrCO3
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 Cl1-
d. I2 IO3-
e. HClO Cl1-
f. Sn4+ Sn2-
g. S8 S2-
h. 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 + HIO3 + NO + H2O
c. PH3 + KMnO4 + H2SO4 KHSO4 + MnSO4 + H3PO4 + H2O
d. Cl2 + AgNO3 + H2O Ag Cl + AgClO3 + HNO3
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e. CuS + HNO3 Cu(NO3)2 + NO + S + H2O
f. H3AsO4 + H2S S + As2 S3 + H2O
g. HI + H2SO4 H2S + I2 + H2O
h. K2Cr2O7 + HCl Cl2 + CrCl3 + KCl +H2O
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: H2SO4 + HBr SO2 + Br2 + H2O
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 + H2O
b. K2Cr2O7 + H2S + H2SO4 K2SO4 + Cr2(SO4)3 + S + H2O
c. Al2O3 + C + Cl2 KHSO4 + MnSO4 + H3PO4 + H2O
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d. Cu + AgNO3 Cu(NO3)2 + Ag
e. Sb2S3 + HNO3 H3SbO4+ SO2 + NO + H2O
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)
Masa B se une
con masa A
(g)
Relación
en Masa
Cloro y Oxigeno Cloro Oxigeno
Cl2O 70,90 16 8 1
Cl2O3 70,90 48 24 3
Cl2O5 70,90 80 40 5
Cl2O7 70,90 112 56 7
Carbono e hidrogeno Carbono Hidrógeno
CH4 12,01 4 4 4
C2H6 24,02 6 3 3
C2H4 24,02 4 2 2
C2H2 24,02 2 1 1
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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 + H2
Un mol de hierro produce un mol de FeSO4. 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 FeSO4
R/ Al reaccionar 18 g de hierro se forman 48,96 g de FeSO4.
EJERCICIOS PROPUESTOS 1. El acido clorhídrico es producido comercialmente por reacción de cloruro
de sodio con el ácido sulfúrico:
2 NaCl + H2SO4 Na2SO4 + 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 + 8HNO3 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 HNO3.
c. Masa de Cu necesaria para preparar 180 g de Cu(NO2)2
R/ a. 1,2, moles de NO; b. 13.51 g de H2O; 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 C4H10 + 13 O2 8 CO2 + 10 H2O
Que masa de CO2 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
Fe2O3.?
4 Fe + 3 O2 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 (PO4)2 + 6 SiO2 + 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 CO2
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?
22
C3H5 (OH)3 + 3 HNO3 C3H5 (NO3)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 Sb2S3
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 MnCl2 + 8 H2O + 5 Cl2
12. En una experiencia por reacción de 47,2 g de KMnO4 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 (CaCl2) de pureza al 75% con exceso
de nitrato de plata (AgNO3)? CaCl2 + 2 AgNO3 2 AgCl + Ca(NO3)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 (FeCl2) se recogen si la eficiencia de la reacción es de 92%?
Fe + 2 HCl FeCl2 + H2
R/ 17,48 g de FeCl2
23
15. En la descomposición de 6,8 g de KClO3 se preparan 0,06 moles de
oxígeno. Hallar la eficiencia de la reacción. 2 KClO3 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 + H2
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 + H2
a. 2
b. 12
c. 2,77
d. 8
e. 5,4
24
19. La masa de oxígeno que se obtiene por descomposición de 0,38 g de
clorato de potasio es:
2 KClO3 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 H2 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 H3PO3 + 3HCl a. 93,4 %
25
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 H2; Zn + H2SO4 ZnSO4 + 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
26
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.
27
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.
28
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 cm3.
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/cm2; 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.
29
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.
30
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 (Co) 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.
31
- 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.
32
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).
33
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.
34
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
35
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, Vf:
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:
36
P α T
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
37
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 mol-
molécula 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):
V α n (a T, P constantes)
Condiciones estándares (STP) o normales (CN) para los gases son:
Temperatura Normal : 0ºC o 273 K
Presión Normal : 760 torr o 1 atm.
Volumen Normal (1 mol) : 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
38
presión también depende de otra variable: la cantidad presente de gas (n). Si
n es el número de moles del gas entonces:
P α n
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 (Patm).
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:
39
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,
40
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.
41
- 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
42
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”?
43
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. 0,340 atm en mm Hg
b. 368 torr en mm hg
c. 2,72 atm en torr
d. 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
44
8. Un recipiente contiene CO2 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 (N2O)
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 moles de gas oxígeno a
condiciones estándares o normales?
R/ 168 litros
12. Hallar el volumen ocupado por 85 gr de NH3 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
45
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 N2O 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, H2;
dióxido de carbono, CO2.
46
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 1022; 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 H2S 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.
47
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 3,31 28ºC 6,21 33ºC
D 2,8 43ºC 770 torr 1,91 82ºC
e. 2,0 atm 25ºC 2,1 atm 750 ml 51ºC
f. 710 torr 220 ml 1,1 atm 0,640 l 100ºC
g. 560 mm Hg 720 ml 12ºC 280 mm Hg 20ºC
28. Completa la siguiente tabla para un gas ideal
P V N T
a, 51 1,25 300ºC
b. 10,4 at, 3500 nl 2,4
c, 1 atm 1 273 k
d,, 720 atm 300 ml 23ºC
e. 0,45 atm 500 ml 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
48
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
49
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. Su
volumen, en cc, y a 750 torr es de:
a. 75,26
b. 57,26
c. 7,83
d. 78,23
e. 75,3
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
50
41. El volumen en litros ocupado por 1 mol de CO2 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
51
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, KNO3 sufre descomposición térmica, se
producen nitrito de potasio, y O2 gaseoso. Si 5 gr de KNO3, 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.
52
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.
53
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 VALORES
Símbolo O
Fórmula Molecular O2
Masa Atómica 15,999 uma
Masa Molecular 32 uma
Número Atómico 8
Número de Masa 16
Estructura Electrónica 1 s2 2 s2 2 p4 ó 1 s2 2 s2 2 px2 2 py
1 2 pz1
Símbolo electrónico : ֵ o:
Formula electrónica :ö: ö: : ö : : ö : ö. ::: ö.
Densidad a CN 1,429 g/l
Punto de fusión - 214,4ºC
Punto de ebullición - 183ºC
Número oxidación -2, -1 (en oeróxidos), + 2 (en OF2)
Isótopos 8º16, 8º
17, 8º18
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
54
configuración electrónica del oxígeno es 1 s2 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: 8º
16, 8º17, 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.
55
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.
56
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,
57
grasas, proteínas, ácidos, álcalis. Además es un componente del petróleo y
del gas natural.
Propiedades del hidrógeno
PROPIEDAD VALORES
Símbolo H
Fórmula Molecular H2
Masa Atómica 1,008 uma
Masa Molecular 2,016 uma
Número Atómico 1
Número de Masa 1
Estructura Electrónica 1 s1
Símbolo electrónico H
Formula electrónica H : H
Densidad a CN 0,08987 g/l
Punto de fusión - 259,14ºC
Punto de ebullición - 252,7ºC
Número oxidación + 1, -1 (hidruros))
Isótopos 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.
58
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 + O2 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. A altas temperaturas, reacciona con
algunos óxidos para reducirlos.
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 + O2
Al + O2
S8 + O2
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 H2SO4 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
60
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
61
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
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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
63
25. Calcular la masa de KClO3 necesaria para obtener 3,0 l de O2 a 24ºC y
1,02 atm.
R/ 10,2 g de KClO3
64
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.
65
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 SOLVENTE SOLUCION EJEMPLO
Gas Gas Gas O2 en el aire
Líquido Gas Gas Vapor de agua en el aire
Sólido Gas Gas Vapor de yodo en el aire
Gas Líquido Líquido CO2 en el agua
Líquido Líquido Líquido Alcohol en agua
Sólido Líquido Líquido NaCl en agua
Gas Sólido Sólido Hidrógeno en paladio
Líquido Sólido Sólido Amalgama (Hg en Ag)
Sólido Sólido Sólido 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.
66
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.
67
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.
68
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.
69
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
70
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
71
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
72
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
73
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 = c R T
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.
74
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 que contiene 165
gr. de
V = 2,24 litros
R. se deben disolver los 165 g de en 2,24 litros de solución
75
EJERCICIOS PROPUESTOS
Para responder en el cuaderno
1. Describe la diferencia entre una mezcla homogénea y una heterogénea.
2. Se disuelve 25 g de KNO3, 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 K2 SO4 en agua contiene 4,3 g de sal en 100
cc. Calcular la normalidad de la solución
R/ 0,49 N
5. 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.
6. 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:
76
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 C2H5 OH en 200 g de H2O
a. 36 g de NaCl en 100 g de H2O
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. Hallar la
normalidad y la molaridad de la solución
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
77
14. Cuantos gramos de ácido fosfórico (H3PO4) 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 NaNO3 se debe tomar para preparar cada una
de las siguientes soluciones en agua.
a. 500 ml de solución 0,005 M en Na NO3?
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 H2SO4 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.
78
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, CCl4, (d = 1,595 g/ml), para obtener una solución de I2
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
79
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 (H2SO4) equivale a:
a. 4 N
b. 6 N
c. 2 N
d. 0,5 N
e. 1 N
80
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.
81
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
82
83
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
84
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
85
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 B2) 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 EA
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
86
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
87
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.
88
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
89
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 H2, 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 I2 y H2 se forma algo de HI, con lo cual
se llegaría a las mismas concentraciones finales de HI, I2 y H2 del caso
anterior; como el proceso es reversible la ecuación es:
90
La reacción directa se expresa hacia la derecha; la reacción inversa ocurre
una vez que se ha formado el I2 y H2. 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 Kc es la siguiente:
En donde el símbolo químico encerrado en corchetes designa la
concentración en moles por litro. El valor Kc es constante y depende
91
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.
92
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.
93
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.
94
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 H2 y N2 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 N2, y 67,8% de H2. La presión total es
50 atm. Calcular Kp para la reacción N2(g) + 3H2(g) = 2NH3(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
95
7. En un experimento a 25ºC las concentraciones en equilibrio de NO2 y
N2O4 para la reacción N2O4(g) = 2 NO2 fueron como sigue: N2O4 = 1,50 x
10-3 M y [NO2] = 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, H2 (g)+I2(g) 2HI (g) las
concentraciones de los tres compuestos en el estado de equilibrio dieron
los resultados siguientes: Concentración de H2 = [H2] = 0,431 x 10-3
mol/litro. Calcular Ke.
Puesto que se trata de concentración en equilibrio, se satisface la
condición:
(Observe que ∆n = 0, por eso, la constante de equilibrio no tiene
unidades)
9. Refiriéndonos al problema anterior, si las concentraciones de H2 y Hl son
2,0 moles litro y 10 moles/litro respectivamente, ¿Cuál será la
concentración de l2 en equilibrio a 490º C?
Como ya se conoce la constante de equilibrio para la reacción
mencionada, basta con despejar la concentración de l2, [„l2]; en la
ecuación, luego sustituir los valores
96
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 a
una mezcla de antes de que alcance el equilibrio?
4. Para la obtención de oxígeno en el laboratorio se utiliza la
descomposición del clorato de potasio según la ecuación:
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.
97
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 Ke.
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) = 2H2S (g). Si se tiene un equilibrio de 2,0
moles de H2S, 1,5 moles de H2 y 3 x 10-5 moles de S2 en un recipiente de
10 litros a 700ª C. ¿Cuál es el valor de Ke?
R. 5,93 x 105 litro/mol
9. Para la reacción 2SO2 (g) + O2 (g) = 2SO3 (g), las concentraciones de las
mezclas en equilibrio a 530º C son [SO3] = 8 mol/litro; [O2] = 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 PCl5
en un recipiente de 10 litros a 230º C. En el equilibrio la vasija contiene
0,30 moles de PCl5, 0,40 de PCl3 y 0,40 de Cl2. Calcular la constante de
equilibrio Ke para la disolución de PCl5 a 230º C.
R. 0,0533 mol/litro
11. Para la reacción N2 (g) + O2 (g) = 2NO (g) las concentraciones en el
equilibrio de los reaccionantes y el producto a 1700º C son: [N2] = 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 H2 y un mol de I2 en un vaso de un litro
y se equilibran a 490º C, ¿Cuál sería la concentración de HI en el
equilibrio?
R. 2M
98
Henri Louis Le Châtelier (Paris 1850-
1936), 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).
99
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
100
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: Cuanto más pequeños es el
pH, mayor es la acidez.
La relación de pH y pOH se puede ver en la expresión:
[H+] x [OH-] = Kw = 10-14
En la tabla siguiente se muestra la relación entre [H+], [OH-], pH y pOH.
101
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 pKa 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
ESCALA DEL pH
pH [H+] [OH-] pOH
Acido batería 0 100 10-14 14 Fuertemente acida
Acido estomacal 1 10-1 10-13 13
Jugo de limón 3 10-3 10-11 11
Agua de soda 4 10-4 10-10 10
Café negro 5 10-5 10-9 9 Débilmente acida
Agua pura 7 10-7 10-7 7 Neutra
Bicarbonato de sodio 9 10-9 10-5 5 Débilmente básica
Jabón de tocador 10 10-10 10-4 4
Detergentes 11 10-11 10-3 3
Limpiadores caseros 13 10-13 10-1 1
Limpiadores de cañerías 14 10-14 100 0 Fuertemente básica
102
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.
103
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 Ka 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 Ka
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.
104
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 ácido-
base.
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.
105
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 CH3COOH está parcialmente disociado, mientras que el HCL está
totalmente ionizado.
El producto en el punto de equivalencia CH3COONa 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 CH3COONa. El sistema CH3COOH/ 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 NH4Cl 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.
106
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
[ ] [ ] [ ]
[ ]
107
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
108
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
109
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.
110
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.
111
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
112
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
113
Compuestos cuaternarios: Constituidos por carbono, hidrógeno y otros
dos átomos diferentes
114
115
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
116
Sufijo secundario
117
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
118
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.
119
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
120
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
121
Encuentre las tripletas que se correlacionan
a. ( ) ( ) Alcohol
1. Ciaruno a.
b. ( ) ( ) Eter 2. Amida b. - X
c. ( ) ( ) Derivado de acido
3. Al c. - SH
d. ( ) ( ) Aldehído
4. Oico d. - S -
e. ( ) ( ) Cetona
5. Cloro
e.
f. ( ) ( ) Nitrilo
6. Hidroxi f. - O -
h. ( ) ( ) Acido
7. Ona
g.
i. ( ) ( ) Haluro
8. Tiol
h.
j. ( ) ( ) Mercaptano
9. Oxi i. - OH-
10. Amina j.
k.
l.
122
Encuentre las tripletas que se correlacionan
a. ( ) ( )
1. Aldehído A. Dimetil sulfuro
b. ( ) ( )
2. Acido B. Etano nitrilo
c. ( ) ( ) CH3 – CH2 – OH
3. Cetona C. Ácido etanoico
d. ( ) ( ) CH3 – S – CH3
4. Alcohol D. Metanotiol
e. ( ) ( )
5. Amina E. Etanamida
f. ( ) ( )
6. Tiol F. Etanol
g. ( ) ( ) CH3 – SH
7. Sulfuro G. Etanoato de metilo
h. ( ) ( ) CH3 – O – CH3
8. Ester H. Dimetilamina
i. ( ) ( )
9. Amida
I. Acetaldehido
j. ( ) ( )
10. Nitrilo J. Propanona
k. ( ) ( ) CH3 –NHCH3
11. Eter
K. Dimetil éter
123
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. ( ) Oato
c. ( ) Oilo
d. ( ) Oxi
e. ( ) 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
124
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 CH2
= CH ________________, y el radical – CH2 se llama____________
4. El nombre del compuesto es_______________ y del compuesto CH2 =
CH – CH2OH es ___________________
5. La estructura del etanoato de etilo es ____________________ y la
estructura del bromuro etanoilo es ____________________
125
EJERCICIOS
1. Asigne el nombre a cada una de las siguientes estructuras:
2. Asigne el nombre a cada estructuras:
126
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
127
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
128
129
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 – CH3
d. 1,2 –dimetilciclopropano
130
9. Escribe la clase de isomería a la que pertenece cada uno de los
siguientes isómeros:
131
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:
132
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 ceto-
enol 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
133
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.
134
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 (CH4), 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 (CH3 : Cl), proporcionando en
forma simultánea otro radical de cloro (Cl+) para retroalimentar el
135
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.
136
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.
137
EJERCICIOS PROPUESTOS
Copia las siguientes reacciones en tu cuaderno, clasifícalas 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.
138
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
139
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 (CaSO4), 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
140
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 CnH2n+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;
141
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 (CH3-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 C5 hasta C16 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.
142
PROPIEDADES FÍSICAS DE
ALGUNOS ALCANOS
Fo
rmu
la m
ole
cu
lar
Pu
nto
d
e
fusió
n
(ºC
)
Pu
nto
de E
bu
llic
ión
(ºC
)
Den
sid
ad
g
/cm
3,
líq
uid
os (
a 2
0 º
C)
CH4 -184,0 -161 0,424
C2H6 -172,0 -88 0,546
C3H8 -187,1 -45 0,582
C4H10 -135,0 0.6 0,579
C5H12 -148,0 36 0,631
C6H14 -94,0 69 0,658
C7H16 -90,5 98 0,683
C8H18 -98,0 126 0,702
C9H20 -51,0 150 0,719
C10H22 -32,0 174 0,747
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 =
143
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:
144
Alcanos: CnH2n+2
Cicloalcanos, un anillo: CnH2n
Cicloalcanos, dos anillos: CnH2n-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.
PROPIEDADES FÍSICAS DE LOS CICLOALCANOS
Nom
bre
Form
ula
mole
cu
lar
Pun
to
de
fusió
n (
ºC)
Pun
to
de
eb
ulli
ció
n (
ºC)
Densid
ad
g/c
m3
Ciclopropano C3H6 -127,6 -33,0 0,720
Ciclobutano C4H8 -50,0 12,0 0,745
Ciclopentano C5H10 -93,9 49,0 0,778
Ciclohexano C6H12 6,6 81,0 0,809
Cicloheptano C7H14 -12,0 119,0 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:
145
Además de la adición de H2, se pueden adicionar algunos halógenos como
cloro y bromo, cuando se calienta en presencia de Cr2O3.
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 PGE1 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,
146
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 sp2 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.
147
Los alquinos por su parte, son gases hasta C4, líquidos hasta C15 y solidos de
C16 en adelante. Sus puntos de ebullición son más elevados que los de los
alquenos correspondientes.
148
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)
149
Adición de haloácidos o hidrohalogenación
En el caso del agua ocurre un proceso semejante.
Alquenos simétricos
R – CH = CH – R ó R2 – 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.
150
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
molecular
Nombre del
polímero
Aplicaciones
Etileno CH2 = CH2 Polietileno (PE) Botellas, bolsas, películas
Propileno CH2 CH = CH2 Polipropileno (PP) Fibra para alfombras,
cuerdas, botellas
Estireno C6H5 – CH = CH2 Poliestireno (PS) 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, carbono-
carbono.
151
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
152
Oxidación
Adición de haloácidos
Si la adición se realiza sobre alquinos asimétricos, el proceso sigue la regla
Markovnikov
Alquilación de acetileno
Combustión de acetileno
153
METODO DE PREPARACION DE ALQUENOS
Cracking
Deshidratación de alcoholes
Deshidrohalogenación de halogenuros de aquilo
METODO DE PREPARACIÓN DE ALQUINOS
Derivados dihalogenados
Derivados tetrahalogenados
154
EJERCICIOS PROPUESTOS
Interpreta situaciones
1. Observa con atención los siguientes reacciones y elabora un cuadro que
incluya: Clase o tipo de reacción, la reacción completa y los nombres de
los reactivos y productos:
2. Completa las siguientes reacciones en tu cuaderno y escribe los nombres
de los reactivos y productos:
155
Establece condiciones
3. Escribe el nombre o la formula de cada compuesto, según el caso
156
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 (C6H6) pero se
desconocía la disposición de esos átomos.
157
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.
158
Comprobaciones experimentales mostraron que el benceno solo da un
producto monosustituido C5H5 – 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.
159
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-.
160
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
161
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
162
con facilidad por adición, como lo hacen los compuestos similares,
ciclohexadierno y ciclohexeno, que es una característica propia de la
estructura de los alquenos. Sin embargo, se observa que en condiciones
donde los alquenos reaccionan rápidamente, el benceno no reacciona o sólo
lo hace muy lentamente.
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:
163
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.
164
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
165
un solvente como bisulfuro de carbono o nitrobenceno, se obtiene una cetona
aromática.
ORIENTADORES SOBRE EL ANILLO AROMÁTICO
ORIENTADORES
ACTIVADORES ORTO Y PARA
Grupo orientador Orto
%
Meta
%
Para
%
-CH3 63 3 34
-OH 50 0 50
-NHCOCH3 19 2 79
ORIENTADORES
DESACTIVADORES ORTO Y PARA
Grupo orientador Orto
%
Meta
%
Para
%
-F 13 1 86
-Cl 35 1 64
-Br 43 1 56
-I 45 1 54
166
ORIENTADORES
DESACTIVADORES META
Grupo orientador Orto
%
Meta
%
Para
%
-NO2 7 91 2
-CN 17 81 2
-COOH 22 77 2
-CHO 19 72 9
COOCH2CH3 28 66 6
-N+(CH3)3 2 89 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
167
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.
168
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 _________
169
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 para las siguientes fórmulas
estructurales condensadas:
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.
170
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
171
b. Identifica su número atómico
c. Su configuración electrónica es:
d. Su valencia es:
GRUPOS FUNCIONALES
9. ¿Qué hace a una molécula reactiva?____________________________
10. ¿En qué se diferencian los siguientes Compuestos?
11. Encierra en un círculo y nombra los grupos funcionales de las
siguientes fórmulas
Fórmula Nombre del grupo funcional
___________________________________
__________________________________
___________________________________
___________________________________
___________________________________
172
12. Escribe una fórmula general usando los símbolos R y R ´ para cada uno
de los siguientes compuestos. Por ejemplo CH3OH es igual a ROH
a. CH3 – CH2 – CH2 – CO – CH3 ____________________________
b. CH3 – CH= C – CH2 – CH3 ____________________________
c. CH2 – Br – CH2 – CH – OH – CH3 __________________________
_______________________________
e. CH3 – CH2 – CH2 – CO – OH _________________________
f. CH3 – CH2 – CH2 – 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. ______________________________
173
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 ___________________________________
174
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 – CH3
c. Cl2C = CHCl
175
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
176
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
177
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. m-propil-anilina
27. 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
178
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 _________________________________________________
179
k. N2O5 _________________________________________________
l. Cl2O _________________________________________________
m. Cl2O3 _________________________________________________
n. Cl2O5 _________________________________________________
o. A52O3 _________________________________________________
p. A52O5 _________________________________________________
33. Escribe las formulas de:
a. Oxido de zinc ___________________________________
b. oxigeno de bismuto (III) __________________________________
c. oxido de manganisio ___________________________________
d. oxido de estánnico ___________________________________
e. petóxido de yodo ___________________________________
f. oxido de litio ___________________________________
g. Oxido aurico ___________________________________
h. Oxido hipoyodoso ___________________________________
i. Oxido brómico ___________________________________
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 ______________________________________________
180
g. Sb (OH)3 ______________________________________________
h. Sb (OH)5 ______________________________________________
i. Al (OH)3 ______________________________________________
j. CuOH ______________________________________________
k. Cu (OH)2 ______________________________________________
l. Ba (OH)2 ______________________________________________
35. 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 )
181
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