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

2

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 +

3

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.

4

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

5

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.

9

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

14

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

15

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.

16

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.

17

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

18

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

19

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.

59

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

62

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