QUIMICA

__________________________________________________________________QUÍMICA__________________________________________________________________ TEMA 1 QUÍMICA Y MATERIA 1.1. Concepto de química La química es la ciencia que describe la materia, sus propiedades físicas y químicas, los cambios que experimenta y las variaciones de energía que acompaña a dichos procesos. La materia es todo aquello que tiene masa y ocupa un lugar en el espacio, químicamente, puede clasificarse en dos grandes grupos: sustancias puras y mezclas La química puede dividirse de muchas maneras como general y descriptiva, orgánica e inorgánica, cuantitativa y cualitativa. La siguiente es la división más usual: a.- Química Inorgánica.- Estudia la estructura, las propiedades la obtención y aplicaciones de las sustancias inorgánicas, o elementos y compuestos propios de cuerpos inanimados. b.- Química Orgánica.- Estudia la estructura, propiedades, obtención natural, síntesis y aplicaciones de las sustancias orgánicas o provenientes de organismos vivos, También se llama química del carbono. c.- Fisicoquímica.- Estudia la interacción de la energía con la materia y los fenómenos que esto conlleva en forma cuantitativa. Esta constituida por la termoquímica, el equilibrio químico y físico, la electroquímica, la cinética química o estudio de las velocidades de reacción, la mecánica cuántica y estadística, La fotoquímica y espectroscopia, los fenómenos de transporte y superficie. d.- Química Analítica.- Estudia los métodos y equipo para determinar la composición de la materia en forma cualitativa y cuantitativa, esta da lugar a muchas especialidades de la química como carrera profesional: bromatólogo o analista de alimentos, instrumentista o analista especializado en equipos de precisión para análisis, Analista de minerales y rocas, Analista de aguas, Control de calidad de sustancias químicas, etc. Importancia La Química tiene importancia fundamental en todas las áreas de las ciencias y tecnología. Sus fundamentos permite a los científicos separar a las sustancias en los más pequeños componentes y explicar muchas de sus características físicas y químicas nos permite conocer la estructura y propiedades de la materia, resolver problemas y necesidades mundiales como: diseño y síntesis de nuevos fármacos, agroquímicos, polímeros, combustibles, nuevos materiales, estudio de los procesos naturales, como las complejas reacciones bioquímicas, etc. Así también ayuda a encontrar nuevas fuentes de energía relacionadas con la calidad de nuestro ambiente; métodos para la eliminación de los desechos nucleares. 1.2. La materia Es todo lo que ocupa un espacio y tiene masa, es todo lo que nos rodea ya sea que se puede ver y tocar como el agua y las rocas o no como el aire. La materia está constituida por sustancias y mezclas de sustancias. Una sustancia es una especie pura y puede ser elementos o compuesto como el hidrógeno, el sodio, el cloro, el agua, el cloruro de sodio, etc. Una definición moderna dice que la materia es energía sumamente condensada. Todas las propiedades medibles de la materia pertenecen a una de las dos categorías: propiedades extensivas y propiedades intensivas. Propiedad extensiva: Depende de la cantidad de materia considerada: masa, longitud, volumen. Son propiedades aditivas. Propiedad intensiva: no dependen de cuanta materia se considere: densidad, temperatura. No son aditivas. 1.3. Cambios físicos y químicos Un cambio físico es aquel fenómeno que transforma la materia de una forma a otra sin alterar su composición química, antes y después del cambio la sustancia sigue siendo la misma, así por ejemplo los cambios de estado físico, para el agua si se la calienta desde -5ºC hasta 105 ºC a 1 Atmósfera de presión, va pasando por los estados sólido: hielo, liquido: agua líquida y gas: vapor de agua. Fusión Gasificación S Solidificación L Licuación G Sublimación 1 __________________________________________________________________QUÍMICA__________________________________________________________________ Un cambio químico es una transformación de una sustancia en otra, también se llama una REACCIÓN QUÍMICA. Después de la reacción las sustancias resultantes son diferentes que al inicio. Si se quema carbón, se transforma en anhídrido carbónico C (s) + O2(g) à CO2(g) Si el anhídrido carbónico se lo burbujea en agua se transforma en ácido carbónico. Compuestos: Son sustancias puras formada por dos o más elementos diferentes combinados en una proporción constante. Todos los compuestos se pueden descomponer en sustancias más simples, ya sean elementos o compuestos más sencillos. Por ejemplo, el compuesto agua (H2O) se puede descomponer por medio de la electricidad en sus elementos constituyentes, hidrógeno y oxigeno; por medio de la experimentación se ha determinado que el hidrógeno y oxigeno siempre están presentes en la misma proporción en masa, 11.1 % H y 88,9 % O. Por otra parte, las propiedades físicas y químicas de un compuesto son diferentes de las propiedades de sus elementos constituyentes. Por ejemplo, el cloruro de sodio (NaCl) en un sólido blanco que habitualmente se emplea como sal de mesa, este compuesto se forma por la combinación de sodio (un metal blanco plateado y suave que reacciona violentamente con el agua) y cloro (un gas verde pálido, corrosivo y tóxico). b.- Mezclas.- Muestras de materia compuesta de dos o más sustancias, cada una de las cuales conserva su identidad y propiedades (si es heterogénea). Las sustancias químicas se pueden clasificar a la vez como sustancias elementales o compuestos y las mezclas en homogéneas y heterogéneas. La separación de los componentes de mezclas es muy importante y las técnicas que se emplearán en esta práctica son los métodos de uso más común para separar mezclas. Las mezclas se clasifican en homogéneas y heterogéneas. Mezclas homogéneas.- Una mezcla homogénea, también llamada solución, tiene composición y propiedades constantes. Algunos ejemplos son: el aire, el agua salada, algunas aleaciones (mezclas homogéneas de metales en estado sólido), etc. Mezclas heterogéneas.- Una mezcla heterogénea no tiene composición ni propiedades constantes. Por ejemplo: el aire con neblina, una mezcla de hierro con azufre, una sopa de verduras, etc.; en estas se puede distinguir un componente del otro. Separación de Mezclas. Las muestras de elementos y compuestos rara vez se encuentran en la naturaleza en forma pura, por lo que es necesario separarlos de las mezclas en las que se encuentran. Por otra parte, cuando se prepara un compuesto en el laboratorio, se requieren varios pasos para separarlo en forma pura de la mezcla de reacción en donde se formo. De la misma forma, en la industria, para obtener un producto puro se necesita separarlo de la mezcla donde se formó. CO2(g) + H2O(l) H2CO3(ac) Ecuación química.- Un cambio químico se denota con una ecuación química en la que se puede notar las sustancias que reaccionan, la proporción en la que reaccionan, las sustancias productos de la reacción, y los estados físicos de cada sustancia: sólido (s), líquido (l), gas (g), en solución acuosa (ac). Ejemplo: La formación del agua a partir del hidrógeno y el oxígeno: H2(g) + ½ O2(g) à H2O(l) 1.3. Clasificación La materia se clasifica inicialmente en sustancias puras y mezclas. Materia Sustancias puras M ezclas Elementos Compuestos Heterogéneas Homogé neas H ierro Agua Sangre Plasma a.- Sustancias puras.- Una sustancia es cualquier tipo de materia cuyas muestras tienen composición idéntica, y en condiciones iguales, propiedades idénticas. Una sustancia puede ser un compuesto o un elemento. Elementos: Son sustancias que no se pueden separarse en sustancias mas simples por medios químicos. Por ejemplo: nitrógeno, plata, aluminio, cobre, azufre, etc. A la fecha se han identificado definitivamente 109 elementos, de los cuales 83 se encuentran en forma natural en la tierra. Los demás han sido producidos de modo artificial por científicos mediante reacciones nucleares. 2 __________________________________________________________________QUÍMICA__________________________________________________________________ Mezclas Mezclas Homogéneas Mezclas Heterogéneas Ambas separables Por medios físicos Gas Sustancias Puras Compuestos Elementos Separables por Medios químicos (reacciones) Figura 2.1. Métodos de separación de mezclas y sustancias puras. Líquido Sólido Fig. 2.2. Los diferentes cambios de fase que puede ocurrirle a una sustancia Símbolos.-Un elemento se representa por un símbolo químico constituido por 1, 2 o 3 letras donde la primera es siempre mayúscula, ejemplo: “O” oxígeno, “Ag” plata, “Unp” unnilpentium. Fórmulas.- Un compuesto se representa por una fórmula química que expresa la proporción mínima entre los elementos que constituyen el compuesto. Ejemplo: agua H 2O, sulfato de cobre CuSO4, cloruro de sodio NaCl. Átomos, moléculas e iones Átomo.- Es la unidad de sustancia química y es la porción más pequeña de materia que tiene todas las propiedades que identifican a un elemento químico y están constituidos por un núcleo donde se encuentran los neutrones y protones y Las mezclas pueden separarse por métodos físicos (ver Figura 2.1.), ya que cada componente conserva sus propiedades. A continuación, se describen algunos métodos (operaciones básicas) para separar las sustancias puras de las mezclas. Estas operaciones se basan en distintos fundamentos, como son: cambios de fase (ver Figura 2.2.), producto de solubilidad, coeficiente de reparto, coeficiente de partición, etc. 3 __________________________________________________________________QUÍMICA__________________________________________________________________ reúne la carga positiva y la nube electrónica constituida por los electrones que son de carga negativa. El átomo en su conjunto es de carga neutra. Ejemplo H, Cl, Na. Molécula.- Es la unidad estructural de las sustancias, representa como están unidos los átomos para formar las sustancias, ya sean elementos o compuestos. Ejemplo: H2, Cl2. En términos estrictos sólo existen moléculas para los elementos o compuestos unidos covalentemente como Cl2, H2O, CH4, etc., más no para las formas iónicas como NaCl, KI, etc. Iones.- Son átomos que han perdido o ganado electrones y que por lo tanto tienen carga positiva o negativa respectivamente, ejemplo: + + Formación del ión Na Na à Na + 1e Formación del ión Cl Cl + 1 e à Cl + 2+ 3+ Si tienen carga positiva se llaman cationes: K , Ca , Al 23Si tienen carga negativa se llaman aniones Cl , S , N Grupos de átomos también pueden formar iones: + Cationes poliatómicos: ión amonio NH4 . 22Aniones poliatómicos: ión sulfato SO4 , carbonato, CO 3 1.5. Estados de la materia La materia presenta propiedades físicas como su forma, color, densidad, estado físico y propiedades químicas como su forma de reaccionar y su composición. Estados físicos de la materia La materia puede presentarse en los siguientes estados. c) El estado gaseoso.- Está constituido por partículas pequeñas separadas por grandes distancias en constante movimiento aleatorio. El estado gaseoso se caracteriza por no tener forma y ocupar todo el volumen del recipiente que los contiene. Se dice que en el estado gaseoso las fuerzas de repulsión entre las partículas son mucho mayores que las fuerzas de cohesión. Ejemplo El aire, el cloro, el oxígeno. d) Plasma.-Este estado de la materia es una mezcla gaseosa de iones positivos y electrones. Existe a temperaturas elevadísimas en el cual todas las moléculas están disociadas y casi todos los átomos ionizados Este estado físico se obtiene como consecuencia de las reacciones termonucleares (de fusión nuclear). Un plasma actúa como un disolvente universal, disuelve todo lo que toca. Se han efectuado ensayos de contención de plasmas de bajas temperaturas mediante campos magnéticos externos 1.6. Aplicación.- La licuefacción del aire El aire es una mezcla homogénea compuesta por nitrógeno en un 78%, oxígeno en un 21 % y otros gases como argón, dióxido de carbono, neón, helio, etc. en un 1%, distribuido aproximadamente hasta una altura de 70 km en la atmósfera, el aire es una fuente natural de nitrógeno y es precisamente del aire de donde se saca la mayoría de compuestos del nitrógeno, así por ejemplo la urea (NH2)2CO se obtiene casi completamente del aire, primero se comprime el aire hasta licuarlo, la mezcla líquida se destila para separar los componentes, específicamente N2 y CO 2., el nitrógeno se hace reaccionar con hidrógeno para formar el amoniaco. N2(g) + 3H2(g) à 2NH3(g) Luego el amoniaco se hace reaccionar con dióxido de carbono acelerando la reacción con un catalizador de platino, produciéndose la urea. 2NH3(g) + CO2(g) à (NH2) 2CO(s) + H2O (g) 1.7. Ejercicios 1. Indique verdadero (V) o falso (F) de las siguientes proposiciones: I. La Química implica el estudio de la materia y los cambios que en ella ocurren II. La Química también proporciona antecedentes históricos para atender las propiedades del Átomo III. La Química trata solamente del estudio de las propiedades físicas A) VVV B) VFF C) VFV D) FVV E) FFF a) Estado sólido.- Está constituido por partículas atrapadas en ordenamientos reticulares, son cuerpos compactos debido a que las fuerzas de cohesión son mayores que la fuerza de repulsión, se caracterizan por tener forma y volumen definidos, ejemplo: la sal común, el yeso, un cristal de cuarzo, etc. b) Estado líquido.- El líquido es fluido, adopta la forma de su recipiente y no tiene una forma propia definida. Es un estado intermedio entre el sólido y el gaseoso, se caracteriza por tener volumen definido pero no tiene forma, las partículas que lo constituyen aun tienen movimiento. Ejemplo: el agua 4 __________________________________________________________________QUÍMICA__________________________________________________________________ 2. ¿Cuál de los siguientes rubros del conocimiento humano no tiene relación en la química? A) Biología B) Astronomía C) Medicina D) Teología E) Geología No es campo de acción de la química A) preservación de alimentos B) síntesis de fertilizantes C) construcción de edificios D) obtención de biodiesel E) bioquímica Respecto a las siguientes alternativas I. Agua de Azar II. Hiloseco III. Aire IV. Energía nuclear ¿Cuáles son ejemplos de materia? A) Sólo I B) Sólo II C) I y II D) I, II, III E) Todas 8. Señale verdadero (v) o falso (F) I. Cuando una mezcla de azufre y limaduras de hierro se quema en tubo se obtiene una mezcla homogénea II. El ozono (O 3) y el azufre ( S8) son sustancias simples III. El aire es una mezcla de gases que consisten una fase A) FFF B) FVF C) VFV D) VVV E) FVV 3. 4. TEMA 2 ESTRUCTURA ELECTRÓNICA DE LOS ÁTÓMOS 2.1. Modelos atómicos Las primeras ideas acerca de la existencia del átomo se dieron a conocer hace aproximadamente 600 años antes de Cristo, por los filósofos de aquellos tiempos especialmente los griegos, Demócrito indicaba que la materia era una concentración de partículas a quienes denominó ÁTOMOS y que en griego significa A = sin, TOMO = división. Demócrito además manifestaba que estos átomos estaban en movimiento constante, que se combinan de maneras diferentes y se diferenciaban entre sí en forma y disposición. 2.1.1. Teoría atómica de Dalton (1808) Fue quien atribuyó un peso atómico a cada elemento y fue posible por primera vez ordenarlos, de esta manera se comprobó que existían relaciones cuantitativas entre los elementos. Dalton planteó ciertos postulados respecto a la materia, en la actualidad algunos de ellos han perdido validez: 5. De las siguientes especies, ¿Cuál es la mas pequeña porción de materia? A) Sal de mesa B) Hielo seco CO2(S) C) Molécula de agua D) Átomo de hidrogeno E) Gota de agua Respecto a los estados de agregación de la materia, indique verdadero (V) o falso (F) de las siguientes proposiciones I. La materia en el estado gaseoso no tiene volumen, ni forma fijas, mas bien, se ajusta al volumen y forma el recipiente que lo contiene II. El agua, la gasolina y el alcohol, a condiciones ambientales, ocupa un volumen fijo pero adopta la forma del recipiente que lo contiene III. Los cambios de estado son fenómenos físicos A) VVV B) VFV C) VVF D) FFV E) FVV 6. 1. La materia está constituida por partículas elementales denominadas átomos y se caracterizan por ser indestructibles, indivisibles e impenetrables. 7. Señale como verdadero (v) o falso (F) I. En el estado sólido las partículas componentes vibran u oscilan en posiciones fijas II. En el estado líquido las partículas componentes presentan aglomeraci n que las partículas componentes en el estado gaseoso III. El cambio de estado sólido o liquido se denomina licuación A) VVF D) VFV B) VVV E) FFF C) VFF 2. Los átomos que componen un determinado elemento se caracterizan por tener el mismo peso pero difieren en el peso de los átomos de otros elementos. 3. Los diversos compuestos químicos están formados por átomos combinados en proporciones definidas, estos se sencillos. combinan en múltiplos aritméticos 5 __________________________________________________________________QUÍMICA__________________________________________________________________ 4. Por más violenta que sea una reacción química u otro tipo de fuerza, el átomo permanece indestructible, indivisible e impenetrable. 2.1.2. Modelo de Thompson (1 897) Por el año de 1 833 Faraday iniciaba los descubrimientos acerca de la electricidad, en 1 874 G.J Stoney sugirió que el fenómeno de la electricidad se debía a una partícula denominada ELECTRÓN, y en 1897 se pudo verificar experimentalmente la existencia del electrón por el estudio de los rayos catódicos. Cuando en un tubo al que se le ha efectuado el vacío provisto de dos electrodos se aplica una diferencia de potencial se observa un haz luminoso entre los dos electrodos denominados rayos catódicos. • • En primer lugar se determinó que estos rayos salen del cátodo (de ahí su nombre) y se propagan en línea recta hacia el ánodo En segundo lugar se llegó a la conclusión de que los rayos catódicos están formados por partículas con masa porque son desviados por un campo magnético. Si colocamos un campo eléctrico alrededor del tubo de vació, se demuestra que los rayos catódicos tiene carga eléctrica negativa. Carga total positiva = Carga total negativa Carga distribuida homogeneamente Electrón incrustado en todas partes del átomo 2.1.3. Modelo de Rutherford (1910) Para ese tiempo ya se conocía la radiactividad descubierta por Henry Becquerel al estudiar el uranio. Se determinaron tres tipos de radiaciones: alfa, beta y gamma, los rayos alfa son partículas cargadas positivamente, las beta tienen carga eléctrica negativa y los rayos gamma son energía radiante o luz. Rutherford realizó un experimento bombardeando una lámina de oro con partículas alfa y observó que unas pocas partículas alfa rebotaban en la lámina, llegó a la conclusión de que era una fuerza eléctrica poderosa y ubicada en un pequeño volumen desviaba a las partículas alfa. Esta deducción le permite a Rutherford descubrir el núcleo y da a conocer una imagen distinta del átomo, donde se indica que: • • • • • El átomo es increíblemente tenue. Es un espacio casi vacío en su totalidad. Posee un núcleo central muy pequeño, y este es muy pesado y denso. El núcleo es de carga positiva donde se origina la fuerza que desvía las partículas alfa. El átomo posee una envoltura de electrones que se encuentran rotando alrededor del núcleo en órbitas semejante a la de un sistema planetario. • Así Thompson descubrió el ELECTRÓN, y demostró que es un fragmento universal que se encuentra en todos los átomos; además se calculó la relación carga-masa (q/m) del electrón: q C = 1,76 × 108 m g Más adelante Robert Millikan encontró que la carga del electrón es de q = - 1,6 × 10 –19 C Con las dos ecuaciones anteriores podemos determinar que la masa es: m = 9,1 × 10 –28 g En conclusión Thompson propuso su modelo atómico de esta manera: “El átomo es una esfera de electricidad positiva, en la cual sus electrones están incrustados como pasas en un pastel, cada elemento tiene en sus átomos un número diferente de electrones que se encuentra siempre dispuestos de una manera especial y regular” 2.1.4. Modelo de Niels Bohr (1 913) La obra de Rutherford pasó inadvertida en sus tiempos, es decir en el mundo exterior se seguía utilizando el modelo de Thompson. Niels Bohr le dio la respectiva importancia dando inicio a la teoría cuántica aplicando la hipótesis cuántica a la estructura atómica. • El átomo posee un núcleo y alrededor de este núcleo giran los electrones en niveles circulares, de tal manera que la fuerza coulómbica que se genera en el núcleo se balancea con la fuerza centrípeta del electrón: Fa = Fc. 6 __________________________________________________________________QUÍMICA__________________________________________________________________ • • Los electrones sólo giran en aquellas regiones donde su momento angular es un múltiplo entero y positivo: n = 1,2,3, ... Mientras el electrón permanece en un determinado nivel no absorbe ni irradia energía, es decir permanece constante. E = • e2 2R Las partes fundamentales de una onda son: Longitud de onda ( ).- Es la distancia entre dos puntos idénticos en ondas sucesivas. Frecuencia ( ).- es el número de ondas que pasa por un punto específico en un segundo. El producto de la longitud de onda por la frecuencia de una onda es igual a la velocidad de propagación. =c Si un electrón se traslada de un nivel a otro, entonces debe absorber o emitir una cierta cantidad de energía, equivalente a la diferencia de energía entre los dos niveles. Por consiguiente si un electrón se acerca al núcleo emite energía y si se aleja absorbe energía, si la energía es de la dimensión de la luminosa, entonces se cumple: longitud de onda E f − E i = hυ 2.1.5. Modelo mecánico cuántico amplitud El modelo actual es la evolución del modelo de Bohr. Se trata de un modelo netamente matemático y probabilístico que se basa en los siguientes principios: PRINCIPIO DE INCERTIDUMBRE DE HEISEMBERG. “No es posible determinar simultáneamente el momento y la posición de un electrón” PRINCIPIO DE DUALIDAD DE LA MATERIA. Louis D’Broglie atribuyo carácter dual a la materia, es decir, una partícula esta asociada con una onda electromagnética, o sea es materia y energía a la vez Según Max Planck La energía de un fotón es el producto de “h” la constante de -34 Planck (h = 6,6x10 Js) por la frecuencia de la onda v . E = hν De otro lado el producto de la frecuencia por la longitud de onda es igual a la velocidad de la luz: c =λν = 3x108 m/s 2 Y de acuerdo a Einstein E = mc Combinando estas tres ecuaciones se obtiene que: Ondas electromagnéticas Maxwell demostró que la luz está constituidas por ondas electromagnéticas, ondas constituidas por dos componentes que vibran en planos perpendiculares: un componente eléctrico y un componente magnético, ambos con la misma longitud de onda y la misma frecuencia. La característica de las ondas electromagnéticas es que todas viajan a la misma velocidad 300 000 km/s o 8 3x10 m/s en el vacio, valor que difiere muy levemente en medios naturales como aire o agua. 2.1.6. Modelo de Max Planck Max Planck propuso que la luz viaja en paquetes de energía denominados fotones o cuantos, cuya energía es proporcional a la frecuencia: E = h. v Donde: h, es una constante proporcionalidad, llamada constante de Planck y su -34 valor es 6,63x10 J s. Ejemplo: ¿Cuál es la frecuencia de la onda y la energía de un fotón que corresponde a luz verde del semáforo de longitud de onda 522 nm? (1 nm = -9 1x10 m) h = mc λ Onda Una onda es una perturbación vibracional por medio de la cual se transmite energía, la velocidad de propagación de la onda depende del tipo de onda y de la naturaleza del medio en el cual se transmite. 7 __________________________________________________________________QUÍMICA__________________________________________________________________ υ= c 3x10 8 m s −1 = = 5,75 x1014 s −1 λ 522 x10 − 9 m La solución de la ecuación de onda es estrictamente matemática, las diferentes soluciones nos dan los números cuánticos. La aplicación de la ecuación de onda al átomo de hidrógeno que sólo tiene un electrón moviéndose alrededor de su núcleo ha dado lugar al modelo atómico moderno o modelo cuántico, que establece que un átomo está constituido por un núcleo central alrededor del cual se mueven los electrones a grandes velocidades del orden de la velocidad de la luz, distribuidos en niveles de energía, subniveles de energía, orbitales y con spin magnético y tiene un carácter de partícula y de onda. 2.3. Principio de incertidumbre de Heisemberg Este principio establece que es imposible conocer simultáneamente el momento de un electrón (definido por el producto de la masa por la velocidad) y su posición en el espacio. Lo que nos indica que los electrones en los átomos no tienen una distribución tan precisa como la propuesta por Bohr sino más bien es una distribución compleja y con interacción entre los mismos electrones. 2.4. El núcleo atómico Es la parte central del átomo y en él se encuentra concentrada casi toda la masa del átomo, se encuentran principalmente protones y neutrones. Para evitar la repulsión entre los protones en el núcleo se tiene a los mesones descubiertos por ANDERSON la presencia de estos fue premeditada por YUKAWA. El mesón tiene igual carga que el electrón pero su masa es 200 veces mayor con un tiempo de vida de 200 millonésimas de segundo. El mesón π muestra una gran afinidad con protones y neutrones a tal punto que se traslada constantemente de una partícula a otra cambiando su carga y evitando la repulsión de los protones. 2.4.1. Propiedades definidas por el núcleo Número atómico (Z).- Esta dado por el número de protones de un átomo y a su vez permite identificar al elemento químico, todos los átomos de un mismo elemento tienen el mismo número de protones y la tabla periódica está ordenada en función a Z. + Z=p E = h.υ = 6,63x10 −34 J s x 5,75 x1014 s −1 = 3,81x10 −19 J Aparentemente parece una cantidad pequeña de energía, pero, de acuerdo a la 14 frecuencia un solo rayo lleva 5,75x10 fotones por segundo, que es una cantidad relativamente grande. Einstein aplicando este concepto al fenómeno fotoeléctrico generalizó que si la luz viaja en cuantos; cualquier fenómeno de absorción o de emisión de luz por un cuerpo siempre será en cantidades múltiplos de la energía de un fotón. 2.2. Principio de dualidad En 1927 Erwin Schrödinger, aplicando el concepto de dualidad de la materia y del principio de incertidumbre propuso una ecuación matemática compleja denominada ecuación de onda para describir el comportamiento de partículas subatómicas moviéndose con la velocidad de la luz en campos definidos. La ecuación incorpora el concepto de partícula expresada como la masa y el concepto de onda expresado como una función de onda que depende de la posición del sistema en el espacio, aunque la función no tiene significado 2 físico directo el cuadrado esta relacionado con la probabilidad de encontrar la partícula en una región del espacio. ∂ψ ∂ψ ∂ψ 8π m + 2 + 2 + ( E −V )ψ = 0 ∂x 2 ∂y ∂z h2 2 2 2 2 Donde:ψ es la función de onda m es la masa del electrón h es la constante de Planck E Energía total de la partícula V Energía potencial La solución matemática de la ecuación de onda requiere introducir números enteros que tiene que ver con la energía, probable ubicación y forma del recorrido de la partícula. Estos números reciben el nombre de números cuánticos. Aproximadamente un año después de la especulación de D’Broglie de que los electrones eran partículas ondulatorias, esto fue comprobado por Davison y Germer. 8 __________________________________________________________________QUÍMICA__________________________________________________________________ Ejemplos: Z=1 Z=2 Z=6 Z=8 Z = 15 Hidrógeno Helio Carbono Oxígeno Fósforo H He C O P Ejemplos: Isótopos del hidrógeno: Hidrógeno 1 H 1 1 p+ , 0 n° Deuterio 2 H 1 1p+ , 1 n° Tritio 3 H 1 1p+ , 2 n° 12 C 6 6 p+ , 6n° 13 C 6 6p+ , 7 n° 14 C 6 6p+ , 8n° Isótopos del carbono Numero másico (A).- También se denomina número másico o índice de masa, indica en número total de nucleones que tiene el átomo, es decir protones y neutrones. + A = p + n° Los isótopos son muy importantes en el estudio de la química porque en forma natural existen siempre los mismos isótopos de un elemento y en la misma proporción, y es indispensable su conocimiento para determinar la masa atómica de un elemento. Isóbaros.- Se trata de átomos que poseen diferente número de protones pero con igual número de masa, es decir, diferente número atómico pero igual número de masa. Ejemplos: 40 K 19 40 Ca 20 Ejemplo: El Sodio tiene 11 protones y 12 neutrones à A = 23 Representación de un átomo.- Un átomo se representa por su símbolo X, el número atómico a la izquierda inferior y el número de masa a la izquierda superior: A Z Ejemplos: 14 C 6 14 N 7 X p + n° 12 16 20 Isótonos.- Son átomos de diferentes elementos que poseen el mismo número de neutrones. Ejemplos 12 6 C 11 5 B 31 15 P 32 16 S 23 11 31 15 40 20 Na P A = 23 = A = 31 = A = 40 = 11 + 15 + 20 + Ca n° = 16 234 U 92 A = 234 = 92 + 142 n° = 6 Isótopos.- Son de átomos que pertenecen a un mismo elemento pero poseen diferente número de neutrones. Es decir, tienen igual número atómico pero diferente número de masa. 2.5. Radioactividad Los átomos de un elemento dado pueden tener diferente número de neutrones y, por tanto, diferente número de masa; el número de masa es el número total de nucleones (protones y neutrones) que hay en el núcleo. Los átomos que tienen el mismo número atómico pero distinto número de masa se conocen como isótopos. Por ejemplo los tres isótopos de Uranio presentes en la naturaleza se identifican como uranio–233, uranio–235 y uranio–238, donde los sufijos 9 __________________________________________________________________QUÍMICA__________________________________________________________________ numéricos representan el número de masa. Estos isótopos también se designan, usando símbolos genéricos, como 233 92 U, 235 92 U, y 238 92 U el cuerpo humano. Se requiere gruesas capas de plomo o de concreto para detener los rayos gamma. La capacidad de penetración relativa de los tres tipos principales de radiación nuclear se presenta en la figura siguiente. El subíndice es el número atómico y el superíndice es el número de masa. Los diversos isótopos tienen diferente abundancia natural. Por ejemplo el 99,3 por ciento del uranio natural es uranio–238, el 0,7 por ciento es uranio–235 y sólo hay trazas de uranio–233. Los distintos núcleos también tienen diferente estabilidad. Las propiedades nucleares de un átomo dependen del número de protones y neutrones que hay en su núcleo. Los núcleos que son radiactivos se llaman radionúcleos y los átomos que contienen estos núcleos se conocen como radioisótopos. En 1 896, el físico Henri Becquerel estudiaba el fenómeno fosforescencia en minerales de uranio cuando descubrió accidentalmente la radiactividad. Becquerel efectuó muchos más experimentos y encontró que el uranio metálico producía las mismas emisiones que las sales de uranio, pero más fuertes aún, Becquerel estaba totalmente desconcertado ¿De dónde provenía toda esa energía? La reducción nada tenía que ver con la fosforescencia. Marie Curie y su esposo Pierre posteriormente llamaron radiactividad al fenómeno. Confirmaron que el Uranio metálico mismo era radiactivo, así también Marie Curie probó que la pechblenda, una mena común que contiene uranio y otros metales (como plomo, bismuto y cobre) que era más radiactiva que el uranio puro. Rutherford descubrió que la radiación alfa, α se compone de partículas que, al pasar por un campo eléctrico, son atraídas hacia el lado negativo del campo, de hecho, sus posteriores estudios revelaron que estas partículas alfa son núcleos de helio, 2 He de poder limitado de penetración y pueden ser detenidos por la piel, la ropa o varias hojas de papel. En el mismo experimento, Rutherford encontró otro tipo de radiación más penetrante a la que llamó radiación beta, β, partículas con carga negativa, atraídas por la placa electrónicamente positiva. Becquerel mostró que estas partículas tienen una carga eléctrica y una masa iguales a las del electrón. Las partículas beta son electrones expulsados a gran velocidad de algunos núcleos radiactivos. Son más penetrantes que las partículas alfa ya que se requiere un trozo de aluminio de un espesor de por lo menos 3,2 cm para detenerlos, y penetrar aproximadamente 1 cm en los huesos o tejidos vivos. Posteriormente, P. Willard descubrió la radiación gamma, γ. Es una forma de radiación electromagnética como los rayos X y no son afectadas por un campo eléctrico. La radiación gamma es más penetrante y puede atravesar totalmente 4 2+ Alfa (α ) Beta (β ) Gamma (γ ) Papel 0,5 cm de espesor Pb 10 cm de espesor Pb Las características de las emisiones α, β y γ se resumen en la siguiente tabla Nombre Alfa Beta Gamma 4 2 Símbolo Carga +2 -1 0 Masa (g /partícula) 6,65×10 -24 He 2+ , 0 −1 4 2 e, , 0 -1 9,11×10 0 -28 0 0 2.6. Reacciones nucleares Con excepción del hidrógeno ( 1 H ), todos los núcleos contienen dos tipos de partículas fundamentales, los protones y los neutrones. Algunos núcleos son inestables y emiten partículas y/o radiación electromagnética de manera espontánea (decaimiento radiactivo), fenómeno al que se le llama radiactividad. Todos los elementos que tienen número atómico mayor de 83 son radiactivos. Por ejemplo el polonio–210 ( emite una partícula α. 210 84 210 84 1 Po ), decae de modo espontáneo a 206 82 Pb y Po → 206 82 Pb + 4 2 He 2+ Otro tipo de radiactividad conocida como transmutación nuclear, se produce al bombardear el núcleo con neutrones, protones y otros núcleos. Se puede lograr por medios artificiales, y también puede suceder en el espacio. Por ejemplo, cuando el isótopo de nitrógeno 14 captura un neutrón del sol se convierte en. 14 7 N + 1 0 n → 14 6 C + 1 1 H 10 __________________________________________________________________QUÍMICA__________________________________________________________________ El decaimiento radiactivo y la transmutación nuclear son reacciones nucleares, que son muy distintas a las reacciones químicas. La diferencia entre estas reacciones se resume en la tabla siguiente: Comparación de las reacciones químicas y las reacciones nucleares Reacciones Químicas Reacciones Nucleares 1. Pueden estar implicados los 1. Sólo los electrones de los protones, neutrones, electrones y orbitales atómicos están otros partículas elementales. implicados en la ruptura y 2. Los elementos (o los isótopos de formación de enlaces. los mismo elementos) se 2. Los átomos se arreglan por la interconvierten los unos en los ruptura y formación de enlaces otros. químicos 3. Las reacciones van acompañadas 3. Las reacciones se acompañan por por la absorción o liberación de la absorción o liberación de enormes cantidades de energía. cantidades de energía 4. Las velocidades de reacción, por relativamente pequeñas lo general, no se ven afectadas 4. Las velocidades de reacción se por la temperatura, la presión o ven afectadas por la temperatura, los catalizadores. presión, concentración y catalizadores. Balanceo de las Ecuaciones Nucleares En una ecuación nuclear además de escribir los símbolos de las distintos elementos químicos, también se debe indicar, de manera clara, protones, neutrones y electrones. Se debe conseguir el número de protones neutrones que hay en cada especie. Los símbolos de las partículas elementales son los siguientes: más neutrones. Este proceso libera gran cantidad de energía. Por ejemplo la fisión nuclear del Uranio–235 cuando captura un neutrón se fisiona para forma dos núcleos más pequeños. La reacción representativa es: 235 92 1 U + 0n → 90 38 Sr + 143 54 1 Xe + 3 0 n 13 Al balancear cualquier ecuación nuclear se deben cumplir las siguientes reglas: a) El número total de protones y neutrones en los productos y reactivos debe ser el mismo (para conservar el número de masa) b) El número total de cargas nucleares en los productos y reactivos debe ser el mismo (para conservar el número atómico) Fisión nuclear La fisión nuclear es el proceso en el que el núcleo pesado, número de masa >200, se divide para formar núcleos más pequeños de masa intermedia y uno o Esta es una reacción demasiado exotérmica. La energía liberada es 2,0 × 10 J. Así también, se producen más neutrones que los que se capturaron al inicio del proceso. Esta propiedad hace posible una reacción nuclear en cadena, que es una secuencia de reacciones de fisión nuclear autosostenidas. Los neutrones que se generan durante las etapas iniciales de la fisión pueden inducir fisión en otros núcleo que a su vez producen más neutrones, y así sucesivamente. En menos de un segundo, la reacción se vuelve incontrolable, liberando gran cantidad de calor. Una de las aplicaciones de la fisión nuclear fue el desarrollo de la bomba atómica. Muchos neutrones emitidos durante el proceso de fisión se capturarán por otros núcleos 11 __________________________________________________________________QUÍMICA__________________________________________________________________ 2.7. Aplicaciones de los isótopos 2.7.1. Isótopos en medicina Algunos radionúclidos se utilizan en medicina como trazadores radiactivos, pueden utilizarse para marcar un elemento en los compuestos. Si empleamos un detector de radiaciones puede seguirse el recorrido de ese elemento a través del cuerpo. Así se inyectan en el flujo sanguíneo soluciones que contienen Na-26 para seguir el recorrido de la sangre y localizar obstrucciones en el sistema circulatorio. El Talio-201, tiende a concentrarse en los tejidos musculares sanos del corazón, mientras que el Tecnecio-99 se encuentra en los tejidos anormales. Ambos pueden usarse para obtener una visión del daño producido en el corazón. El Yodo-131, se concentra en la glándula tiroides, el hígado y ciertas partes del cerebro se utiliza para seguir el bocio y otros problemas de tiroides y también para los tumores del hígado y cerebrales. El calor generado por la desintegración del Plutonio-238 puede convertirse en energía eléctrica para marcapasos, cuyo mecanismo permite utilizarlo durante 10 años antes que sea necesario reemplazarlo. 2.7.2. Usos agrícolas Las muestras marcadas de fertilizantes se utilizan para investigar que nutrientes absorben las plantas y estudiar el aumento de las cosechas. La irradiación gamma de algunos alimentos permite almacenarlos durante largos periodos de tiempo. Por ejemplo, retrasa la germinación de papas y cebollas. Fusión nuclear La fusión nuclear es la combinación de pequeños núcleos en otros más grandes, está libre, en gran parte, del problema de desecho de desperdicios. Cuando dos núcleos ligeros se combinan o se fusionan para formar núcleos más grandes y más estables, se liberará una cantidad considerable de energía en el proceso. Esta es la base de la investigación para el aprovechamiento de la fusión nuclear en la producción de energía. La fusión nuclear ocurre de manera continua en el sol, formado principalmente por hidrógeno y helio, mantiene la temperatura interior del sol a unos 15 millones de grados Celsius. Se supone que se llevan a cabo las siguientes reacciones de fusión: 1 1 3 2 1 1 3 H + 2 H → 2 He 1 3 He + 2 He → 4 He + 2 1 H 2 1 Control de orugas de moscas por técnica radiológica, que consiste en irradiar al macho con rayos gamma lo que altera sus células reproductivas y se lo esteriliza al aparcarse con las hembras no produce descendencia con lo cual, se reduce o elimina la población de moscas. 2.7.3. Determinación de la edad a) Con Carbono-14 La técnica del Carbono-14 es útil para estimar la edad de productos de origen orgánico, con una antigüedad inferior a 50 000 años. El radioisótopo carbono-14 se produce continuamente en la atmósfera superior al capturar los átomos de nitrógeno neutrones de los rayos cósmicos. 14 7 1 N + 0n → 14 6 C + 1H 1 H + 1H → 2 H + 1 1 0 +1 12 __________________________________________________________________QUÍMICA__________________________________________________________________ El Carbono-14 reacciona con moléculas de oxígeno y forma CO 2 cuya cantidad permanece constante en la atmósfera por la emisión beta con una vida media de 5730 años. 14 6 14 Número cuántico principal (n) Indica el nivel de energía en que se encuentra un electrón. Indica el tamaño de la nube electrónica. Hace referencia a la distancia promedio entre el electrón y el núcleo. Señala el valor energético de un electrón en dicho nivel: C → 14 N + 7 0 -1 Las emisiones del Carbono-14 en tejidos muertos disminuyen con el tiempo y la actividad por gramo de carbono es una medida del tiempo que ha pasado desde su muerte. b) Con Potasio-40 En = - 2π 2 .m.e.4 z 2 n2h2 El Potasio-40 está presente en todos los organismos vivos. Se desintegra a Argón-40 mediante captura electrónica, con una vida media de 1 300 millones de años. 40 19 K + -0 e → 1 40 18 Ar E n = energía total del electrón m = masa del electrón z = carga nuclear h = constante de PLANCK o n = N cuántico principal Sus valores son números enteros positivos: 1, 2, 3, 4, 5, 6, 7, .... Número cuántico secundario o azimutal ( l ).- Llamado también parámetro de la forma de la nube electrónica o angular. Indica el subnivel energético del electrón. Esta relacionado con la forma del orbital atómico. Sus valores van desde 0 hasta n-1. 0 1 2 3 ... ( n - 1 ). s p d f …. Número cuántico magnético o de orientación ( m ) Indica el número de posibilidades de orientación espacial de los subniveles o el número de orbitales atómicos. Sus valores son: m = 2l + 1 , es decir dependen de l , por ejemplo cuando l = 1, hay tres valores permitidos para m. Para cada subnivel l , m puede tomar valores enteros que van desde -l hasta +l incluyendo cero. Si l = 2 entonces: m = -2, -1, 0, +1 y +2. Cada orientación u orbital puede alojar a un máximo de 2 electrones. Número cuántico de spin ( s ) Indica el sentido de rotación del electrón sobre su propio eje, el giro de los electrones en el orbital debe ser opuesto para anular la repulsión electrostática. Puede utilizarse para datar objetos de hasta un millón de años; determinando la relación de c) 40 19 Ka 40 18 Ar en la muestra. Método de Uranio-Plomo Se basa en la serie radiactiva natural de Uranio-238 que termina con la producción de plomo- 206 estable. Con este método se estima la edad de minerales que contengan Uranio de varios miles de millones de años de antigüedad. 2.7.4. a) Aplicaciones industriales El flujo de líquido o un gas que ocurre a través de una cañería bajo tierra se mide mediante un contador Geiger al inyectarle una muestra que contenga una sustancia radiactiva. Fugas en las cañerías. El espesor de un metal se correlaciona con la intensidad de la radiación que lo atraviesa. Corona y envoltura b) c) 2.8. Números cuánticos Son cuatro parámetros que explican de manera satisfactoria el movimiento de los electrones en un átomo, se representan por n, l, m y s; los dos primeros son energéticos y los dos últimos magnéticos. 13 __________________________________________________________________QUÍMICA__________________________________________________________________ Sus valores son s = - 1 1 y + (el signo es convencional) 2 2 1. En los elementos: 24Cr, 29Cu, 41Nb, 42Mo, 43Tc, 44Ru, 46Pd, 47Ag, 78Pt, 79Au, lo que resulta con el serrucho no es correcto. Se debe pasar un electrón del penúltimo subnivel al último. 2 2 6 2 6 1 10 Ejemplo: 29Cu 29 e1s , 2s , 2p ,3s , 3p , 4s , 3d En el 46Pd se deben pasar 2 electrones. Por conveniencia es mejor empezar por los valores de "m" y "s" negativos. 2.9. Distribución electrónica Principio de Aufbau El ordenamiento de los electrones en un átomo no necesariamente es en el orden de los niveles porque a medida que los niveles aumentan, sus subniveles se traslapan y entonces hay subniveles de niveles inferiores con mayor energía que otros subniveles de niveles superiores, por ejemplo el subnivel 3d es de mayor energía que el subnivel 4s y por lo tanto el 4s se ocupará antes que el 3d El orden de llenado es entonces en estricto orden de energía, ocupándose primero los subniveles de menor energía. El modo más práctico y sencillo es con la regla del serrucho o construcción progresiva AUFBAU. 2. En el 57 La y los lantánidos se coloca un electrón en el subnivel 5d antes de que ocupe el 4f. Ejemplo: que ocupe el 5f. Ejemplo: 60Nd Xe 6s2 , 4f 3, 5d1 3. En el actinio y los actínidos se coloca un electrón en el subnivel 6d antes 102No Rn 7s ,5f , 6d . 2 13 1 Se llaman especies isoelectrónicas a los átomos neutros o iones que tienen igual distribución electrónica, es decir, igual número de electrones. + -Ejemplo: El ión Na es isoelectrónico con el ión F + 10e1s2, 2s2, 2p6 11Na 2 2, 6 10e 1s , 2s 2p 9F Regla de la máxima multiplicidad de Hund “En un mismo subnivel, antes que cualquiera de sus orbitales contenga electrones apareados, los otros deben contener por lo menos un electrón". Es decir, en los subniveles p, d, f, los orbitales se llenan uno a uno con un electrón, cuando cada orbital tiene al menos un electrón, recién se aparean los electrones. El 8O tiene una distribución basal 1s2, 2s2, 2p4. En el último subnivel hay 4 electrones, se puede pensar que todos están apareados, pero aplicando la Regla de Hund, la distribución electrónica desglosada es: NIVEL S U B N I V E L 1 1s 2 2s 2p 3 3s 3p 4 4s 5 5s 6 6s 6p 7 7s 4p 5p 7p 3d 4d 5d 6d 4f 5f 6f Ejemplos: 11Na 17Cl 11 e17 e- 1s , 2s , 2p ,3s 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p5 2 2 6 1 ↑↓ 8O ↑ 2py ↑ 2pz ↑↓ ↑↓ 1s 2s 2px A esta se llama distribución electrónica basal o en el estado fundamental, porque corresponde a un átomo en estado libre de interacciones, cuando un átomo está formando enlaces la distribución electrónica sufre transformaciones. Excepciones en la distribución electrónica basal: 14 __________________________________________________________________QUÍMICA__________________________________________________________________ Principio de exclusión de Pauli “Dos electrones en un mismo átomo no pueden tener sus 4 números cuánticos iguales (n, l, m, s) al menos se debe diferenciar en el spín”. Por ejemplo el primer y segundo electrón de cualquier átomo. n e1 e2 3 3 l 1 1 m -1 -1 s -½ +½ 2.11. Ejercicios 1. Indique verdadero (V) o falso (f) según corresponda I. El átomo es la particula más pequeña de un elemento que conserva la identidad de dicho elemento II. Según Dalton todos los átomos de un elemento son idénticos. III. Teniendo en cuenta que los elementos tienen isótopos, los átomos de un elemento no son idénticos. IV. En un átomo eléctricamente neutro, el número de electrones es igual al número de protones. A) FVFF B) VVFV C) VFVV D) VVVV E) FVFV alter- 2.10. Propiedades magnéticas Paramagnetismo.- Un átomo o ión es paramagnético, cuando es atraído por un campo magnético, este fenómeno se debe a la existencia de electrones desapareados y por lo tanto spin. Ejemplo: 8O → 1s2, 2s2, 2p4 Aplicando la regla de Hund al último subnivel 2 1 1 2px 2py 2pz Tiene 2 electrones desapareados, por lo tanto es paramagnético. Diamagnetismo.- Cuando un átomo o ión no es atraído por los campos magnéticos debido a que no tiene electrones desapareados y por lo tanto todos sus espines están neutralizados. Ejemplo: 8Ne→ 1s ,2s ,2p Aplicando la Regla de Hund al último subnivel 2px2 2py2 2pz2 No hay electrones desapareados. 2 2 6 2. Respecto a las partículas subatómicas del átomo, indique la nativa que contiene la relación correcta: a. Nube electrónica b. Núcleo c. Nube electrónica I. Hay partículas de carga negativa (e-) II. El número de electrones es igual al número de protones. III. Hay protones y neutrones. A) aIII, bIII, cI D) aII, bIII, cIII B) aI, bIII, cII E) aI, bII, cIII C) aII, bIII, cI 3. ¿Qué proposiciones son correctas acerca del átomo y sus partes? I. El diámetro del núcleo atómico es aproximadamente 10000 veces más pequeño que el diámetro del átomo. II. El núcleo atómico posee elevada densidad III. En un átomo neutro, el número de protones es igual al número de neutrones A) Sólo I B) Sólo II C) Sólo III D) I y II E) II y III Se denominan partículas subatómicas fundamentales: A) Electrones, positrones y protones B) Protones, neutrones y positrones C) Protones, neutrones y deuterones D) Neutrones, protones y electrones E) Partículas α , partículas β y rayos γ Respecto a las partículas subatómicas principales: protón, electrón, neutrón, indique verdadero (V) o falso (F) según corresponda: I. Las partículas más livianas se encuentran alrededor del núcleo. II. Las partículas más pesadas se encuentran en el núcleo del átomo. 4. Ferromagnetismo.- Es una forma extrema de paramagnetismo, en la que se puede llegar a una magnetización permanentemente, mientras que el paramagnetismo se muestra tan solo, en presencia del campo magnético aplicado. Son ferromagnéticos: Fe, Co, Ni, Gd, y sus aleaciones. La susceptibilidad magnética de una sustancia se expresa como momento magnético: ( µ ) y esta determinado por el número de electrones desapareados (n ). 5. µ = n( n + 2) 15 __________________________________________________________________QUÍMICA__________________________________________________________________ III. La masa del protón es mayor que la masa del neutrón. IV. Todas las partículas que se encuentran en el núcleo presentan carga positiva. A) VVVV B) VFVF C) FVFV D) VVFF E) VVFV 6. Con respecto a las partículas subatómicas fundamentales señale lo incorrecto: A) El neutrón, es la partícula de mayor masa y no tiene carga eléctrica. B) El protón, es la partícula positiva y su masa es ligeramente menor que la Masa del neutrón. C) El electrón, es la partícula negativa, cuya masa es aproximadamente 1836 veces menor que la masa del protón D) El protón y el neutrón constituyen los nucleones fundamentales E) En el ión 7. 14 6 11. Clasifique como falso (F) o verdadero (y), según corresponda, a cada una de las siguientes proposiciones: I. El número de nucleones fundamentales de un átomo está determinado por su número de masa. II. La elevada densidad del núcleo se puede justificar por la existencia de la fuerza electromagnética. III. Los electrones de los átomos de oxigeno son mas pesados que los electrones del hidrógeno. IV. Los isótopos de un elemento sólo se diferencian en el número de neutrones. A) VFFF B) VFFV C) VVFF D) FFFV E) VFVV 12. La especie iónica X tiene el mismo número de electrones que el ion 3+ Y . Este último posee 88 nucleones fundamentales y 59 neutrones. ¿Cuál es la carga nuclear del anión? A) 12 B) 22 C) 32 D) 42 E) 52 13. La plata tiene dos isótopos, uno de neutrones (abundancia porcentual 51,839%) y el otro de 62 neutrones. Teniendo en cuenta que el número de este elemento Atómico de este elemento es 47, indique si las proposiciones son verdaderas (V) o falsas (F) I. La abundancia porcentual más pesada es: 48,161%. II. La cantidad de nucleones en el átomo más liviano 107. III. Los átomos de este elemento son idénticos. A) VVV B) FFF C) VFV D) VVF E) VFF 14. Acerca de la teoría atómica de Dalton (1808), marque lo que no podría deducirse de ella. A) Todo cuerpo está constituido, de átomos que son partículas muy diminutivas, indivisibles e indestructibles. B) Los átomos de un elemento, son idénticos en masa y propiedades C) Los átomos de elementos diferentes son diferentes en masa y en propiedades D) Los átomos de elementos diferentes se combinan para formar la molécula de un compuesto. E) Los átomos se desintegran las reacciones nucleares. 15. Marque como verdadero (V) o falso (F) respecto a la Teoría Atómica de Dalton, según corresponda: I. Átomos de un mismo elemento son iguales en tamaño y propiedades II. Átomos diferentes no pueden formar compuestos. III. El átomo es la partícula fundamental más pequeña e indivisible de la materia que mantiene todas las propiedades de la sustancia A) VVV B) VVF C) VFF D) FVF E) VFV 4- C 4− hay 20 partículas subatómicas fundamentales. Los isótopos del hidrógeno se diferencian en: A) Masa atómica promedio B) Carga nuclear C) Electrones D) Neutrones E) Protones Marque el enunciado falso con respecto a los isótopos. A) Poseen el mismo número de protones B) Poseen diferente número de neutrones C) Poseen diferente número de masa D) Poseen diferentes propiedades químicas E) Poseen diferentes propiedades físicas Con respecto al siguiente núclido marque lo incorrecto. 8. 9. 269 110 CS A) Posee 269 nucleones fundamentales B) Posee 110 protones C) Posee 110 electrones D) Posee 159 neutrones E) Posee sólo 379 partículas subatómicas 10. Si el átomo de un deteminado elemento contiene: 6 protones, 8 neutrones y 6 electrones, ¿Qué alternativa contiene un isótopo del átomo dado? A) 6 protones, 8 neutrones y 8 electrones B) 6 protones, 6 neutrones y 6 electrones C) 6 protones, 6 neutrones y 7 electrones D) 8 protones, 6 neutrones y 6 electrones. E) 8 protones, 8 neutrones y 6 electrones 16 __________________________________________________________________QUÍMICA__________________________________________________________________ 16. Con respecto a la teoría de Dalton, indique lo incorrecto. A) Los elementos están formados de partículas muy pequeñas llamadas átomos. B) Los átomos de un elemento son semejantes; particularmente en masa. C) Los cambios químicos se producen por unión íntima, de sus átomos, en la relación de números enteros simples. D) Los átomos permanecen indivisibles en una reacción química E) Según esta teoría el átomo está formado por electrones 17. La teoría atómica de Dalton es inconsistente con la existencia de: A) Átomos B) Isótopos C) Elementos D) Compuestos E) Sustancias 18. Con respecto al modelo atómico de Thomson (1897) marque lo incorrecto: A) Está basado en el estudio de los rayos catódicos. B) Thomson midió la relación carga/masa del electrón, que es 1,76.108 coulomb/gramo. C) El modelo atómico de Thomson, era semejante a un budín con pasas, (electrones). D) La carga negativa de los electrones neutralizada por la carga positiva de la esfera atómica. E) El átomo no era eléctricamente neutro 19. ¿Cuáles de las siguientes proposiciones son incorrectas respecto a lo planteado en el modelo de Thomson? I. II. La masa del átomo está distribuida en todo el volumen del átomo. El átomo consiste en una masa de carga negativa en el cual están incrustados los cationes. III. Según este modelo los átomos pueden formar iones. A) Sólo I D) I y II B) Sólo II E) II y III C) Sólo III 21. A continuación se proponen 4 contribuciones que fueron elevantes en el avance de la química y la física. I. Descubrimientos del electrón, al determinar la relación e/m de los rayos catódicos. II. Propuesta del modelo planetario III. Propuesta del primer modelo atómico IV. Descubrimiento de los rayos X. ¿Cuáles son contribuciones de J. J. Thomson? A) Sólo I B) I y II C) I y III D) I, II y III E) Todos 22. Marque los enunciados incorrectos respecto al modelo Rutherford. I. Utilizó los núcleos de helio para bombardear láminas delgadas de metales preciosos. II. Concluye en un átomo nucleado III. La masa del átomo está repartida en todo el volumen del átomo. A) Sólo III B) Sólo II C) Sólo I D) III y II E) III y I 23. Con la experiencia de Rutherford -Geiger y Mariden A) Se demostró la validez del modelo atómico de Thomson. B) Se pudo demostrar la relación e/m de las partículas α C) Se pudo deducir la existencia del núcleo atómico. D) Se dedujo que los niveles energéticos en el átomo están cuantizados. E) Se pudo concluir que las partículas α rebotan en la lámina metálica. 24. Con respecto al modelo atómico de Rutherford (1911) marque lo incorrecto A) Está basado en la desviación de las partículas alfa ( α ), cuando son bombardeadas a través de una lamina de oro B) Las particulas alfa que se desvían o rebotan, lo hacen con el núcleo atómico. C) Rutherford descubre que todo átomo posee un núcleo positivo. D) El núcleo atómico posee densidad muy baja. E) El modelo atómico de Rutherford semejante al sistema planetario en miniatura. 25. Marque como verdadero (V) o falso (F) respecto al modelo atómico de Bohr. I. El modelo de Bohr es válido para átomo de hidrógeno exclusivamente II. Se demuestra la estabilidad del ele tren dentro del átomo de hidrógeno III. El electrón en el átomo de hidrógeno posee energía variable en una órbita definida A) VVV B) FVF C) FVV D) VVF E) VVV 20. Thomson consideró el átomo: A) Como Mi núcleo cargado positivamente rodeado de cargas negativas (electrones) B) De naturaleza corpuscular y ondulatoria C) Eléctricamente neutro, estando sus electrones sin movimiento D) Como una esfera de carga positiva con electrones inmersos en ella, de tal forma que se neutraliza E) Como un sistema planetario. 17 __________________________________________________________________QUÍMICA__________________________________________________________________ 26. En relación al modelo atómico de Bohr para el átomo de hidrógeno, indique verdadero.(V) o falso (F): I. En la órbita basal, el electrón tiene menor velocidad. II. En la transición electrónica de n=5 a n=2 se origina un espectro de emisión III. La longitud de onda mínima para las series espectrales de Balmer es 4/RH A) VFV B) VVV C) FVF D) FVV E) VVF 27. El electrón de un átomo de hidrógeno realiza una transición desde el nivel n=6 hasta un nivel inferior emitiendo una radiación con λ =410,29 mm ¿Cuál fue el nivel inferior? -1 7 RH = 109678 cm ; 1 cm =10 mm A) 1 B) 2 C) 3 D) 4 E) 5 TEMA 3 PERIODICIDAD QUÍMICA Tabla Periódica En 1869, el químico ruso Dimitri Mendeleiev, publicó una tabla de los elementos a la que llamo Tabla Periódica, donde mostró que las propiedades de los elementos se repiten periódicamente a intervalos regulares. Este hecho se conoce hoy como la Ley Periódica. La ley periódica resume muchas observaciones sobre las propiedades de los elementos. Se puede establecer como sigue: cuando los elementos se acomodan en orden creciente de sus números atómicos, muestran propiedades similares periódicamente. Todos los elementos están ordenados de acuerdo con el valor creciente de sus pesos atómicos, formando hileras horizontales llamados periodos, con propiedades físicas y químicas que cambian en forma progresiva a través de la tabla, y columnas verticales llamadas grupos o familias, con propiedades similares. La IA elaborar la tabla periódica actual, los elementos fueron acomodados uno tras otro, en grupos, debido a sus propiedades químicas semejantes. Por ejemplo, todos los elementos del grupo IA, son metales que, cuando reaccionan, forman iones con una carga de 1+. Si se examinan las configuraciones electrónicas de estos elementos, se verá que el nivel electrónico exterior para cada uno no tiene sino un electrón en un sub. Nivel s. En forma semejante, todos los elementos del grupo IIA tienen una 2 configuración electrónica en el nivel exterior que se podría generalizar como ns . De hecho, examinando cualquier grupo dentro de la tabla periódica, se ve que todos los elementos en el grupo tienen la misma estructura electrónica en el nivel exterior. Las estructuras electrónicas similares conducen a propiedades físicas y químicas semejantes. 3.1. Ley periódica Después de muchos intentos de clasificar los elementos, desde Dobereiner (triadas) hasta Mendeleiev (periodicidad por masa atómica), Moseley llegó a la conclusión de que si se ordenan los elementos por su número atómico, se encuentran propiedades comunes para ciertos elementos, así por ejemplo, el 11, 19, 37, 55 y 87 tienen propiedades comunes que se incrementan o disminuyen según su número atómico y constituyen los metales alcalinos. Gracias a esta conclusión se estableció la Ley Periódica para clasificar los elementos en una Tabla Periódica: "Las propiedades químicas de los elementos son una función periódica de sus números atómicos crecientes". 28. El electrón de un átomo de hidrógeno, luego de estar en el estado basal, absorbe una cantidad de energía que lo lleva a incrementar el ο radio de su órbita en 12,72 A . Calcule la energía del electrón en su nueva órbita. A) –13,6 B) –3,4 C) –1,5 D) –0,85 E) –0,54 29. ¿Cuál de las siguientes proposiciones es verdadera? A) Thomson concluyó que los protones están distribuidos dentro del átomo como “las pasas están distribuidos eh un budín”. B) Rutherford explicó el espectro, continuo del átomo de hidrógeno. C) Thomson determinó la relación e/m del protón. D) La contribución del modelo de Rutherford es haber introducido la idea de núcleo atómica E) El modelo de Rutherford explicaba la estabilidad de los átomos en base a la existencia de órbitas en forma de espiral. 30. Marque como verdadero (V) o falso (F) según corresponda I. Si el modelo de Ruitherford fuese cierto el átomo debería colapasar o desaparecer II. El modelo de Bohr introduce el concepto de niveles discretos de energía. III. El modelo de Thomson es conocido como el modelo de “Budín de pasas” A) FFF B) FFV C) FVV D) FVF E) VVV 18 __________________________________________________________________QUÍMICA__________________________________________________________________ 3.2. Tabla periódica de Moseley y IUPAC (2003) Descripción de la tabla periódica moderna. La tabla periódica moderna es la conclusión de los diversos intentos que se hicieron para buscar una clasificación natural de los elementos. Esta tabla periódica puede ser de forma corta o forma larga; pero, en cualquiera de sus formas no se debe olvidar que la periodicidad es una función de los números atómicos y por ese motivo se clasifica de acuerdo al orden creciente de los mismos. Tabla periódica moderna (IUPAC 2003) 18 grupos (columnas) Grupo 11 o IB Grupo del cobre: Cu, Ag, Au,Uuu. Grupo 12 o IIB Grupo del cinc: Zn. Cd, Hg. Grupo 13 o IIIA Grupo del boro: B, Al, Ga, In, Tl. Grupo 14 o IVA Grupo del carbono: C, Si, Ge, Sn, Pb. Grupo 15 o VA Grupo del nitrógeno: N, P, As, Sb, Bi. Grupo 16 o VIA Calcógenos o grupo del oxígeno.- O, S, Se, Te, Po. Grupo 17 o VIIA Halógenos: F, Cl, Br, I, At. Grupo 18 o VIIIA Gases nobles: He, Ne, Ar, Kr, Xn, Rn. El hidrógeno aunque se ubica en el grupo 1 no es un metal alcalino. Los períodos.- son las filas horizontales de izquierda a derecha, enumeradas del 1 al 7. En cada uno de los períodos encontramos los siguientes números de elementos: 1er período 2 elementos (del H al He) 2do período 8 elementos (del Li al Ne) 3er período 8 elementos (del Na al Ar) 4to período 18 elementos (del K al Kr) 5to período 18 elementos (del Rb al Xe) 6to período 32 elementos (del Cs al Rn) 7mo período 25 elementos (del Fr al Uuu) Después del uranio (z = 92) todos los elementos se llaman transuránidos y son artificiales; es decir, se obtienen en el laboratorio y no se han encontrado en forma natural. Categorías en las que se agrupan los elementos Elementos representativos, s y p.- También conocidos como elementos de los grupos principales, son los elementos que se encuentran en los extremos izquierdo y derecho de la tabla; al lado izquierdo los metales tienen una configuración electrónica que termina en orbitales “s”; y a la derecha, los no metales cuya configuración electrónica termina en orbitales “p”. Todos tienen incompletos los subniveles s o p del máximo número cuántico principal. Estos elementos muestran en general variaciones distintivas y muy regulares de sus propiedades con el número atómico. Elementos de transición o metales de transición, d.- Se les considera como transiciones entre los elementos alcalinos de la izquierda y los formadores de ácidos a la derecha. Todos son metales y se caracterizan por un aumento progresivo de electrones en los orbitales d, incluye las siguientes series: 1 p e r i o d o s 1 2 3 4 5 6 7 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 18 13 14 15 16 17 104 105 106 107 108 109 110 111 El número de elementos oficialmente reconocidos por IUPAC es 111 y están ordenados en grupos y períodos. 3.3. Grupos y periodos Los grupos.- son las columnas de arriba hacia abajo; enumerados del 1 al 18 o en números romanos del I al VIII familias A y B.. Grupo 1 o IA Grupo 2 o IIA Grupo 3 o IIIB Grupo 4 o IVB Grupo 5 o VB Grupo 6 o VIB Grupo 7 o VIIB Grupos 8, 9 y 10 o VIIIB Metales alcalinos: Li , Na, K, Rb, Cs, Fr. Metales alcalinotérreos: Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra. Grupo del escandio: Sc, Y, La, Ac Grupo del titanio: Ti, Zr, Hf, Rf. Grupo del vanadio: V, Nb, Ta,Db. Grupo del cromo: Cr, Mo, W,Sg. Grupo del manganeso: Mn, Tc, Re,Bh. Fe, Co, Ni; Ru, Rh, Pd y Os, Ir, Pt. Hs, Mt, Ds. 19 __________________________________________________________________QUÍMICA__________________________________________________________________ Primera serie de transición Segunda serie de transición Tercera serie de transición Cuarta serie de transición Elementos de transición interna, f.- Incluye: Lantánidos. Primera serie de transición interna Actínidos. Segunda serie de transición interna s p elementos representativos 21Sc a 29Cu 37Y a 47Ag 57La a 79Au no está completa • • • • Son metales muy blandos. Al aumentar el número atómico aumentan sus puntos de fusión. Se conservan en petróleo o atmósfera inerte. Forman hidróxidos sólidos blancos. ns 2 b) Metales Alcalinotérreos: Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra, 58Ce a 71Lu 90Th a 103Lr • • • • • • • • • Sus actividades aumentan de arriba hacia abajo. Casi todos sus compuestos son iónicos. No aparecen libres en la naturaleza. Se obtienen por electrólisis de sus cloruros fundidos. Tienen tendencia a perder dos electrones y formar cationes divalentes. Los metales de este grupo son más duros que los metales alcalinos. Tienen puntos de fusión y ebullición mayores que los metales alcalinos. Los metales de este grupo no forman iones complejos, ni sus óxidos se reducen fácilmente con carbón. Estos metales se obtienen por electrólisis de sus sales fundidas. ns2np5 1 2 3 4 5 6 7 57 89 elementos de trans ición d c) Halógenos: F, Cl, Br, I, elementos de trans ición interna f • • • Lantánidos Actínidos A medida que aumenta el número atómico, son mayores el punto de fusión, ebullición, densidad, etc. La estabilidad del ion haluro frente a la oxidación disminuye al aumentar el número atómico. Las moléculas de los halógenos en estado gaseoso son diatómicas; Tienden a formar ácidos y luego sales. 58 90 Grupos representativos de la tabla periódica 1 a) Metales alcalinos: Li, Na, K, Rb, Cs, ns • • • No aparecen en la naturaleza en estado libre porque se oxidan con facilidad. Se obtienen de sus sales fundidas por electrólisis. Las elevadas reactividades se ilustran mediante sus reacciones con el agua. El potasio, rubidio y cesio arden al ser sumergidos en agua según: + K(s) + H2O(l) → [K + OH ](ac) + H2(g) + 481,16 kJ Sus átomos muestran la máxima tendencia a perder electrones. Al aumentar el número atómico aumenta la densidad, volumen atómico, radio atómico, etc. • 3.4. Elementos de los bloques: s, p, d, f Se denominan elementos representativos a los elementos que se encuentran en los extremos izquierdo y derecho de la tabla; al lado izquierdo los metales cuya configuración electrónica termina en orbitales “s” y a la derecha los no metales cuya configuración electrónica termina en orbitales “p”. Los elementos situados en la parte central Grupos del 3 al 12 o familias B, se denominan elementos de transición y sus distribuciones electrónicas terminan en orbitales “d”. Los elementos de la parte inferior se denominan elementos de transición interna: lantánidos o tierras raras y actínidos se caracterizan porque su distribución electrónica termina en orbitales “f”. • • 20 __________________________________________________________________QUÍMICA__________________________________________________________________ Utilizando la numeración romana, los grupos se dividen en familias A y familias B. 3.5. Propiedades periódicas Las variaciones de las propiedades dependen de las configuraciones electrónicas (ordenamiento electrónico del átomo en su estado basal), en especial de la configuración de la capa externa ocupada y de su distancia con respecto al núcleo. Radio atómico.- El tamaño de un átomo está directamente relacionado con el radio atómico. El radio atómico de un átomo individual no puede medirse directamente, porque no existe aislado. Por lo tanto el radio atómico se define como la mitad de la distancia entre los núcleos de dos átomos adyacentes de una molécula homonuclear, como Cl2, H2, Br2, etc. En la tabla periódica el radio atómico en los grupos aumenta de arriba hacia abajo, así en el primer grupo el Li es el más pequeño y el Fr el más grande. Esto se debe a que el electrón del último nivel se va alejando del núcleo conforme se incrementa el número atómico, al ocupar niveles de mayor energía. H Li Na K Rb Cs Fr K (g) + o Ca (g) + o 418,8 kJ/mol à K (g) + 589,5 kJ/mol à Ca (g) + + e + e - Si se desea arrancar más de un electrón a un átomo neutro, entonces usaremos los términos: 1ra energía de ionización, 2da energía de ionización, etc. Esta energía se incrementa al tratar de sacar más electrones, por ejemplo: o + (1ra) Co (g) + 757,3 kJ/mol à Co (g) + e + 2+ (2da) Co (g) + 1 644 kJ/mol à Co (g) + e 2+ 3+ (3ra) Co (g) + 2 231,7 kJ/mol à Co (g) + eaum enta a u m e n t a H Li Na K Rb Cs Fr He Ne Ar Kr Xe Rn a u m e n t a el radio atómico disminuye He Ne Ar Kr Xe Rn En la tabla periódica varía de la siguiente manera: • En un grupo, la energía de ionización de los átomos aumenta de abajo hacia arriba. Esto se debe a que al aumentar el número de niveles el electrón periférico se encuentra más alejado del núcleo y por consiguiente tendrá menor fuerza de atracción. En un período la energía de ionización de los átomos aumenta de izquierda a derecha. Esto se debe a que aumenta la carga nuclear y de igual manera la fuerza de atracción de los electrones. • En un período el radio atómico disminuye de izquierda a derecha, esta tendencia no parece lógica ya que en los períodos también se va incrementando el número atómico; pues bien, en un período el número de niveles ocupados es el mismo, pero conforme se va avanzando a la derecha se incrementa el número de protones y el número de electrones, aumentando así la atracción entre el núcleo y la nube electrónica, causando una contracción del átomo y por lo tanto en un periodo es más pequeño el átomo mientras mayor sea el número atómico. Energía de ionización La primera energía de ionización o primer potencial de ionización es la cantidad mínima de energía que se requiere para remover al electrón enlazado con menor fuerza en un átomo aislado para formar un ión gaseoso con carga +1. Ejemplos: o + Li (g) + 520 kJ/mol à Li (g) + e Resumiendo: Los elementos con bajas energías de ionización pierden electrones más fácilmente. Formando iones positivos. Afinidad electrónica La afinidad electrónica (AE) de un elemento es la cantidad de energía que se absorbe cuando se añade un electrón a un átomo gaseoso aislado para formar un ión con carga 1. Los elementos con afinidades electrónicas muy negativas ganan electrones con facilidad para formar iones negativos (aniones). Por ejemplo: -Br(g) + 1 e à Br (g) + 322 kJ/mol (emite) O (g) + 1 e à O (g) + 142 kJ/mol (emite) 2O (g) + 1 e à O (g) - 378 kJ/mol (absorbe) 21 __________________________________________________________________QUÍMICA__________________________________________________________________ aument a a H u Li m Na e n K t Rb a Cs Fr He Ne Ar Kr Xe Rn Radios iónicos.- Muchos elementos del lado izquierdo de la tabla periódica, al combinarse pierden electrones y quedan convertidos en cationes. Mientras que los elementos del lado derecho tienden a ganar electrones y trasformarse en aniones. Comparando los átomos neutros con sus iones positivos o negativos, se puede afirmar: a) Los iones simples con carga positiva (cationes), son siempre más pequeños que sus respectivos átomos neutros. Na > Na+ Mg >> Mg2+ b) Los aniones son siempre más grandes que los átomos neutros correspondientes: 3P >P Cl > Cl Considerando la afinidad como energía liberada cuando un átomo gana un electrón la tendencia en la tabla periódica es la siguiente. • En un grupo o columna la afinidad electrónica aumenta de abajo hacia arriba. • En un período la afinidad electrónica aumenta de izquierda a derecha. La afinidad electrónica es lo contrario de la energía de ionización. Los elementos con afinidades electrónicas muy negativas ganan fácilmente electrones, como los halógenos. Electronegatividad.- La electronegatividad de un elemento mide la tendencia relativa del átomo a atraer electrones hacia sí cuando se combina químicamente con otro átomo. Las electronegatividades de los elementos se expresan en la escala de Pauling. aume nta d i s m i n u y e H Li Na K Rb Cs Fr He Ne Ar Kr Xe Rn 3.6. Tendencias del punto de ebullición y punto de fusión En un grupo los puntos de fusión y de ebullición se incrementa de arriba hacia abajo, así por ejemplo en los halógenos los puntos de ebullición para el Cl2, Br2 y I2 son: -34,6ºC, 58,6ºC y 184,4ºC respectivamente. En un periodo, para los metales aumentan de izquierda a derecha y en los no metales se incrementan de derecha a izquierda. Carácter metálico y no metálico A lo largo de cualquier periodo, las propiedades físicas y químicas de los elementos cambian de manera gradual de metálicas a no metálicas. La comparación de las propiedades de los elementos del mismo grupo es más válida si se trata de elementos del mismo tipo en relación con su carácter metálico. Valencia Es el número de electrones que un átomo puede ganar o perder para conseguir una distribución electrónica de gas noble, como el máximo de electrones en último nivel ocupado o nivel de valencia es 8, entonces, las valencias fluctúan entre 1 y 4 Cada elemento sólo tiene una valencia y depende del grupo en que se encuentra: Grupo Valencia IA 1 IIA 2 IIIA 3 IVA 4 VA 3 VIA 2 VIIA 1 VIIIA 0 a u m e n t a En los grupos la electronegatividad va disminuyendo de arriba hacia abajo, conforme aumenta el número atómico, mientras que en los períodos se incrementa de izquierda a derecha. Los elementos más electronegativos están en el lado derecho superior de la tabla (Halógenos F) y los menos electronegativos se ubican en el lado inferior izquierdo (metales alcalinos, Fr). 22 __________________________________________________________________QUÍMICA__________________________________________________________________ Estado de oxidación Es el número aparente de electrones ganados o perdidos en promedio por los átomos de un elemento cuando forma un compuesto. Así por ejemplo el Na en el NaCl pierde un electrón por átomo por lo tanto su número de oxidación es +1. El O en el H 2O aparentemente gana 2 electrones por lo tanto su número de oxidación es -2. Grupo Números de oxidación IA +1 IIA +2 IIIA +3 IVA +4 +2 VA +5 +3 VIA +6 +4 +2 -2 VIIA +7 +5 +3 +1 -1 VIIIA 0 3. Diga que proposiciones son correctas I. Actualmente los elementos químicos se ubican en 18 grupos y 7 periodos. II. El primer, segundo y tercer periodo contienen 2,8 y 18 elementos químicos; a partir del cuarto periodo son 32 elementos, hasta el séptimo que aun es incompleto. III. Los grupos 1, 2, 3, 4 y 5 contienen 7 elementos químicos cada uno A) Solo I B) Sólo II C) Sólo III D) I y II E) II y III Según la ley periódica moderna marque lo correcto: I) Fue establecida por Mendeleiev en 1913. II) Las propiedades físicas de los elementos no tienen variación. III) Las propiedades físicas y químicas de los elementos varían en función periódica de números atómicos. IV) Las propiedades químicas de los elementos varían en función periódica de sus masas atómicas. V) Las propiedades químicas de los elementos varían en función periódica de sus valencias. Indique verdadero (V) o falso (F) según corresponda: I. Los grupos 1, 2, 13, 14, 15, 16, 17 y 18 son elementos representativos. II. Los grupos 3 al 12 son elementos de transición. III. Los electrones de valencia de los elementos de transición se ubican en orbitales s y d. IV. Los gases nobles ubican sus electrones de valencia en orbitales s y p, excepto el helio. I) VVV B) FFFF C) FVFV D) VFVF E) VVFV Indique la verdad (V) o falsedad (F) de las siguientes relaciones: I. Periodo - arreglo horizontal II. Grupo - diferente nivel de valencia III. Periodo - igual nivel de valencia IV. Grupo - igual configuración electrónica en la última capa. A) FFFF B) VFFF C) VVFF D) VVVF E) VVVV 4. -4 3.7. Ejercicios -3 5. 1. I) Indique la verdad (V) o falsedad (F) de las siguientes proposiciones: Mendeleiev clasificó los elementos químicos en orden creciente de sus “pesos atómicos”, agrupándolos en grupos y en periodos, primando siempre las propiedades químicas y físicas. II) Meyer al clasificar los elementos químicos en orden creciente de sus “pesos atómicos”, dejó espacios vacíos para ubicar los futuros elementos no descubiertos III) La periodicidad establecida por Mendeleiev le permitió predecir la propiedades de algunos elementos aún no descubiertos A) V V V B) F F F C) V V F D) V F V E) F V V Indique la proposición incorrecta, respecto a la Tabla Periódica. A) Meyer pone en manifiesto que se obtienen curvas periódicas al representar.; frente al “peso atómico”, diversas propiedades como: fusibilidad, volatilidad, maleabilidad, fragilidad y comportamiento electroquímico. B) Mendeleiev ordena los elementos en forma de tabla, de acuerdo a su “peso atómico” y desde el punto de vista química C) Mendeleiev considera en su ordenamiento los periodos. D) Sólo Meyer dejó espacios vacíos en 12 tablas para ubicar elementos aun no conocidos. E) La ley periódica surgió de modo empírico antes de conocerse sus fundamentos 6. 2. 7. Indique cuál de las siguientes preposiciones es incorrecta: Los metales alcalinotérreos tienen sus electrones de valencia en subnivel s. II) Los no metales y los semimetales tienen electrones de valencia en subniveles s y p III) Los no metales y los semimetales están ubicados en el mismo bloque de la tabla Periódica IV) En el grupo de los halógenos no existen semimetales. V) Ningún elemento de transición es no metal I) 23 __________________________________________________________________QUÍMICA__________________________________________________________________ 8. Dada la configuración de los siguientes elementos: C : [He ] s 2 3 p 5 2 I) II) III) IV) V) 9. A y B son metales A y B son no metales A y C son no metales B y C son no metales A y B son no metales B : [ Ar ] s 2 3d 10 4 p 1 4 A : [ Ar ] s 3d 4 2 10 13. Señale las proposiciones verdaderas (V) o las falsas (F) I. Son ejemplos de metales del bloque s: H, Na, K, Ca. II. Son elementos de transición: Fe, Co, Ni. III. Los elementos del bloque f son metales A) VVV B) FVF C) VFV D) FVV E) FFF 14. Indique la veracidad (V) o falsedad (F) de las proposiciones siguientes: I. El hidrógeno es un alcalino (Z = 1) II. El elemento con Z= 17 pertenece al bloque “p” III. El elemento con (Z =30) pertenece a un elemento de transición A) VVV B) FFV C) FFV D) VFV E) VVF 15. Un elemento con la configuración de valencia: 2 10 4 5s 4d 5p se llama A) Teluro B) Antimonio C) Germanio D) Zinc E) Selenio' 16. Determine la ubicación de un elemento que tiene un catión divalente con 36e- , señalando su periodo y grupo respectivo. A) P: 3 B) P: 4 C) P: 4 G: IIA G: VIA G: IA D) P: 3 G: VIA E) P: 5 G: IIA Diga qué proposición es correcta: I. Los elementos: Hg, Cu, Au, P, Ca, Na, son metales II. Los elementos: C, B, N, S, O, Cl , son no metales. III. Los elementos: Cr, Mn, Zn, Al , Ge, Te son semimetales IV. Los elementos metálicos, no metales, semimetales y gases nobles, constituyen todos los elementos químicos existentes A) Sólo I B) Sólo II C) Sólo III D) Sólo IV E) I y II 10. Señale las proposiciones correctas. I. Los elementos representativos sólo terminan en subniveles s, en su configuración electrónica. II. Todos los elementos de transición son metales. III. Los elementos representativos, todos son no metales. A) Sólo I B) Sólo II C) Sólo III D) I y II E) II y III 11. Qué configuración no corresponde al elemento indicado? I. II. III. 24 Cr : [Ar ] s1 3d 5 4 2 10 1 31 Ga : [ Ar ]4 s 3d 4 p Cs : [ Xe]6 s 2 B) Sólo II 17. Indique la veracidad (V)o falsedad (F) de las siguiente proposiciones: I. El Oxígeno (Z=8) pertenece a la familia de los anfígenos II. Los elementos de transición interna pertenece al grupo IIIB. III. El 29Cu pertenece al grupo VIIIB. A) VVV B) VFV C) VVF D) VFF E) FVV 55 A) Sólo I C) Sólo III D) I y II E) II y III TEMA 4 ENLACES QUÍMICOS Introducción En la mesa de casi todas las cafeterías podemos encontrar dos sustancias cristalinas blancas: sal de mesa y azúcar granulada. A pesar de su aspecto tan similar, la sal de mesa es cloruro de sodio, NaCl soluble en agua, que se 12. Indique la veracidad (V) o falsedad (F) de las siguientes proposiciones: I. Se trata de un elemento representativo, 19K. II. Se trata de un elemento de transición, 21Sc III. La configuración electrónica de un elemento alcalino terreo termina en 1 s A) VVV B) VFV C) VVF D) FVV E) VFF 24 __________________________________________________________________QUÍMICA__________________________________________________________________ compone de iones sodio, Na e iones cloruro, Cl . El azúcar granulada no contiene iones, mas bien, consta de moléculas de sacarosa, C12H22O 11, en los que existen fuertes enlaces covalentes entre los átomos de cada molécula. Generalmente nos hacemos las siguientes preguntas respecto a la naturaleza de las sustancias: ¿Por qué reaccionan los átomos de los distintos elementos? ¿Por qué algunas sustancias se componen de iones y otras de moléculas? ¿Cuáles son las fuerzas que contienen unidos a los átomos en las moléculas y a los iones en los compuestos iónicos? ¿Qué formas adoptan? Las respuestas se encuentran en las estructuras electrónicas de los átomos en cuestión y en la naturaleza de las fuerzas químicas dentro de los compuestos. En esta balota se examinará las relaciones entre estructura electrónica, fuerzas de enlace químico y propiedades de las sustancias. Las fuerzas químicas se clasifican en: enlaces iónicos, enlaces covalentes y enlaces metálicos. Enlace Químico Puede definirse como las fuerzas que mantiene unidos a los átomos de elementos y compuestos se llaman enlaces químicos. Para que se forme un enlace químico, entre dos átomos, debe haber una disminución neta de energía potencial del sistema, es decir, los iones o moléculas producidas por las distribuciones electrónicas deben estar en un estado enerogético mas bajo que el de los átomos aislados. + - 4.3. Representación Lewis, regla del octeto Los símbolos de electrón punto, llamados también símbolos de puntos de Lewis, son una forma de mostrar los electrones de valencia de los átomos y de seguirles el camino durante la formación de enlaces. El símbolo de electrón-punto para un elemento consiste en el símbolo químico del elemento más un punto por cada electrón de valencia. Por ejemplo, el Flúor 2 2 5 tiene la configuración electrónica 1s , 2s , 2p , por tanto, su símbolo de electrónpunto muestra siete electrones de valencia: •• :F. •• Debido a que se consideran los electrones de valencia, es decir los electrones de los orbitales s y p. Observe que los puntos se colocan en los cuatro lados del símbolo atómico: arriba, abajo y a la izquierda, a la derecha. Cada lado puede dar cabida a dos electrones como máximo. Los cuatro lados del símbolo son equivalentes, la colocación de dos electrones o de uno es arbitraria. 4.3.1. Símbolos de electrón-punto Elemento Li Configuración electrónica [He]2s1 Li Be [He]2s2 • • Símbolo de Nº de grupo en la electrón-punto tabla periódica 1 , IA 2 , IIA Be • • Clasificación ENLACE INTERATOMICO ENLACE QUIMICO FUERZAS DE VAN DER WAALS O - Ionico - Covalente - Metálico - Normal o no polar - Covalente polar - Coordinado • B [He]2s2 2p1 2 2 • 13 , IIIA B• • C [He]2s 2p 14 , IVA • - Puente de hidrógeno - Fuerzas de dispersión de London FUERZAS Interacción dipolo – dipolo INTERMOLECULARES Interacción dipolo – dipolo inducido C • N [He]2s 2p 2 3 • N: • • 15 , VA 25 __________________________________________________________________QUÍMICA__________________________________________________________________ O [He]2s2 2p4 • : O • • 16 , VIA • aparear totalmente estos electrones para lograr un octeto alrededor de cada átomo. 2) Moléculas en las que un átomo tiene menos de un octeto: Cuando hay menos de ocho electrones alrededor de un átomo en una molécula o ión. Esta situación la presentan los compuestos de boro y berilio. Por ejemplo, el trifluoruro de boro, BF3 F Ne [He]2s 2p [He]2s 2p 2 2 5 :F •• •• • 17 , VIIA 18 , VIIIA 6 : Ne : •• •• F B F F Los electrones de valencia que participan en los enlaces químicos se denominan electrones de valencia. El término valencia está relacionado con la formación de enlaces químicos. Los electrones de valencia son los que residen en la capa electrónica exterior parcialmente ocupada de un átomo. El número de electrones de valencia de cualquier elemento es el mismo que el número de grupo en el que está el elemento de la tabla periódica. Por ejemplo, los símbolos de Lewis para el oxígeno y el azufre, miembros del grupo 16, tienen seis puntos. 2 4 Oxígeno [He]2s 2p 2 4 Azufre [He]3s 3p Los átomos con frecuencia ganan, pierden o comparten electrones tratando de alcanzar el mismo número de electrones que los gases nobles más cercanos a ellos en la tabla periódica. Los gases nobles con excepción del helio, tienen ocho electrones valencia. Muchos átomos que sufren reacciones también terminan en ocho electrones de valencia. 4.3.2. Regla del Octeto Los átomos tienden a ganar, perder o compartir electrones hasta estar rodeados por ocho electrones de valencia. Un octeto de electrones de valencia dispuestos alrededor del átomo como en la configuración del Neón es: Sólo hay seis electrones alrededor del boro. El comportamiento químico es congruente con esta representación. 3) Moléculas en las que un átomo tiene más de un octeto: Cl Consiste en moléculas o iones en lo que hay más de ocho electrones en la capa de valencia de un átomo. Por ejemplo, la estructura Lewis para el PCl5 es: Cl Cl P Cl Cl : Ne : •• •• 4.3.3. Excepciones a la Regla del Octeto Tiene limitaciones al tratar las siguientes situaciones en la que intervienen enlaces covalentes: 1) Moléculas con número impar de electrones: En las moléculas como ClO 2, NO y NO2 el número de electrones es impar. Por ejemplo, el NO contiene 5 + 6 = 11 electrones de valencia, es imposible El fósforo, P tiene 10 electrones, su capa de valencia está expandida. Otros ejemplos con capas de valencia expandidas son SF4, AsF6 , ICl4. 4.4. Enlace Iónico El término enlace iónico se refiere a las fuerzas electrostáticas que existen entre iones con carga opuesta. Los iones pueden formarse a partir de átomos por transferencia de uno o más electrones de un átomo a otro. Las sustancias iónicas casi siempre son el resultado de la interacción entre metales de extrema izquierda de la tabla periódica y no metales de extrema derecha (excluidos los gases nobles). El Enlace iónico o electrovalente se forma cuando uno o más electrones del nivel de valencia de un átomo, se transfieren al nivel de valencia de otro, transformándose ambos en iones positivo y negativo, respectivamente, y atrayéndose entre sí electrostáticamente. El átomo que ha perdido uno o más electrones de valencia posee carga positiva (ion positivo o catión); del mismo modo, el átomo que ha ganado uno o más electrones posee carga negativa (ion negativo o anión); a estos iones se les conoce por electrolitos, porque estos conducen la corriente eléctrica. Los compuestos que contienen enlace predominante iónico se conocen como compuestos iónicos. Esta atracción electrostática entre los iones de carga contraria 26 __________________________________________________________________QUÍMICA__________________________________________________________________ es el enlace llamado iónico. Los compuestos iónicos en estado fundido o en soluciones acuosas contienen iones (átomos con carga eléctrica), los cuales originan una diferencia del potencial, que permite el paso de la corriente eléctrica. Por lo general, estos compuestos son sólidos con puntos de fusión altos (> 400 ºC), muchos de ellos son solubles en agua, la mayoría es insoluble en solventes no polares, los compuestos fundidos, así como, sus soluciones acuosas conducen bien la electricidad porque contienen partículas móviles con carga. Por ejemplo: NaCl, MgCl2, Li2O, CaO, Al2O 3, Mg3N2, etc. Cuando el sodio metálico, Na (s), se pone en contacto con Cloro gaseoso, Cl2(g) ocurre una reacción violenta. El producto de esta reacción tan exotérmica es cloruro de sodio sólido. 2 • Ca (s) +O •• • 2(g) • 2 → → 4 2 CaO (s) Ca • + 2 O •• 2 Ca 2 + : O :2 − [Ne ] •• •• [Ar ]4s 1s 2s sp [Ar ] Na 1 + Cl → NaCl (s) 2 2(g) (s) + - ∆H o = - 410,9 kJ/mol f El cloruro de sodio se compone de iones Na y Cl , que están dispuestos en una matriz tridimensional, cada uno de los iones Na+ está rodeado por seis iones Cl- , + y cada ión Cl está rodeado por seis iones Na , según de siguiente figura: Hay una transferencia de dos electrones del átomo de calcio al átomo de 2+ oxígeno. El ión Calcio (Ca ) formado tiene la configuración electrónica del argón, el ión óxido es isoelectrónico con el neón y el compuesto, CaO, es eléctricamente neutro. En muchos casos, el catión y el anión en un compuesto no tienen la misma carga. Por ejemplo cuando el litio se quema en aire y forma óxido de litio (Li2O), la ecuación balaceada es: 4 Li( s ) + O2(s) → 2Li 2 O (s) Cl Na + Na + Cl Na + Na + Cl Na + Na + 2 Li • + • O→ • •• •• 2 Li + O •• •• 2 − o (Li O) 2 Cl Na + Cl Na - Cl Na - Cl - Cl - + Cl - + 1s2 2s1 1s22s22p4 [He][Ne ] El oxígeno recibe dos electrones de cada uno (de los átomos de litio) para formar el ión óxido. - La formación del ión Na (catión) a partir de Na y del ión Cl (anión) a partir del Cl2, indica que un átomo de sodio, perdió un electrón, y que un átomo de cloro lo ganó: + Energía reticular Energía reticular se define como la energía requerida para separar completamente un mol de un compuesto iónico sólido en sus iones y no sólo de la interacción catión con un anión. La energía reticular es una medida cuantitativa de la estabilidad de cualquier sólido iónico. Depende de las interacciones de todos los iones y no sólo de la interacción catión con un anión. La energía reticular se define como la energía requerida para separar completamente un mol de un compuesto iónico sólido en sus iones en estado gaseoso. La energía reticular se puede calcular utilizando la ley de Coulomb (si se conoce la estructura y la composición de un compuesto iónico) la cual establece que “la energía potencial (E) entre dos iones es directamente proporcional al producto de sus cargas e inversamente proporcional a la distancia que los separa”. Para Na → Na + + 1eCl + 1e− → Cl− El NaCl es representativo de los compuestos iónicos, implica un metal con energía de ionización baja y un no metal con elevada afinidad por los electrones. Según los símbolos de electrón-punto se puede representar esta reacción como sigue: Na • + •  +  Cl : → Na + : Cl : •• •• •• •• −   Muchas otras reacciones comunes llevan a la formación de enlaces iónicos. Por ejemplo, al quemar calcio en presencia de oxígeno se forma óxido de calcio: 27 __________________________________________________________________QUÍMICA__________________________________________________________________ iones individuales de Li y Cl separados por una distancia r la energía potencial del sistema está dada por: + - 4.5. Enlace Covalente El enlace covalente se debe a que se comparten uno o más pares de electrones entre dos átomos, debido a que diferencia de electronegatividades no es suficientemente grande como para que se efectúe una transferencia de electrones; por lo tanto, no pierden ni ganan electrones, sino que los comparten. Por consiguiente, este tipo de enlace se encuentra en todas las moléculas constituidas por elementos no metálicos, combinaciones binarias que estos elementos forman entre si, tales como hidruros gaseosos y en los compuestos de carbono. En la mayoría de los enlaces covalentes participan dos, cuatro o seis electrones, es decir, uno, dos o tres pares de electrones; formado enlaces covalentes simples, dobles o triples, por aportes equitativos de cada átomo. Los compuestos que contienen enlace predominantemente covalente se llaman compuestos covalentes. Por lo general, estos compuestos son gases, líquidos o sólidos con puntos de fusión bajos (< 300 ºC), muchos de ellos son insolubles en agua, la mayoría es soluble en solventes no polares, los compuestos líquidos o fundidos no conducen la electricidad, las soluciones acuosas de la mayoría de los compuestos covalentes suelen ser malas conductoras de la electricidad porque no contienen partículas con carga. Según la teoría de enlace de valencia (TEV), los enlaces covalentes se forman por el solapamiento de dos orbitales atómicos, cada uno de los cuales tiene un solo electrón. Los ejemplos más comunes de enlaces covalentes se observan en las interacciones de los elementos no metálicos entre sí. La molécula de hidrógeno, H 2, utilizando la simbología Lewis se forma según: E=k Q Li + Q F − r Donde: Q Li + y Q F − son las cargas de los iones Li+ y F- k = constante de proporcionalidad E, es una cantidad negativa entonces la formación de un enlace iónico a partir + de Li y F es un proceso exotérmico. En consecuencia para invertir el proceso se debe aportar energía, es decir la energía reticular del LiF es positiva, por lo + que el par de iones Li y F enlazado es más estable que los iones separados. También se puede determinar la energía reticular indirectamente mediante el ciclo de Born-Haber. Este procedimiento relaciona las energías reticulares de los compuestos iónicos con las energías de ionización, afinidad electrónica y otras propiedades atómicas y moleculares. El cielo de Born – Haber define las distintas etapas que preceden a la formación de un sólido iónico. Existe cierta correlación entre la energía reticular y el punto de fusión. Cuanto mayor es la energía reticular más estable es el sólido y los iones se enlazan con más fuerza. Por ello, se requiere mayor energía para fundir dicho sólido y éste tendrá mayor punto de fusión que aquel que tenga menor energía reticular. Ejemplos de energía reticulares y puntos de fusión. Compuesto LiF LiCl LiBe LiI NaCl NaBr NaI KCl KBr KI Energía reticular (kJ/mol) 1017 828 787 732 788 736 686 699 689 632 Punto de fusión (ºC) 854 610 550 450 801 750 662 772 735 680 H • + • H → H: H El par de electrones compartidos proporciona a cada átomo de hidrógeno dos electrones en su orbital de capa de valencia (1s), teniendo la configuración del gas noble helio. La energía mínima que corresponde a la disposición más estable aparece a una distancia internuclear de 0,74 Å. De forma análoga, cuando dos átomos de cloro se combinan para formar la molécula Cl2 se tiene: •• •• •• •• •• •• •• :Cl •• • + • Cl:→ : Cl : Cl: Cada átomo de cloro, al compartir el par de electrones de enlace, adquiere ocho electrones (un octeto) en su capa de valencia. Al escribir estructuras Lewis normalmente indicamos con una línea cada par de electrones compartido entre dos átomos y los pares de electrones no 28 __________________________________________________________________QUÍMICA__________________________________________________________________ compartidos se dibujan con puntos siguiendo esta convención, las estructuras de Lewis para H2 y Cl2 se dibujan así: H H : Cl Cl : •• •• •• •• Los pares de electrones compartidos no se encuentran en posiciones fijas entre núcleos. Para los no metales, el número de electrones de valencia es igual al número de grupo. Por lo que elementos del grupo 17, forman un enlace covalente para alcanzar el octeto, elementos del grupo 16 como O, formarán dos enlaces covalentes, los elementos del grupo 15 como N, formarán tres enlaces covalentes y los elementos 14 como C, formarán cuatro enlaces covalentes. Por ejemplo: distorsiona en dirección del átomo más electronegativo; es decir, el par de electrones se comparte en forma desigual, generando dipolos, cargas parciales de signo contrario. Todas las moléculas diatómicas heteronucleares, como HF, HCl, HBr, HI, etc., poseen este tipo de enlace. Por ejemplo el fluoruro de hidrógeno, HF, en este enlace, el H y F no son átomos idénticos y no atraerán a los electrones con la misma fuerza. El átomo de flúor tiene mayor electronegatividad (4,0) respecto al hidrógeno (2,1) por lo que atraerá al par electrónico compartido con mucha más fuerza que el hidrógeno. Presentan distribución asimétrica de la densidad electrónica, se distorsiona en la dirección del átomo de flúor más electronegativa. HF ( F > H) → δ + x δF δ+ H H F H O H H N H H H C H H H H δ F - 4.5.1. Enlace Covalente normal o no polar Se produce entre dos átomos idénticos (electronegatividades iguales), generando una distribución simétrica de la densidad electrónica alrededor de los núcleos de los dos átomos; es decir, el par de electrones se comparte de manera igual. Todas las moléculas diatómicas homo nucleares, como H2, O2, N 2, F2 Cl2, etc., poseen este tipo de enlace. En el caso de la molécula de hidrógeno, H2 la densidad electrónica se representa: La δ sobre el átomo de H indica una “carga positiva parcial”. La δ sobre el Flúor indica una “carga negativa parcial” o sea que el extremo de flúor es negativo con respecto al extremo del hidrógeno. + - Los enlaces covalentes polares pueden considerarse como intermedios entre los enlaces covalentes puros y los enlaces iónicos. La polaridad a veces se describe como carácter iónico parcial que normalmente aumenta al hacerlo la diferencia de electronegatividad entre los átomos unidos. La separación de cargas de un enlace covalente polar crea un dipolo, polos negativo y positivo que aparecen en el proceso de separación de cargas. A mayor diferencia de electronegatividades (∆EN) mayor será el dipolo o mayor la separación de la densidad electrónica en la molécula. Por ejemplo, si consideramos las moléculas covalentes HF, HCl, HBr y HI sus dipolos son diferentes porque el F, Cl, Br, y I tienen distinta electronegatividad. H -F H - Cl 2,1 3,0 0,9 H - Br 2,1 2,8 0,7 H - I 2,1 2,5 0,4 + + Moléculas biatómicas homonucleares. Presentan enlace covalente no polar: H2, O2, N2, F2 y Cl2. 4.5.2. Enlace covalente polar o enlace polar Se produce entre dos átomos con diferentes electronegatividades, generando una distribución asimétrica de la densidad electrónica, la densidad electrónica se 2,1 4,0 ∆(EN) 1,9 Una regla que ayuda a distinguir un enlace polar, no polar o un enlace iónico es la diferencia de electronegatividades entre dos átomos enlazados si es dos o 29 __________________________________________________________________QUÍMICA__________________________________________________________________ mayor forma enlace iónico, cuando es menor que 0,9 se forma un enlace no polar y enlace polar cuando la diferencia está entre 0,9 y 1,7. El HF, H 2O, HCl, presentan enlace covalente polar. 4.5.3. Enlace covalente coordinado Se define como un enlace covalente en el cual uno de los átomos cede los dos electrones. Se produce cuando dos átomos comparten un par de electrones, pero dicho par procede solamente de uno de los átomos combinados; es decir, uno de los átomos aporta el par de electrones (donante) y el otro aporta un orbital vació (aceptor). Los compuestos de coordinación presentan este tipo de enlace; estos compuestos presentan iones metálicos de transición, los cuales poseen orbitales d vacíos que pueden aceptar compartir pares electrónicos. La reacción del trifluoruro de boro con el amoníaco representada con estructura de Lewis el boro sólo tiene seis electrones de valencia a su alrededor según, líneas, que representan un doble enlace. Un triple enlace corresponde a tres pares de electrones que se comparten. Por ejemplo: HF H–F •• •• CO2 N2 •• •• O =C = O :N ≡ N : La distancia entre los átomos enlazados disminuye al aumentar el número de pares de electrones que se comparten. Por ejemplo: N–N 1,47 Å 4.5.5. Resonancia El término resonancia en sí mismo significa el empleo de dos o más estructuras de Lewis para una molécula particular. Ninguna de las estructuras de resonancia representa adecuadamente a la molécula real. Presentan enlaces conjugados. Los dobles enlaces están alternados con uno simple. Ejemplo: N=N 1,24 Å N≡N 1,10 Å F F B F + H N H H F F B F H N H H C C C C El enlace BßN difiere de los otros debido a que el par de electrones es cedido solamente por el átomo de N. Este tipo de reacción se define como un ácidobase Lewis. Ácido Lewis.- Es toda sustancia capaz de aceptar un par de electrones en + + compartición. H , Na , AlCl3. Base Lewis.- Es toda sustancia capaz de donar un par de electrones en compartición, Ejemplo Cl , NH3, De acuerdo a esta definición, una reacción de neutralización es la formación de un enlace covalente coordinado entre el donador del par y el aceptor del par. 4.5.4. Enlace covalente: simple, doble, triple En muchas moléculas, los átomos completan un octeto compartiendo más de un par de electrones entre ellos. Cuando se comparte un par de electrones constituye un solo enlace covalente, enlace sencillo. Cuando se comparten dos pares de electrones, se dibuja dos Al dibujar la estructura de Lewis del ozono (O3), el enlace doble se puede colocar en cualquier extremo de la molécula, dando dos estructuras equivalentes según: O O O O O O Ninguna de estas dos estructuras explica las longitudes de enlaces conocidos en el O3. Se utilizan ambas estructuras de Lewis para representar la molécula de ozono. O O O O O O La doble flecha indica que las estructuras mostradas son estructuras de resonancia. La estructura de resonancia para el ion carbonato es: O O C O O O C O O O C O 30 __________________________________________________________________QUÍMICA__________________________________________________________________ La estructura de resonancia para la molécula de benceno es: 4.5.6 Propiedades de las sustancias covalentes 1. Gas, líquido o sólidos de bajo punto de fusión. 2. La mayoría son insolubles en disolventes polares. 3. La mayoría son solubles en disolventes no polares. 4. Los líquidos y sólidos no conducen la electricidad 5. 6. Las disoluciones acuosas son malas conductoras de la electricidad porque no contienen partículas cargadas. Presentan bajo punto de ebullición. requiere 16 kJ/mol para vencer las atracciones intermoleculares entre las moléculas HCl en el HCl líquido y vaporizado. En cambio, la energía necesaria para romper el enlace covalente y disociar el HCl en átomos de H y Cl es de 431 kJ/mol. Muchas propiedades de los líquidos, incluido punto de ebullición reflejan la intensidad de las fuerzas intermoleculares. Cuanto más intensas son las fuerzas de atracción, más alta es la temperatura a la que el líquido hierve. Asimismo, el punto de fusión de un sólido se incrementa al elevarse la intensidad de las fuerzas intermoleculares. 4.7.1 Enlace de hidrógeno Los puentes de hidrógeno son un tipo especial de atracción intermolecular que existe entre el átomo de hidrógeno de un enlace polar (sobre todo un enlace H – F, H – O o H – N) y un par de electrones no compartido en un ión o átomo electronegativo cercano (usualmente un átomo F, O o N de otra molécula). Los puentes de hidrógeno pueden considerarse como atracciones dipolo – dipolo único. Por ejemplo: •• 4.6. Enlace Metálico Los enlaces metálicos se encuentran en metales sólidos como cobre, hierro, y aluminio. En los metales, cada átomo metálico está unido a varios átomos vecinos. Los electrones de enlace tienen relativa libertad para moverse dentro de toda la estructura tridimensional. Los enlaces metálicos originan propiedades metálicas típicas como: 1) Una superficie metálica reciente tiene un lustre característico. 2) Presentan elevada conductividad térmica, así los metales que podemos manipular con las manos desnudas producen una sensación fría. 3) Tienen una alta conductividad eléctrica; la corriente eléctrica fluye fácilmente a través de ellos. 4) La conductividad térmica de un metal es por lo común paralela a su conductividad eléctrica. 5) Casi todos los metales son maleables y dúctiles pueden formar hojas delgadas y alambres. Casi todos los metales forman estructuras sólidas en los que los átomos están dispuestos como esferas empacadas de manera compacta. 4.7. Enlace intermolecular Fuerzas de Van der Waals Las propiedades físicas de los líquidos y sólidos moleculares, se deben en gran medida a las fuerzas intermoleculares, fuerzas que existen entre moléculas. Las intensidades varían dentro de un intervalo amplio, pero generalmente son mucho más débiles que los enlaces iónicos o covalentes. Por ejemplo, sólo se a) HF H – F.... H - •• F: (Los puntos (....) representan el Puente de hidrógeno) b) H2O H −O: | •• ¨¨ H −O: | •• H H Las líneas continuas representan Enlaces covalentes c) NH3 H H H H H N : .... H N : H :•F: .... H O: • H •• H N : .... H O : H H •• 31 __________________________________________________________________QUÍMICA__________________________________________________________________ H O: H •• H .... H N : H estas propiedades indican que las fuerzas entre las moléculas H2O son anormalmente intensas. Estas fuertes atracciones intermoleculares del H 2O son el resultado de los puentes de hidrógeno. Importancia de los puentes de hidrógeno 1) 2) 3) Son importantes para estabilizar las proteínas, que son componentes clave de la piel, los músculos y otros tejidos estructurados de los animales. Hacen posible la transmisión de información genética mediante el DNA. La densidad del hielo a 0ºC (0,917 g/mL) es menos que la del agua líquida a 0ºC (1,00 g/mL), lo que se puede entender en términos de las interacciones de puente de hidrógeno entre moléculas del agua, esto es a. Adoptan la disposición ordenada abierta. b. Una masa dada de hielo ocupa un mayor volumen que la misma masa de agua líquida. Los puntos de ebullición de los hidruros simples de los elementos de los grupos 16 y 17 se muestran a continuación. Compuesto H2O H2S H2Se H2Te Punto de ebullición (ºC) 100 -62 -42 -4 Compuesto HF HCl HBr HI Punto de ebullición (ºC) 19 -84 -67 -35 Temperatura (ºC) 100 0 H2O HF H2Se Enlace covalente Enlace de H H2Te HI H2S -100 HBr Longitud del enlace de H HCl 0 50 100 150 Masa molecular En general, el punto de ebullición se eleva al aumentar el peso molecular, porque las fuerzas de London o dispersión son más grandes. La excepción notable a esta tendencia es el H2O, cuyo punto de ebullición es mucho más alto que el que esperaríamos con base en su peso molecular. Los compuestos NH3 y HF también tienen puntos de ebullición anormalmente altos. Además, estos compuestos tienen muchas otras características que los distinguen de otras sustancias con peso molecular y polaridad similares. Por ejemplo el agua tiene un punto de fusión alto, calor específico alto y calor de vaporización alto. Todas 4) La densidad del hielo en comparación con la del agua líquida afecta profundamente la vida en la Tierra. El hielo flota en ella. Cuando se forma 32 __________________________________________________________________QUÍMICA__________________________________________________________________ hielo por lo frío del tiempo, cubre la superficie de un lago y aísla el agua que está abajo. Si el hielo fuera más denso que el agua, el hielo que se forma en la superficie de un lago se hundiría al fondo y el lago podría congelarse por completo. Casi ningún organismo acuático podría sobrevivir en tales condiciones. 5) El agua es una de las pocas sustancias que se expande al congelarse, debido a que la estructura del hielo es más abierta que la del agua líquida. Esto hace que las tuberías de agua se revienten cuando el clima está frío. 3) Determine cuál de las siguientes moléculas tiene uno o mas enlaces covalentes dativos A) CO2 B) H2O C) O2 D) S03 E) HCl 4) Si el elemento “X” tiene caracterizado a su último electrón con el siguiente conjunto de números cuánticos: 4, 1, 0, - 1 2 luego al enlazarse con un átomo “Y” perteneciente al grupo de los alcalinos ¿Qué fórmula tendrá el compuesto formado? A) yx B) y2x C) yx2 D)y2x3 E) yx3 5) Señale el número de enlaces sigma y pi, respectivamente que existen en la molécula de acetileno A) 3,3 B) 2,2 C) 2,3 D) 3,2 E)1,2 6) Marque verdadero (V) o falso (F) según convenga . Hay compuestos binarios formados por un metal y un no metal, no son iónicos . Hay compuestos iónicos formados solo por átomos no metálicos . En el Al2O3 se transfieren 6 electrones de valencia . En el Ca3N2 el calcio es anión y el nitrógeno catión A) VVFF B) VVVV C) VFVF D) VFFF E) VVVF 4.7.2 Fuerzas dipolo – dipolo, dipolo inducido-dipolo, fuerzas de London o de dispersión Las fuerzas de London se presentan en todas las sustancias moleculares. Son el resultado de la atracción entre los extremos positivo y negativo de dipolos inducidos en moléculas adyacentes. Un dipolo inducido se forma temporalmente cuando los electrones de una molécula adquieren momentáneamente una distribución no uniforme por la polarización. + - + - Cuantos más electrones haya en una molécula más fácilmente podrán polarizarse. Las fuerzas de London varían entre 0,05 y 40 kJ/mol. Las fuerzas dipolo-dipolo son interacciones no covalentes entre dos moléculas polares o dos grupos polares de la misma molécula si esta es grande. 4.7.3. Momento Dipolo: Producto de la carga por la distancia entre las cargas en una molécula. 4.8. Ejercicios 1) Cuando el elemento magnesio se combina con el elemento cloro, cada átomo de magnesio… A) Gana dos electrones B) Pierde dos electrones C) Pierde un electrón D) Gana un electrón E) No gana ni pierde electrones Si se tiene los elementos 17 7) ¿Qué molécula presenta mayor número de electrones no enlazantes? A) NH3 B) H2O C) CH 4 D) O3 E) H 2 8) ¿Cuál de las siguientes moléculas no cumple con la regla del octeto? A) F2 B) HCl C) N 2 D) NH3 E) BF3 9) ¿Cuántos pares solitarios se pueden encontrar en una molécula de H 2SO 4? A) 1 B) 2 C) 3 D) 4 E) 5 10) Señale el número de enlaces sigma y pi, que existen en la molécula del C2H2 A) 3,2 B) 1,2 C) 2,3 D) 2,2 E) 1,3 2) X y 37 W al combinarse ambos C) metálico que clase de enlaces formaran: A) Covalente puro B) Covalente polar D) Iónico E) Covalente dativo 11) El número total de electrones de valencia que debe tener el siguiente compuesto AlCl3 es: A) 8 B) 12 C) 16 D) 18 E) 24 33 __________________________________________________________________QUÍMICA__________________________________________________________________ 12) ¿Cuál de los siguiente conceptos no corresponden al enlace covalente? A) Puede ser polar B) Por lo general se da entre líquidos o gases C) Puede ser apolar D) En el, los átomos comparten electrones E) Es característico entre los elementos del grupo VIIA con los del IA 13) Los átomos transfieren electrones y se mantienen unidos por atracción electrostática. Corresponde a un enlace A) Covalente polar B) Covalente apolar C) Covalente dativo D) Iónico E) Metálico 14) La molécula donde no se cumple el octeto es: A) Cl2 B) N2 C) BH3 D) PH3 E) HI TEMA 5 FUNCIONES INORGÁNICAS Función Química Se designa como función química a la presencia de un elemento(s) común a un conjunto de compuestos, que determinan características comunes al conjunto de compuestos, ello no descarta que los compuestos que se clasifican dentro de una función química puedan tener propiedades físicas y químicas diferentes. Clasificación de los Compuestos Inorgánicos Anteriormente, se indicó que los compuestos inorgánicos pueden ser clasificados como iónicos o covalentes, de acuerdo al tipo de enlace que predomine en ellos. Sin embargo, para una mejor clasificación de los compuestos inorgánicos, se han aplicado dos criterios (ver Tabla 5.1.), de acuerdo al numero de elementos en el compuesto y de acuerdo al grupo funcional. Nº de Elementos Grupo Funcional Óxidos Metálicos Óxidos No metálicos Binarios Hidruros metálicos Hidruros No metálicos Sales Haloideas 15) Sabiendo las electronegatividades (E.N) de A y B A=0,8 B=3,5 el tipo de enlace que formara A y B al combinarse es: A) Electrovalente C) Covalente polar B) Covalente apolar D) Covalente dativo E) metálico 16) ¿Qué compuesto tendrá sus enlaces esencialmente covalentes? A) H3PO4 B) H2SO4 C) C 3H6O D) N2 E) HCl 17) Señale el número de enlaces Dativos en cada caso I. P2O 5 II. Cl2O 7 A) 2,6 B) 3,5 C) 3,6 D) 6,3 E) 5,3 18) ¿Cuál de las siguientes moléculas no tiene enlaces Pi: A) C2H 2 B) N2 C) Cl2 D) C2H4 E) O2 Ternarios Hidróxidos Ácidos Oxácidos Sales Oxisales Cuaternarios Complejos 19) Señalar la cantidad de pares solitarios que presenta: HClO4 A) 3 B) 2 C) 1 D) 0 E) 4 20) ¿Qué molécula presenta el fenómeno resonancia? A) CO B) HI C) O2 D) O3 E) Cl2 Tabla 5.1. Clasificación de los compuestos inorgánicos. 5.1. Hidruros Los hidruros son compuestos binarios, formados por hidrógeno con otros elementos. Tienen propiedades físicas y químicas muy variadas que se 34 __________________________________________________________________QUÍMICA__________________________________________________________________ relacionan con el mayor o menor carácter covalente de sus enlaces y las electronegatividades de sus componentes. El átomo de hidrógeno posee un 1 único electrón (1s ), que en unos casos se cede fácilmente al otro elemento, mientras que en otros es el hidrógeno el que capta o comparte un electrón del otro elemento. De esta forma se completa el orbital 1s y adquiere la configuración electrónica del helio (1s2). ELEMENTO + HIDRÓGENO à HIDRURO Clasificación: Los hidruros pueden ser hidruros iónicos, covalentes e intersticiales. a) Hidruros iónicos. Resultan de la combinación directa del hidrógeno molecular con un metal alcalino o alcalinotérreo. El hidrógeno trabaja con número de oxidación de –1. METAL ALCALINO + HIDRÓGENO à HIDRURO IONICO ALCALINOTERREO + HIDRÓGENO à HIDRURO IONICO Li (s) + H2 (g) à 2 LiH(s) Ca (s) + H2 (g) à CaH2 (s) Propiedades. Son sólidos de alto punto de fusión. Reaccionan con el agua y forman hidróxidos liberando hidrógeno. CaH 2 (s) + H 2O(l) à Ca(OH)2(ac) + H2(g) Nomenclatura. Se nombra con la palabra hidruro seguido del nombre del metal en genitivo. Ejemplo: NaH Hidruro de sodio CaH2 Hidruro de calcio AlH3 Hidruro de aluminio b) Hidruros Covalentes. Cuando el hidrógeno está enlazado covalentemente a un no metal. Son aquellos en donde el hidrógeno actúa con el número de oxidación +1. Ejemplo. NO METAL + HIDRÓGENO à HIDRURO COVALENTE Propiedades. Son gases y líquidos en condiciones estándar. En cada grupo la estabilidad térmica disminuye al descender a lo largo de una familia. c) Nomenclatura. Tienen nombres comunes. Ejemplo: BH 3 Borano SbH 3 Estibina ArH3 Arsina SiH4 Silano Hidruros Intersticiales. Cuando el hidrógeno reacciona con los metales de transición. En muchos hidruros metálicos, la proporción de átomos de metal a átomos de hidrógeno no es una relación de números enteros y tampoco es fija. La composición puede variar dentro de ciertos límites, de acuerdo con las condiciones. Ejemplo. TiH1.8. METAL TRANSICIÓN + HIDRÓGENO àHIDRURO INTERSTICIAL Propiedades. Conservan su conductividad metálica y otras propiedades metálicas. Nomenclatura. Tienen nombres comunes. Ejemplo: TiH2 Hidruro de titanio 5.2. Óxidos Son compuestos binarios, que se forman por la combinación del oxígeno con estado de oxidación –2 con un elemento cualquiera. ELEMENTO + OXÍGENO à ÓXIDO Clasificación: Los óxidos pueden clasificarse como: Óxidos Metálicos u óxidos básicos Oxidos No metálicos, u óxidos ácidos (anhídridos) Oxidos anfóteros Oxidos neutros. Óxidos básicos u óxidos metálicos Se obtienen por la combinación del oxígeno con un elemento metálico. METAL + OXÍGENO à ÓXIDO BASICO Propiedades. Son sólidos que se pueden preparar por reacción directa entre un metal y el oxígeno, ya sea a temperatura ambiente o a temperaturas elevadas. Estos óxidos son compuestos iónicos, tienen carácter básico, cuando se disuelven en agua forman hidróxidos. 35 __________________________________________________________________QUÍMICA__________________________________________________________________ Nomenclatura. En nomenclatura común se nombra con la palabra óxido seguido del nombre del metal con la terminación OSO (menor estado de oxidación) e ICO (mayor estado de oxidación), cuando el metal tiene un solo estado de oxidación la terminación no cambia. La nomenclatura IUPAC recomienda la sistemática, que consiste en nombrar con la palabra óxido acompañada de un prefijo numérico (mono, di, tri, etc) que indica el número de átomos de oxígeno en la fórmula. Le sigue la preposición de y el nombre del otro elemento, también acompañado de su correspondiente prefijo numérico. Ejemplo: Na2O Oxido de sodio Común Monóxido de disodio IUPAC Cu2O Oxido cuproso Común Monóxido de dicobre IUPAC CuO Oxido cúprico Común Monóxido de cobre IUPAC 5.2.2. Óxidos no metálico u óxidos ácidos (Anhídridos) Compuestos que resultan de la combinación de un no metal con el oxígeno. NO METAL + OXÍGENO à ÓXIDO ACIDO (ANHÍDRIDO) Propiedades. Generalmente son gases que se pueden preparar por reacción directa entre un no metal con el oxígeno. Estos óxidos son compuestos covalentes, tienen carácter ácido, cuando se disuelven en agua forman ácidos. Nomenclatura La nomenclatura común nombra con la palabra Anhídrido seguido de la terminación del metal con la terminación OSO (menor estado de oxidación) e ICO (mayor estado de oxidación), cuando el no metal tiene un solo estado de oxidación la terminación es ICO, y cuando tiene tres o cuatro estados de oxidación se sigue en el orden: Anhídrido hipo..................oso Anhídrido...........................oso Anhídrido............................ico Anhídrido per.....................ico La nomenclatura IUPAC recomienda la nomenclatura sistemática, es decir usando los prefijos de cantidad; mono, di, tri, etc. Ejemplo: Boro B2O3 Anhídrido bórico Común Trióxido de diboro IUPAC Anhídrido fosforoso Trióxido de difósforo Anhídrido fosfórico Pentóxido de difósforo Anhidrido sulfuroso Dióxido de azufre Anhidrido sulfúrico Trióxido de azufre Anhidrido hipocloroso Oxido de dicloro Anhidrido cloroso Trióxido de dicloro Anhidrido clorico Pentóxido de dicloro Anhidrido perclorico Heptóxido de dicloro Fósforo: (3,5) P 2O3 P 2O5 Azufre: (4, 6) SO2 SO3 Cloro (1, 3, 5,7) Cl2O Cl2O 3 Cl2O 5 Cl2O 7 5.2.3. Óxidos anfóteros. Son aquellos que se comportan como ácidos y como bases. Al reaccionar con el agua forman bases o ácidos. Ejemplo: Al2O3 + 3 H 2O 2 Al(OH)3 Hidróxido de aluminio Al2O3 + H2O 2 HAlO2 Ácido alumínico 5.2.4. Óxidos neutros. bases. Por ejemplo: CO NO NO2 Son aquellos que en agua no producen ni ácidos ni Monóxido de carbono Monóxido de nitrógeno Dióxido de nitrógeno 36 __________________________________________________________________QUÍMICA__________________________________________________________________ 5.3. Función Peróxidos Se forman al agregar un átomo de oxígeno a aquel óxido básico que se ha originado con la mayor valencia del metal. El oxígeno participa con el estado de oxidación 1– del oxígeno. Se caracterizan por presentar el enlace O-O peroxo ( 2O 2 ), por lo tanto no se debe simplificar lo subíndices. Na2O2 Peróxido de Sodio BaO2 Peróxido de Bario H 2O2 Peróxido de hidrógeno 5.4. Función Hidróxido Estos compuestos resultan por combinación del óxido básico con agua, de tal manera que se genere el grupo oxidrilo (OH ) en la base ÓXIDO BASICO + AGUA à HIDRÓXIDO Propiedades. Los hidróxidos presentan las siguientes propiedades: • • • • • • Presentan el grupo funcional OH , que al disolverse en agua se disocian generando el ión oxidrilo (OH ). Dan color azul al indicador tornasol rojo. Tienen sabor a lejía. Son untuosas al tacto. Poseen propiedades detergentes y jabonosas. Reaccionan con ácidos para formar sales. - Fe (OH)3 Hidróxido férrico Trihidróxido de hierro Co (OH)2 Hidróxido cobaltoso Dihidróxido de cobalto Co (OH)3 Hidróxido cobáltico Trihidróxido de cobalto 5.5. Ácidos Común IUPAC Común IUPAC Común IUPAC Los ácidos son sustancias hidrogenadas, al disolverse en agua liberan iones hidrógeno (H+). Propiedades: Presentan propiedades opuestas a los hidróxidos tales como: • • • • Al disolverse en agua se ionizan produciendo iones hidrógeno Reaccionan con hidróxido formando sales. Enrojecen el indicador tornasol. Son muy corrosivos. ( H ). + • Reaccionan con metales liberando hidrógeno. Clasificación: Pueden ser: ácido hidrácidos y ácidos oxácidos. 5.5.1. Ácidos hidrácidos Resultan de la combinación del hidrógeno con un no metal del grupo VI A (Calcógenos) y no metal del grupo VII A (halógeno). Son hidrácidos porque al disolverse en agua y disociarse generan disoluciones ácidas. NO METAL + HIDROGENO à ACIDO HIDRACIDO Br2(l) + H2(g) à 2 HBr(g) Nomenclatura. La nomenclatura común nombra con la palabra ácido seguido de la terminación hídrico. La nomenclatura IUPAC designa con el nombre del no metal terminado en uro, seguido de la palabra hidrógeno en genitivo, a la que se antepone el prefijo di, tri según la cantidad de hidrógenos. Ejemplo: HF Fluoruro de hidrógeno HCl Cloruro de hidrógeno HBr Bromuro de hidrógeno HI Ioduro de hidrógeno H2S Sulfuro de dihidrógeno H2Se Seleniuro de dihidrógeno Nomenclatura Cuando el metal presenta un solo estado de oxidación la ambas notaciones son las mismas es decir se nombra con la palabra hidróxido seguido del nombre del metal. Ejemplo: K 2O + H2O à 2 KOH Hidróxido de potasio Ba(OH) 2 Hidróxido de bario Al(OH)3 Hidróxido de aluminio Para nombrar hidróxidos en donde el metal presenta dos estado de oxidación, la nomenclatura común nombra usando las terminaciones OSO e ICO cambiando la palabra oxido por hidróxido. Mientras que la IUPAC usa la nomenclatura sistemática Fe (OH)2 Hidróxido ferroso Común Dihidróxido de hierro IUPAC 37 __________________________________________________________________QUÍMICA__________________________________________________________________ H2Te Teleruro de dihidrógeno HNO2 H 2CO3 Dioxonitrato de hidrógeno Trioxocarbonato de dihidrógeno Toman este nombre cuando están puros en la fase gas, pero cuando están en solución acuosa se les nombra como ACIDO con la terminación HÍDRICO. HF Ácido fluorhidrico HCl Ácido clorhídrico HBr Ácido bromhidrico HI Ácido iodhidrico H2S Ácido sulfhidrico H2Se Ácido selenhidrico H2Te Ácido Telurhidrico 5.5.2. Ácidos oxácidos Llamados también oxiácidos, se producen al combinar el óxido ácido (anhídrido) con el agua. OXIDO ACIDO + AGUA à ACIDO OXACIDO Nomenclatura. La nomenclatura común usa los mismos prefijo y terminaciones que los óxidos ácidos, pero cambiando la palabra anhídrido por ácido. Ejemplo: SO3 + H 2O à H2SO4 Anhídrido sulfúrico ácido sulfúrico Cl2O + H2O à H2Cl2O2 à HClO Anhídrido hipocloroso ácido hipocloroso N2O5 + H 2O à Anhídrido nítrico H 2N2O6 à HNO3 ácido nítrico 5.5.3. Oxácidos Especiales a) Poliácidos Se forman al combinarse una molécula de agua con más de una molécula de óxidos ácidos. n OXIDO ACIDO + AGUA à POLIACIDO Para nombrarlos se usa el nombre del ácido normal, pero en este caso se utilizan prefijos que indiquen el número de elementos no metálicos en la molécula. 2 SO2 + H 2O à H2S2O5 Anhídrido sulfuroso Ácido disulfuroso 2 B 2O3 + H2O à H2B4O7 Anhídrido bórico Ácido tetrabórico 2 CrO3 + H2O à H2Cr2O7 Anhídrido crómico Ácido dicrómico b) Ácidos polihidratados. En este caso combinamos al óxido ácido con más de una molécula. Esto no ocurre con cualquier no-metal, solamente con algunos como por ejemplo: fósforo, arsénico, antimonio. OXIDO ACIDO +n AGUAàACIDO OXACIDO POLIHIDRATADO Para nombrarlos se usa el nombre normal del ácido pero agregando ciertos prefijos de acuerdo al siguiente cuadro: PREFIJO Meta Piro Orto Estado Oxidación par 1 anhídrido + 1 H 2O 2 anhídrido + 1 H2O 1 anhídrido + 2 H2O Estado Oxidación impar 1 anhídrido + 1 H2O 1 anhídrido + 2 H2O 1 anhídrido + 3 H2O También se nombra usando prefijos de cantidad, para nombra los oxígenos el término “oxi” u “oxo” precedida de los prefijos mono, tri, tetra, etc. según el número de átomos de oxígeno, seguido del nombre del elemento no metálico terminado en “ATO”, y de la palabra hidrógeno en genitivo, a la cual también se antepone los prefijos mono, di tri, etc. según el número de átomos de hidrógeno. Ejemplo: H 2SO 4 Tetroxosulfato de dihidrógeno 38 __________________________________________________________________QUÍMICA__________________________________________________________________ Ejemplos con estado de oxidación par: SO3 anhídrido sulfúrico 1 SO3 + 1 H 2O à H2SO4 ácido meta sulfúrico 1 SO3 + 2 H 2O à H4SO5 ácido ortosulfúrico 2 SO3 + 1 H 2O à H2S 2O7 ácido pirosulfúrico Ejemplos con estado de oxidación impar: P2O 5 anhidrido fosfórico 1 P2O5 + 1 H2O à H2P 2O6 à HPO 3 ácido meta fosfórico 1 P2O5 + 2 H2O à H4P 2O7 à H 4P2O7 ácido piro fosfórico 1 P2O5 + 3 H2O à H6P 2O8 à H 3PO 4 ácido orto fosfórico Es necesario tener en cuenta que se puede obviar el término meta y orto para algunos casos. Por ejemplo: H 3PO 2 ácido ortohipofosforoso se le llama ácido hipofosforoso H3PO3 ácido ortofoforoso se llama ácido fosforoso H3PO4 ácido ortofosfórico se llama ácido fosfórico 5.6. Sales Son compuestos que se obtienen al sustituir en forma parcial o total los hidrógenos de un ácido por elementos metálicos. Experimentalmente se obtienen por reacción de neutralización entre un ácido y una base. ACIDO + BASE à SAL + AGUA Clasificación: Las sales se clasifican: Por su origen: sales haloideas y sales oxisales. Por su Constitución: Sales neutras, ácidas, dobles. 5.6.1. Sales Haloideas Son sales binarias que resultan de la reacción de un ácido hidrácido y una base. ACIDO HIDRACIDO + BASE à SAL HALOIDEA + AGUA Ejemplo: HCl + NaOH à NaCl + H2O Nomenclatura. La IUPAC y el sistema común coinciden en la notación, el anión se hace terminar en “uro” seguido del nombre catión. Ejemplo: NaCl Cloruro de sodio AlBr3 Bromuro de aluminio CuS Sulfuro de cobre o sulfuro cúprico 5.6.2. Sales oxisales Cuando la reacción es entre un ácido oxácido y una base. ACIDO OXACIDO + BASE à SAL OXISAL + AGUA Ejemplo: H 2SO4 + 2 NaOH à Na2SO4 + 2 H2O Nomenclatura. La nomenclatura común se cambian las terminaciones OSO e ICO del ácido respectivo por ITO y ATO. Ejemplos: H2SO4 Ácido sulfúrico HNO3 Ácido nítrico HClO Ácido hipocloroso Na2SO4 Sulfato de sodio Cu(NO3)2 Nitrato cúprico KClO Hipoclorito de potasio La nomenclatura sistemática de la IUPAC, es usando prefijos de cantidad similar a los oxiácidos. Ejemplo: Na2CO 3 Trioxocarbonato de disodio CaSO 4 Tetraoxosulfato de calcio 5.6.3. Sales neutras Son aquellas donde se ha sustituido totalmente los hidrógenos del ácido de donde provienen, por elementos metálicos. CaSO 3 Sulfito de calcio Trioxosulfato de calcio (IUPAC) AlCl3 Cloruro de aluminio Tricloruro de aluminio (IUPAC) KClO4 Perclorato de potasio Tetraoxoclorato de potasio (IUPAC) 5.6.4. Sales ácidas En este caso la sustitución de hidrógenos ha sido parcial, para reemplazarlo por metales. Por ejemplo: NaHSO4 Sulfato ácido de sodio 39 __________________________________________________________________QUÍMICA__________________________________________________________________ Al(H2PO4) 3 NaHS 5.6.5. Sales dobles hidrógenoTetraoxosulfato de sodio Fosfatodiácido de aluminio Tris(dihidrógenotetraoxofosfato) de aluminio Sulfuro ácido de sodio Son aquellas en las que existen 2 y 3 elementos metálicos diferentes respectivamente. Para formar estas sales uniremos el ion negativo del ácido con el ion positivo de los metales, pero en este último caso el número de oxidación será igual a la suma de los iones respectivos de los metales. Para la nomenclatura sólo seguiremos las reglas ya conocidas pero nombrando los diferentes metales y colocando cuando crea conveniente los prefijos DOBLE y TRIPLE respectivamente. NaKSO4 Sulfato doble de sodio y potasio BaNa(NO3) 3 Nitrato doble de bario y sodio CaNaPO4 Fosfato doble de calcio y sodio 5.6.6. Sales hidratadas Generalmente son sales que cristalizan con varias moléculas de agua. Ejemplo: CaSO4.2 H2O Sulfato de calcio dihidratado CuSO4 5 H2O Sulfato cúprico pentahidratado Na2CO3.10 H2O Carbonato de sodio decahidratado CaCl2.5 H2O Cloruro de calcio pentahidratado. 5.7. Ablandamiento del agua El agua que contiene una concentración relativamente al de Ca , Mg y otros cationes divalentes se conoce como agua dura. Aunque la presencia de estos iones no constituye en general una amenaza para la salud, puede hacer que el agua sea inadecuada para ciertos usos domésticos e industriales. Por ejemplo, estos iones reaccionan con los jabones para formar una nata de jabón insoluble, que es lo que forma anillos de las tinas de baño. Además, se pueden formar depósitos minerales cuando se calienta el agua que contiene estos iones. Cuando se calienta el agua que contiene iones calcio y iones bicarbonato, se desprende dióxido de carbono. En consecuencia, la solución se hace menos ácida y se forma carbonato de calcio, que es insoluble: 2+ -1 Ca (ac) + 2 HCO 3 (ac) à CaCO3 (s) + CO 2(g) + H 2O(l) El CaCO3 sólido recubre la superficie de los sistemas de agua caliente y de las teteras, y esto reduce la eficiencia de calentamiento. Estos depósitos, llamados incrustaciones, pueden ser especialmente graves en las calderas donde el agua se calienta a presión en tubos que corren a través de un horno. La formación de 2+ 2+ incrustaciones reduce la eficiencia de la transferencia de calor y reduce el flujo de agua a través de los tubos. La eliminación de los iones que causan el agua dura se llama ablandamiento del agua. No todos los sistemas municipales de suministro de agua requieren ablandamiento. Cuando el mismo es necesario, el agua se tomas por lo general de fuentes subterráneas en las que ha tenido un contacto considerable con 2+ 2+ 2+ piedra caliza, CaCO3, y otros minerales que contienen Ca , Mg , y Fe . El proceso cal-carbonato se emplea para operaciones de ablandamiento de aguas municipales en gran escala. El agua se trata con cal, CaO [o cal apagada, Ca(OH) 2], y carbonato de sodio, Na2CO3. Estas sustancias químicas causan la 2+ -9 2+ precipitación del Ca como CaCO 3 (Kps = 2,8x10 ) y del Mg como Mg(OH)2 -11 (Kps = 1,8x10 ) 2+ -2 Ca (ac) + CO3 (ac) à CaCO3 (s) Mg 2+ (ac) + 2 OH -1 (ac) à Mg(OH)2 (s) El intercambiador de iones es un método doméstico típico para ablandar agua. En este proceso el agua dura se hace pasar a través de una resina de intercambio de iones: perlas de plástico con grupos aniónicos unidos de forma covalente. Estos grupos + con carga negativa tienen iones Na unidos a ellos para balancear sus cargas. Los 2+ iones Ca y otros cationes del agua dura son atraídos hacia los grupos aniónicos y + desplazan los iones Na con carga más baja hacia el agua. Así pues, un tipo de ión intercambia por otro. Para mantener el balance de cargas, dos iones Na+ pasan al 2+ agua por cada ión Ca que se retira El agua ablandada de esta manera contiene una concentración mayor de iones + + Na . Aunque los iones Na no forman precipitados ni causan otros problemas que se asocian con los cationes del agua dura. 5.8. Ejercicios 1. Cuando los ácidos fuertes reaccionan con os carbonatos hay desprendimiento de gas A) Monóxido de Carbono B) Vapor de agua C) Hidrógeno D) Dióxido de carbono E) Oxigeno 2. Según el Ácido de Origen las Sales se clasifican en: A) Ácidas y Básicas B) Oxisales, Básicas y Dobles C) Ácidas, Básicas y Neutras D) Haloideas y Ácidas E) Oxisales y Haloideas 40 __________________________________________________________________QUÍMICA__________________________________________________________________ 3. En el siguiente grupo de bases fuertes hay una incorrecta A) Al (OH)3 B) Na OH C) Ba (OH)2 D) Sr (OH)2 E) K OH De la combinación de dos moles de anhídrido con una de agua se obtiene: A) Hidrácido B) Poliacido C) Polihidratado D) Tioacido E) Sulfoacido La formula del Sulfito ferrico es: A) Fe (SO4)3 B) Fe (SO 3)2 C) Fe2 (SO3)3 D) Fe2 (SO4)3 E) Fe2 (SO3) El compuesto H 3PO4 se llama: A) Ortofosfito de Hidrógeno B) Acido Pirofosforoso C) Acido Pirofosfórico D) Acido Fosfórico E) Acido Fosforoso Si se deja reaccionar al oxido de Calcio con el anhídrido carbónico, se forma: A) Carbonato de calcio y Agua B) Acido Carbónico e Hidróxido de Ca C) Solo carbonato de calcio D) Monóxido de carbono e Hidróxido E) Acido carbónico y Calcio Metálico B) C) D) E) (NH4)2 NO3: Nitrato de Amonio Cr(OH)3: Hidróxido de Cromo (III) K2MnO4: Permanganato de Potasio H2SO4: Sulfato de Dihidrógeno 4. TEMA 6 REACCIONES QUÍMICAS 5. 6.1. Definición Las reacciones químicas son representaciones de las transformaciones químicas permanentes de las sustancias en la cual se altera su naturaleza química, formando nuevas sustancias (productos) con propiedades diferentes a las sustancias que le dieron origen (reaccionantes). Las reacciones químicas modifican la composición y las propiedades de las sustancias que forman parte de ellas. El estudio de las mismas es de vital importancia no sólo como ciencia sino por su amplia aplicación en la industria y en muchas disciplinas relacionadas con la química, biología, diferentes ramas de la Ingeniería, Medicina, etc. son muy importantes. En la naturaleza y en laboratorio ocurren diferentes reacciones químicas, y estas son representadas a través de las ecuaciones químicas, que nos proporciona los medios para: 1- Resumir la reacción 2- Mostrar las sustancias que reaccionan, y los productos formados. 3- Indica las cantidades totales las sustancias que intervienen en la reacción. 6.2. Ecuación química Las ecuaciones químicas no sólo permiten la interpretación del cambio químico que está ocurriendo, sino que indican como reaccionan ciertos materiales químicos cuando se mezclan así como los productos que puede obtenerse. Las reacciones químicas siempre implican un cambio, donde los átomos, moléculas e iones se reacomodan para formar nuevas sustancias. Las sustancias que participan en la reacción se llaman reactivos y las sustancia formadas son los productos. Durante las reacciones químicas se rompen enlaces y se forman otros productos, y los reactivos y productos suelen estar como sólidos, líquidos y gaseosos. Además en una reacción química debe cumplir la Ley de conservación de la masa Los átomo no se crean ni se destruyen, todos los átomos que existen en los productos deben estar presentes en los reactivos. Las reacciones químicas se representan por medio de una ecuación química. Las ecuaciones se representan mediante símbolos y fórmulas de los elementos 6. 7. 8. La formula Na H2BO3, indica que es una sal A) Doble B) Compleja C) Acida D) Básica E) Oxisal Hidratada 9. Son características de óxidos no metálicos I. Están formados por dos no metales II. La mayoría son sólidos, poco solubles III. Su enlace son de tipo covalente IV. Al disolverse en el agua se convierten en hidróxidos Son correctos: A) I, II, IV B) Sólo I C) Sólo III D) Todos E) I, III 10. El cobre al reaccionar con el oxigeno forma dos óxidos cuyas fórmulas correctas son: A) CuO 2, CuO B) Cu2O, CuO 2 C) CuO, Cu2O3 D) Cu2O, CuO E) CuO2, Cu2O3 11. ¿Cuál de las formulas no guarda relación con el nombre? A) NaHCO3: Bicarbonato de Sodio 41 __________________________________________________________________QUÍMICA__________________________________________________________________ y compuestos involucrados en la reacción. Los reactivos se indican en la parte izquierda y los productos en la derecha. REACTIVOS → PRODUCTOS Para representar una ecuación química, se debe tener en cuenta lo siguiente: • Una sal soluble o solución acuosa se indica por la fórmula de los iones que forman el compuesto, colocando como subíndice (ac) luego de la fórmula o símbolo de compuestos. Un compuesto insoluble o ligeramente soluble se representa por una fórmula molecular de compuestos seguida del símbolo (s). Un gas insoluble o ligeramente soluble se representa por la formula molecular del gas seguida del símbolo (g). La descomposición de un compuesto se puede producir dos elementos. Por ejemplo de la electrólisis del agua se obtiene oxígeno e hidrógeno gaseoso. Electrólisis 2 H2O (l) → 2 H2 (g) + O2 (g) • • La descomposición de un compuesto se puede producir un elemento y uno o más compuestos. Por ejemplo el clorato de potasio por acción del calor se descompone en : 2 KClO 3 (s) → ∆ 2 KCl (s) + 3 O2 (g) • Un compuesto líquido (l). Por ejemplo para representar la siguiente ecuación: A2 (s) + 2 BC (ac) → 2 AB (ac) + C2 (g) A2 es un sólido o un compuesto insoluble(o precipitado), BC, y AB son compuestos solubles en agua (acuosas) y C2 es un gas. 6.3. Clases de reacciones químicas. Las reacciones químicas pueden ser: 6.3.1. Reacciones de combinación Son reacciones en las que dos o más sustancias reaccionantes se combinan para formar un sólo producto es decir un sólo compuesto. SUSTANCIA + SUSTANCIA → COMPUESTO Las reacciones de combinación pueden ser: Combinación de dos elementos para formar un compuesto. H2 (g) + Cl2 (g) → 2 HCl (g) Combinación de un elemento y un compuesto para formar un compuesto. 2 CO (g) + O2 (g) → 2 CO 2 (g) Combinación de dos compuestos para formar otro compuesto. SO3 (g) + H 2O (l) → 6.3.2. Reacciones de descomposición Son aquellas en las que un compuesto se descompone para producir dos o más sustancias. Pueden descomponerse en: dos elementos, un elemento y un compuesto y dos ó mas compuestos. Estas reacciones son no espontáneas es decir se llevan a cabo solamente por la acción de un factor externo como el calor, corriente eléctrica, etc. Las reacciones de descomposición son reacciones opuestas a las reacciones de combinación. COMPUESTO → SUSTANCIA + SUSTANCIA H2SO4 (ac) Descomposición de un compuesto da otros compuestos. Cuando el carbonato de calcio (caliza) se calienta se descompone en óxido de calcio y dióxido de carbono. CaCO3(s) 6.3.3. → ∆ CaO(s) + CO 2 (g) Reacciones de desplazamiento simple Son aquellas donde un elemento desplaza a otro en un compuesto, quedando el elemento desplazado en forma libre. Una forma sencilla de predecir si ocurriría una reacción de sustitución, tanto en el caso de sustitución de hidrógeno como de metal, es referirse a una serie de actividad metálica De acuerdo con esta serie cualquier metal ubicado arriba del hidrógeno lo sustituiría del agua o de un acido. De hecho, cualquier especia de la lista reaccionara con cualquier otra especie que se encuentre debajo de ella y no al contrario. Cu(s) + 2 AgNO3(ac) → Cu(NO3)2(ac) + 2 Ag(s) Zn(s) + H2SO4(ac) → ZnSO4(ac) + H2(g) Cl2(g) + 2 NaBr(ac) → 2 NaCl(ac) + Br2(l) ZnCl2 (ac) + H 2 (g) Zn (s) + 2 HCl (ac) → 6.3.4. Reacciones de metátesis o doble desplazamiento Cuando reaccionan dos compuestos para formar dos nuevos compuestos, sin que se produzcan cambios en sus números de oxidación. En estas reacciones los iones de los dos compuestos cambian o intercambian iones formando nuevos compuestos. Las reacciones de metátesis pueden ser : 42 __________________________________________________________________QUÍMICA__________________________________________________________________ NEUTRALIZACIÓN. Es la reacción de un ácido y una base para formar una sal y agua, es decir se eliminan las propiedades corrosivas del ácido y cáusticas de la base. Ecuaciones moleculares En las reacciones de doble desplazamiento se debe considerar tres ecuaciones : La ecuación molecular, en la que se considera todo los compuestos que participan en los reaccionantes y productos por ejemplo: KOH (ac) + HCl (ac) → KCl (ac) + H 2O (l) La ecuación iónica total, en este caso considera a los compuestos acuosos en forma iónica tal como: [K + (ac) oxidación. En una reacción redox siempre se da una Oxidación y una Reducción. estos ocurren en forma simultánea, nunca se dará solamente la oxidación o la reducción, ya que en la oxidación se pierde electrones y en la reducción se ganan electrones. Por ejemplo en la reacción del cobre con el ácido nítrico, el cobre se oxida y el nitrógeno en el nitrato se reduce. 3 Cu(s) + 8 HNO3 (ac) → 3 Cu(NO3)2 (ac) + 2 NO (g) + 4 H 2O (l) Reacciones redox pueden considerarse a las de reacciones de combinación o descomposición en donde participa un elemento como reaccionante o producto, así como también se considera a las reacciones de desplazamiento simple. 6.4.1. Número de oxidación o estado de oxidación Es el número de electrones que gana o pierde un átomo de dicho elemento al formar el compuesto. En el caso de iones atómicos sencillos, corresponde a la carga real del ión. En compuestos covalentes (con enlace covalente), los números de oxidación se asignan siguiendo unas reglas arbitrarias, tal como al elemento más electronegativo se le asigna un número de Oxidación negativo, y al elemento menos electronegativo se le asigna el número de oxidación positivo. Para identificar el número de oxidación de un elemento en un compuesto se debe tener presente las siguientes reglas: 1. El número de oxidación de un átomo al estado elemental libre no combinado es cero (0), ya sea en forma mono o poliatómica. Ejemplo: 0 0 0 0 Cu , H2 , N2 , S 8 . 2. El hidrógeno en los compuestos tiene un número de oxidación +1. Ejemplo: HCl, HNO 3, NH 3; a excepción de los hidruros de metales fuertemente electropositivos que trabaja con _1. Ejemplo: NaH, BaH 2 . 3. El oxígeno en las combinaciones actúa con _2, Ejemplo: CaO, HNO 3, NaOH, CuSO4 ; a excepción en los peróxidos donde trabaja con 1−, Ejemplo: H2O2 , Na2O2, BaO 2. 4. Los metales alcalinos en todos sus compuestos trabajan con 1+ y siempre dan compuestos iónicos, Ejemplo: NaCl, KI, LiBr. 5. Los metales alcalinotérreos siempre forman compuestos iónicos con 2+, Ejemplo: Ca(OH)2, CaO, MgSO4, BaCl2. 6. Los halógenos cuando forman halogenuros lo hacen con 1-, dando compuestos iónicos, Ejemplo: NaCl, CaCl2, AlCl3, cuando forman compuestos oxigenados (al combinarse con el oxígeno) lo hacen con números de oxidación positivos, ejemplo: HClO (cloro +1), NaIO4 (yodo +7), etc. + OH−(ac)] + [H + (ac) + Cl −(ac)] → [ K + (ac) + Cl −(ac)] + H2O(l) La ecuación iónica neta, para ello se deben simplificar los iones comunes en + ambos miembros de la reacción, por ejemplo, los iones K y Cl− aparecen en ambos lados de la ecuación no cambian con la reacción, por lo tanto se simplifican entonces obtenemos: H+(ac) + OH − (ac) → H2O (l) PRECIPITACIÓN. Cuando reaccionan dos compuestos para formar otros compuestos poco solubles o insolubles llamados comúnmente precipitados que se forman en el seno de una disolución. La reacción de cloruro de bario y carbonato de sodio en disolución acuosa forman un compuesto insoluble (llamado precipitado) de sulfato de bario, la ecuación molecular es: BaCl 2 (ac) + Na 2CO 3 (ac) → La ecuación iónica total es: [Ba 2+ (ac) BaCO3 (s) + 2 NaCl (ac) + + 2 Cl−(ac)] + [2 Na + + (ac) + CO3 − 2− (ac) ] → BaCO3(s) + 2 [Na (ac) + Cl − (ac) ] Eliminando los iones Na y Cl obtenemos la ecuación iónica neta: Ba 2+ (ac) + CO3 2− (ac) → BaCO3 (s) 6.4. Reacciones de oxido reducción (REDOX) Son reacciones en las que experimenta cambios en su estado o numero de oxidación, en ellas hay transferencia de electrones, es decir ganancia o pérdida de electrones, por que más de un elemento sufre cambio en su estado de oxidación, o sea en la misma ecuación en los reaccionantes aparece con un estado de oxidación y en los productos con otro estado de 43 __________________________________________________________________QUÍMICA__________________________________________________________________ 7. En todo compuesto di o poliatómico, suponiendo que todos sus componentes son iones o compuestos covalentes, la suma de sus números de oxidación (carga), es cero, Ejemplo: Na2CO3, Na2 C +1 +4 O 3−2 = 2 (+1) + (+4) +3 (−2) = + 2 + 4 − 6 = 0. Todo cambio de número de oxidación que tiende hacia la derecha es Oxidación, y todo cambio de número de oxidación que tiende a la izquierda es una Reducción. Ejemplo: Determinar la oxidación y reducción en: 0 +1+5 -2 +1 +5 -2 +2 -2 +1 -2 3 Ag + 4 HNO3 → 3 AgNO 3 + NO + 2 H2O Cambian su número de oxidación la plata de 0 a +1, va hacia la derecha entonces es la oxidación y el N va de +5 a +2, va hacia la izquierda entonces es la reducción. 0 +5 +1 +2 3 Ag + 4 HNO3 → 3 AgNO 3 + NO + 2 H2O OXIDACIÓN: Ag −1 e − → Ag + REDUCCIÓN: NO3 − + 4 H + 3 e − → NO + 2H 2O + 8. La carga de un ión (mono atómico), siempre es el número de oxidación del elemento de dicho ión. En un ión poliatómico es la suma de los números de oxidación de los átomos constituyentes la que indica la carga del ión. Ejemplo: Cuál es el número de oxidación del Mn en el Permanganato de potasio (KMnO4). KMnO4 K es metal alcalino entonces está con +1 O no es peróxido entonces está con Mn no se conoce entonces KMnO4 = (+1) + (X) + 4 (−2) = 0 −2 X = +1 + X − 8 = 0 ⇒ X= +7 El número de oxidación del Mn es +7. 9. En una molécula neutra, la suma de los números de oxidación de todos los átomos debe ser cero. En un ión poli atómico, la suma de los números de oxidación de todos sus elementos debe igualar la carga neta del ión. 6.4.2. Oxidación y reducción a) OXIDACIÓN. Es un incremento algebraico del número o estado de oxidación y corresponde a una pérdida real o aparente de electrones. b) REDUCCIÓN. Es la disminución algebraica del número o estado de oxidación, corresponde a una ganancia real o aparente de electrones. Para identificar la oxidación y la reducción, hacemos una escala de números de oxidación de la siguiente forma: En las reacciones químicas, los electrones no se crean ni se destruyen, por lo que la oxidación y la reducción siempre se producen simultáneamente en un mismo grado. De tal forma que la cantidad de electrones que pierde un compuesto el otro compuesto las gana produciendo una transferencia de electrones para dar una reacción de oxidación-reducción (redox). 6.4.3. Agente oxidante y agente reductor a) AGENTE OXIDANTE. Los agentes oxidantes son sustancias cuyos átomos aceptan electrones y oxidan a otras sustancias, ellas siempre se reducen. Los agentes oxidantes son las especies que: • • Oxidan a otras sustancias. Ganan electrones real o aparentemente. • Se reducen. Si una sustancia se reduce (gana electrones), hace que otra los pierda. Por lo tanto, es un agente oxidante por que provoca una oxidación. b) AGENTE REDUCTOR. A las sustancias cuyos átomos donan electrones y reducen a otras sustancias se les denominan agentes reductores, ellas siempre se oxidan Los agentes reductores son las especies que: • • Reducen a otras sustancias. Pierden electrones real o aparentemente. Se oxidan. oxidación -1 e- (aumento) -1 0 +1 +2 +3 +4 +5 -5 -4 -3 -2 reducción +1e- (disminución) • 44 __________________________________________________________________QUÍMICA__________________________________________________________________ Si una sustancia se oxida al perder electrones hace que otras los ganen, por lo tanto, es un agente reductor por que provoca la reducción. Ejemplo: En la siguiente ecuación: 0 +2 +3 0 3 Cu SO 4 + 2 Al → Al2 (SO4) 3 + 3 Cu La oxidación es Al 0 → Al 3+ . La reducción es Cu2+ → Cu El agente oxidante es el CuSO4. El agente reductor es el Al. 6.5. Balanceo de ecuaciones redox: método ion electrón El método del ión electrón se basa en el concepto de que la oxidación consiste en la pérdida de uno o más electrones, en cambio, la reducción es la ganancia de uno o más electrones. Por tanto, la reacción global se divide en dos semireacciones, una para la oxidación y la otra para la reducción. Las ecuaciones de las dos semireacciones se balancean por separado (elementos y carga). A continuación, se iguala el número de electrones que se gana y se pierde en ambas. Por ultimo, se suman las semireacciones resultantes para obtener la ecuación total balanceada. Las siguientes reglas ayudaran a aplicar este método, en el balanceo de las ecuaciones redox. 1. Establecer una ecuación iónica que incluya aquellos reactivos y productos que contengan los elementos, que sufren una variación del número de oxidación. 2. Escribir una ecuación para la semirreacción de reducción, con el elemento que sufre una disminución en su número de oxidación; y una para la semirreacción de oxidación, con el elemento que sufre un aumento en su número de oxidación. Las especies deben ser escritas en forma iónica o molecular. Los compuestos iónicos se separan en sus iones componentes, señalando con toda claridad sus cargas correspondientes. Los óxidos y los compuestos covalentes no se separan en iones. 3. Balancear los átomos de cada una de las semirreacción por separado, teniendo en cuenta el medio de la reacción. v Para reacciones en medio acido o neutro agregar H2O para balancear los átomos de O, y H+ para balancear los átomos de H. Por cada átomo de oxigeno en exceso en un lado de la ecuación, agregar una molécula de H2O al otro lado; y por cada átomo de hidrógeno en exceso en un lado, agregar H+ al otro lado. Para reacciones en medio básico agregar H 2O y OH para balancear los átomos de H y O. Por cada átomo de oxigeno en exceso en un lado de la ecuación, agregar una molécula de H2O al mismo lado y dos OH al otro lado; y por cada átomo de hidrógeno en exceso en un lado, agregar un OH al mismo lado y una molécula de H2O al otro lado. 4. Balancear las cargas de cada una de las semireacciones por separado, añadir electrones (e ) en forma de reactivos (semirreacción de reducción) o productos (semi-reacción de oxidación) de tal manera que la ecuación tenga carga cero. El balance de carga siempre debe hacerse después del balance de átomos, nunca antes. 5. Multiplicar cada semirreacci´on por un número apropiado, de modo que el numero total de electrones perdidos por en agente reductor sea igual al numero de electrones ganados por el agente oxidante. 6. Sumar las dos semireacciones que resultan de estas multiplicaciones. En la ecuación iónica resultante anular todos los términos comunes en ambos lados. Todos los electrones se anulan automáticamente. 7. Transformar la ecuación iónica obtenida en una ecuación molecular, esto se realiza añadiendo a cada lado de la ecuación, números iguales de iones que no sufren transferencia de electrones. Balancear estas especies, respetando los coeficientes ya obtenidos. 8. Finalmente, comprobar la ecuación final, contando el número de átomos de cada elemento en ambos lados de la ecuación y calculando la carga neta en cada uno de ellos. Este método es sistemático y normalizado y por lo tanto exacto, se fundamenta en el balanceo de las ecuaciones en forma separada y completa, describiendo SEMIREACCIONES de oxidación y reducción igualando los átomos, luego el número de electrones que se ganan en ambas semireacciones. Finalmente se suman las semireacciones resultantes para obtener la ecuación total balanceada. Las ecuaciones redox, en la mayoría de casos procede en un medio ácido (H+), en medio básico (OH−). 6.5.1. En medio ácido Ejemplo: Balancear la siguiente ecuación: KMnO4 + H2O2 + H2SO4 → O 2 + MnSO 4 + K 2SO4 + H2O 1. Se identifica los elementos que cambian su número de oxidación para reconocer la oxidación y la reducción. v 45 __________________________________________________________________QUÍMICA__________________________________________________________________ KMnO4 + +1+7 -2 +1 -1 +1+6-2 0 +2 +6 -2 H2O2 + H 2SO4 → O2 + MnSO4 + K 2SO4 + H2O Se oxida el oxígeno del peróxido de (-1) a (0) en oxígeno molecular y se reduce el Manganeso de +7 en el permanganato de potasio a Mn (+2) en el sulfato de manganeso (II). 2. Todas las formas iónicas se parten en anión y catión y las formas moleculares se conservan. Teniendo en cuenta que en solución acuosa se ionizan los ácidos, los hidróxidos y las sales. K MnO4) +1( -1 5 2 +1 H2O 2 → O2 + 2 H MnO 4− + 8 H + 5 e− → Mn 2+ + + 2 e− + 10 e− + 8 H2O + + 4 H2O + 5 H2O2 → 5 O2 + 10 H 2 MnO4− + 16 H + 10 e− → 2 Mn +1 2+ 5 H2O2 + 2 MnO4− + 16 H +1 → 5 O2 + 10 H +1 + 2 Mn 2+ 2+ + 8 H2O 7. Se reducen términos comunes: (en este caso hay) 5 H2O2 + 2 MnO 4− + 6 H → 5 O2 + 2 Mn + 8 H2O 8. Cada semirreacción regresa a sus compuestos de origen llevando los coeficientes hallados. 2 KMnO4 + 5 H 2O2 + 3 H2SO4 →5 O2 + 2MnSO 4 + K 2SO4 + 8 H2O 6.5.2. En medio básico Se sigue los mismos pasos que para el medio ácido, teniendo en cuenta que: a) Por cada oxígeno que sobre en un lado en el otro se forman 2 oxidrilos y se contrarrestan con un agua: O 2- + H2O → 2 OH − . b) Por cada hidrógeno que sobre en un lado, en el otro se forma un agua + y se contrarrestan con un oxidrilo: H + OH − → H 2O Ejemplo: 0 -1 +5 Cl2 + NaOH → NaCl + NaClO3 El Cloro se oxida y se reduce a la vez. Oxidación: Cl2 → ClO3− Reducción: Cl2 → Cl − 1 5 2 10 Cl2 + 12 OH− − 10 e− → 2 ClO 3− + 6 H2O Cl2 + 2 e− → 2 C l − Cl2 + 12 OH− + 5 Cl2 → 2 ClO3− + 6 H2O + 10 C l − 6 Cl2 + 12 OH− → 2 ClO3− + 6 H2O + 10 C l − (entre 2) 3 Cl2 + 6 OH− → ClO3− + 3 H2O + 5 C l − 3 Cl2 + 6 NaOH → 5 NaCl + NaClO3 + 3 H2O + H2O2 + +1 -2 H2 (SO 4) → O2 + Mn +2 -2 SO4 + K 2SO4 + H 2O 3. Sacar las semirreacciones con los iones o moléculas que contengan a los elementos cambiantes. Semi reacción de Oxidación (S.R.O.) H2O2 → O 2 Semi reacción de Reducción (S.R.R.) MnO4− → Mn 2+ 4. Se balancea por masa, primero todos los elementos diferentes de H y oxígeno, luego se balancean estos teniendo en cuenta las siguientes reglas: a. Si en un lado sobra un oxígeno, en el otro se forma un agua y se + contrarresta con dos iones hidrógeno o dos protones (H ): O + 2 H → H2O b. Si en un lado sobra un hidrógeno en el otro se forma un ión hidrógeno: + S.R.O. S.R.R. H → H H2O2 → O2 + 2 H+ + MnO 4− + 8 H → Mn + 2+ + 4 H2O 5. Se balancea por carga aumentando electrones (e-) en el lado necesario de tal manera que en ambos lados haya el mismo número de cargas del mismo signo (o sea la carga total de la reacción sea cero). S.R.O H2O2 → O2 + 2 H + + + 2e − S.R.R. MnO4− + 8 H + 5 e− → Mn reacción y luego se suma miembro a miembro. 2+ + 4 H2O 6. Se multiplica cada semirreacción por el número de electrones de la otra 46 __________________________________________________________________QUÍMICA__________________________________________________________________ 6.5.3. Balanceo de ecuaciones iónicas Ejemplo: MnO4− + SO3 2− 2. Completar e indicar la clase de reacción de : a) Cl2O5 (g) + H 2O(1) → → Mn 2+ + SO4 2 − b) H 2SO 4 (ac) + NaOH (ac) → c) NaCl(ac) + F2 (g) → 1. Identificación del estado de oxidación y reducción: +7 +4 MnO4− 2. Semirreacción de: Oxidación: Reducción: MnO4 2 SO3 − − +6 + SO4 2 − d) N2 (g) + H 2 (g) → e) SO2(g) + O2 (g) → f) NaCl (l) Electrolisis →   3. Haga las ecuaciones iónicas totales y netas de: ∆ + 2 SO3 − → Mn 2+ → → Mn 2 SO4 − 2+ a) CaCl2 (ac) + H 2SO4 (ac) → CaSO4 (s) + HCl (ac) b) AlCl3 (ac) + NH4OH (ac) → Al(OH)3 (s) + NH4Cl (ac) c) H 3PO 4 (ac) + Ca(OH)2 (ac) → Ca3(PO4) 2 (s) + H 2O (l) 3. Balanceo por masa: SO3 2 − 4. Formule e indique la clase de reacción. → SO 4 2− + H2 O + 2H + MnO4 − 2+ + 8 H+ → Mn + 4 H2O a) b) c) + Si reacciona un trozo de potasio con agua. Si el sulfuro ferroso reacciona con el oxígeno produce dos compuestos. Si combustiona propano en aire. gas dióxido de nitrógeno dejando como residuo una sal de cobalto. 4. Balanceo por carga y multiplicación cruzada de los coeficientes de electrones 5 2 5 SO3 SO3 2− − d) Si reacciona cobalto metálico con un exceso de ácido nítrico, se libera un + H2O − 2 e− → SO 4 2− + 2H e) + 10 H +2 Mn +2 Mn 2+ + 2+ MnO4 2− + 8 H+ + 5 e− → Mn2+ + 4 H2O + 2− Se desprende dióxido de carbono cuando se hace reaccionar carbonato de calcio con ácido clorhídrico. + 5 H2O + 2 MnO4 − + 16 H → 5 SO4 5 SO3 2− + 8 H2O 5. Balancear por el método ión electrón en medio ácido las siguientes reacciones redox : + 2 MnO4 − + 6 H+ → 5 SO4 2− + 3 H2O a) MnO + PbO2 + HNO3 → HMnO4 + Pb(NO3)2 + H2O b) KI + KIO 3 + H 2SO4 → I2 + K2SO4 + H2O c) K2Cr2O7+ H2SO4 + CH3CH2OH → Cr2(SO4)3 + K2SO 4 + CH3CHO + H2O d) BaSO4 + Na2CO3 + C → Na2S + BaCO3 + CO e) P4 + HClO 3 + H2O → H3PO4 + HCl f) PbO2 + HI → PbI2 + I2 H2O 6.6. Ejercicios 1. Indique la clase de reacción de : a) b) c) d) CaO(s) + H2O(l) → Ca(OH)2(ac) N 2O3 (s) + H 2O(l) → HNO2 (ac) NaI (ac) + Cl2 (g) → I2(s) + NaCl(ac) Ba(NO3)2 (ac) + Na2CO3 (ac) → BaCO3 (s) + NaNO3 (ac) g) Zn + H2MoO4 + H2SO4 → ZnSO4 + Mo2(SO4)3 + H2O 47 __________________________________________________________________QUÍMICA__________________________________________________________________ 6. Balancear por el método ión electrón en medio básico las siguientes reacciones redox: 10. Señalar la relación incorrecta: a) C 2O4 à CO2 b) CH3OH à HCHO c) H 2O2 à O2 23+ d) Cr2O7 à Cr e) MnO2 à MnO4 2- a) NaClO3 + MnO2 + KOH → K2MnO4 + KCl + H 2O b) Mn2+ + Ag+ → MnO2 + Ag c) MnO4 − + HSnO2− → SnO32− + MnO2 d) MnSO4 + KMnO4 + KOH → MnO 2 + K 2SO 4 + H 2O e) P4 + KOH → K3PO3 + H2 f) Al + NaOH + H 2O → NaAlO2 + H2 7. Por reacción entre el carbonato de sodio y el cloruro de bario en solución acuosa se forma un compuesto insoluble, la fórmula es: a) NaCl b) BaCO3 c) Na2CO 3 d) BaCl2 e) NaHCO3 : Oxidación : Reducción : Oxidación : Reducción : Oxidación 11. Cuántos electrones se requieren para balancear la siguiente semireacción de oxidación: P4 + 16 H2O - ......e à 4 PO4 + 32 H a) 5 b) 10 c) 15 d) 20 d) 3 12. Asigne números de oxidación a cada elemento de los siguientes compuestos e iones: a) SO3 b) HNO3 c) LiOH d) Fe(OH) 3 e) HClO 3 f) CuCl2 g) K 2CrO4 h) Ni(OH)2 l) S 2O32k) SO42i) N2H4 j) NO313. Decide cuáles de las siguientes reacciones son de oxidación – reducción. En cada caso, explique su decisión e identifique los agentes oxidantes y reductores. 3+ 8. Cuando el etanol arde en presencia de aire, produce anhídrido carbónico y agua más energía. CH3CH2OH + O2 à CO2 + H 2O + Energía A qué clase de reacción corresponde: a) Combinación. b) Descomposición. c) Desplazamiento doble. d) Redox. e) Desplazamiento simple. 9. Respecto a la reacción redox siguiente: K2Cr2O7 + FeSO4 + HCl à CrCl3 + Fe2(SO 4)3 + FeCl3 + KCl Las proposiciones son verdaderas y falsas. I. El agente oxidante es el K2Cr2O7 II. El agente reductor HCl III. El cromo se reduce de +6 a +3 IV. El cloro se oxida de –1 a +1 El orden correcto es: a) VFVF b) VFVV c) VVVF d) FVFV e)VFFV a) b) c) d) e) f) g) h) Na (OH) (ac) + HNO3(ac) → NaNO3(ac) + H 2O(l) 4Cr(s) + 3O 2(g) → 2Cr 2O3(s) NiCO3(s) + 2HCl(ac) → NiCl2(ac) + H2O(l) + CO2(g) Cu(s) + Cl2(g) → CuCl2(g) Fe(s) + 2HCl(ac) → FeCl2(ac) + H2(g) 2Al(s) + 3CuSO4(ac) → Al2(SO4)3(ac) +3Cu(s) Au(s) + 3AgNO3(ac) → Au(NO3) 3(ac) + 3Ag(s) CdCl2(ac) + Na2S(ac) → CdS(s) + 2NaCl(ac) 14. Escriba semirreacciones de oxidación y de reducción para las siguientes ecuaciones redox netas. Demuestre que su suma es la reacción neta. a) Cd(s) + Cu2+(ac) → Cu(s) + Cd2+(ac) b) Zn(s) + 2H3O+(ac) → Zn2+(ac) + H2(g) + 2H2O(l) 48 __________________________________________________________________QUÍMICA__________________________________________________________________ c) 2Al(s) + 3Zn2+(ac) → 2Al3+(ac) + 3Zn(s) 15. Balancee la ecuación para la reacción de Zn con Cr2O7 ácida. Zn(s) + Cr2O7 2(ac) 2- Masa V (% abun) + Masa V (% abun) en solución P.A.V =  100 49,9472 uma (0,75) + 50,9490 uma (99,25) P.A. V =  = 50,9415 uma 100 7.1.2. Peso fórmula (PF) Es la suma de los pesos atómicos de los elementos en la formula, contando cada uno el número de veces que aparece en ella. El peso fórmula da la masa de una unidad fórmula en uma. El termino “peso formula” se usa tanto para sustancia iónicas como moleculares. Ejemplo el Peso fórmula del NaCl es 58,45 uma. 7.1.3. Peso Molecular o masa molar (PM) Es la suma de los pesos atómicos de los elementos en la fórmula, contando cada uno el número veces que aparece en ella. El peso molecular es específicamente para sustancias moleculares (no iónicas). Ejemplo el peso molecular del CO2 es 44 g/mol 7.1.4. El Mol Es la Cantidad de sustancia que contiene tantas entidades elementales (átomos, moléculas, partículas, etc.) como átomos hay en exactamente 12 g de carbono 23 12. Este número es igual a 6,022045x10 . 23 1 mol = 6,022045 x10 átomos (moléculas o partículas). Este número se llama Número de Avogadro, Para cálculos este número se redondea a cuatro cifras significativas 6,022 x1023 átomos. Un mol de átomos de carbono 12 tiene una masa exactamente de 12 g y contiene 6,022045 x1023 átomos. Esta cantidad se llama masa molar del carbono 12 y es la masa (en gramos o kilogramos) de un mol de unidades (como átomos o moléculas) de la sustancia. Ejemplo: ¿Cuántas moléculas de oxígeno hay en 10 moles del mismo? Solución: 1 mol de O2  6,022 x10 átomos de oxígeno 23 50 51 → Cr 3+ (ac) + Zn 2+ (ac) TEMA 7 ESTEQUIOMETRÍA La palabra “estequiometría” se deriva del griego stoicheion, que significa “primer principio o elemento”, y metron, que significa “medida”. La estequiometría describe relaciones cuantitativas: a. Entre los elementos en los compuestos (estequiometría de composición). b. Entre las sustancias químicas cuando sufren cambios químicos (estequiometría de la reacción). 7.1. Unidades químicas de masa 7.1.1 Peso atómico (PA) o masa atómica Promedio de las masas atómicas de todos los isótopos de un mismo elemento, se expresa en unidades de masa atómica (uma). El Carbono de masa 12 sirve como patrón, de modo que una unidad de masa atómica se define como 1/12 de la masa de un átomo de carbono-12. uma = 1/12 masa de carbono 12 Masa de un átomo de carbono 12 = 12 uma Peso atómico = M 1 (% 1 ) + M 2 (% 2 ) + ... + M n (% n ) 100 Ejemplo: 50 ¿Cuál es el peso atómico del vanadio si tiene dos isótopos: V con una masa 51 atómica de 49,9472 uma, su abundancia es 0,75 % y V que tiene una masa atómica de 50,9490 uma cuya abundancia es 99,25%? Solución: 10 moles de O2  X 24 X = 6,022 x10 átomos de oxígeno 49 __________________________________________________________________QUÍMICA__________________________________________________________________ Ejemplo: a) ¿Cuantas moléculas de dióxido de carbono?, b) ¿Cuántos átomos de Carbono y oxígeno, hay en 11 g del mismo? Solución: 1 mol de CO2  6,022 x10 moléculas de CO2 23 Peso Eq-g H2SO4 = 98 g 2 Peso Eq-g H2SO4 = 49g b) c) Peso Equivalente de una base Peso equivalente base = Peso formula o peso molecular 0 N de oxidrilos (OH ) Ejemplo: El peso equivalente del hidróxido de sodio: 44 g de CO2  6,022 x10 moléculas de CO2 11 g X 23 X = 1,5055 x10 moléculas CO2 Átomos de C: por cada molécula de CO2 hay un carbono entonces hay: 1,5055 23 x10 átomos de carbono. Átomos de O: 2 (1,5055 x1023 átomos de O) = 3.011x1023 átomos de oxígeno 7.1.5. Peso Equivalente (Peq-g) Es el peso de una sustancia necesaria para combinarse o desplazar a 1,008g de hidrogeno (H2), u 8 g de oxígeno (O2), ó 35,45 g de cloro (Cl2). Se puede definir también como: El peso de una sustancia que gana, pierde o comparte el número de Avogadro de electrones (mol) cuando se combina con otra sustancia. O también la masa de una sustancia involucrada en la transferencia de una unidad de carga El peso equivalente o equivalente-gramo cuando se expresa en gramos permite con facilidad realizar cálculos estequiométricos sin necesidad de establecer relaciones molares. a) Peso equivalente de un elemento Peso equivalente elemento = Peso atómico Estado de oxidación 23 40 g 1 Peso Eq-g NaOH = 40 g Peso Eq-g NaOH = d) Peso Equivalente de una sal Peso fórmula o peso molecular Peso equivalente de una sal =  Carga total (iones positivos o negativos) Ejemplo: El peso equivalente del sulfato de calcio Peso eq-g Na2CO3 = 106 g 2 Peso eq-g Na2CO3= 53 g e) Peso Equivalente de un agente oxidante o reductor Peso fórmula Peso equivalente del agente oxidante o reductor =  N° de electrones ganados o perdidos 7.1.6. Composición Porcentual La composición porcentual es la composición de la masa en gramos de cada elemento constituyente con respecto a 100 g de compuesto. Ejemplo: El peso equivalente del Magnesio: Peso Eq-g Mg = 24 g = 12 g 2 b) Peso Equivalente de un ácido Peso equivalente ácido = Peso formula o peso molecular 0 + N de Hidrógenos reemplazables (H ) Ejemplo: El peso equivalente del ácido sulfúrico: 50 __________________________________________________________________QUÍMICA__________________________________________________________________ Masa en gramos del elemento Composición porcentual de un elemento =  x 100% Masa molar del compuesto Por ejemplo si se desea hallar la composición porcentual del SO2: Se determina la masa molar: (32 g S) + 2(16 g de O) = 64 g, entonces: 32 g de Azufre % de S =  x 100 = 50 % de S 64 g SO2 32 g de Oxígeno % de O =  x 100 = 50 % de O 64 g SO2 H: 7,75 g H x ________________ = 7,69 mol de H 1,008 g H Si ambos dividimos por 7,69, resulta que la relación es 1:1, por lo tanto la fórmula empírica es CH, pero la fórmula molecular del acetileno es C 2H2. Determinación de fórmula molecular De la misma manera que las fórmulas empíricas, se pueden determinar las fórmulas moleculares. Una de las formas para determinar la fórmula molecular es a partir de la fórmula empírica, para ello se debe conocer masa molar del compuesto, este permite relacionar la fórmula empírica con la fórmula molecular de la siguiente manera: Masa molar de la sustancia n =  Masa molar de la fórmula empírica Donde n: es el número de unidades de fórmulas empíricas, luego la fórmula molecular se calcula con la fórmula siguiente: Fórmula molecular = n × Fórmula empírica Problema: La vitamina C (Ácido ascórbico) es antiescorbútica, se encuentra en frutas agrias. Tiene una composición de 40,89 % de carbono, 4,58 % de hidrógeno y 54,53 % de oxígeno. Determinar: a) Su fórmula empírica, b) Su fórmula molecular si masa molar es de 176? Solución: Primero se calcula la fórmula mínima con los porcentajes: 40,89 g ________________ C: = 3,408 12,00 g C 4,58 g H: ________________ 7.1.7. Fórmula empírica y molecular La formula empírica para un compuesto es la mas pequeña relación de números enteros de átomos presentes. La formula molecular o verdadera indica los números reales de átomos presente en una molécula del compuesto. Por ejemplo, para el peróxido de hidrógeno su formula empírica es HO y su formula molecular es H2O2. Determinación de la fórmula empírica El acetileno es un hidrocarburo no saturado, usado en la soldadura autógena, Tiene una composición porcentual de 92,25 % de carbono y 7,75 % de hidrógeno. ¿Cuál es la fórmula empírica? Solución: Considerando que 100 % constituye 100 g de muestra, entonces: 1 mol de C C: 92,25 g C x ________________ = 4,544 1,008 g H 54,53 g O: ________________ = 7,69 mol de C 12,00 g C = 3,408 1 mol de H 16,00 g C 51 __________________________________________________________________QUÍMICA__________________________________________________________________ Para encontrar la relación de números enteros dividimos entre el menor: 3,408 C: ___________ b. de mol. c. de moléculas. d. de volumen. RELACIONES ESTEQUIOMÉTRICAS Por ejemplo en la reacción siguiente: H2S (g) + 2 NH3 (g) → (NH4) 2S (g) Masa : Mol : Volumen : 34 g 1 mol 23 = 1 3,408 4,544 H: ____________ = 1,33 34 g 2 mol 2(6,022x10 2 Volumen → → 23 68 g 1 mol 23 3,408 3,408 O: ___________ Moléculas : 6,022x10 = 1 22,414 L ) → 6,022x10 1 Volumen → 1 Volumen 3,408 Como todavía no son números enteros, entonces se multiplica por 3 entonces obtenemos: C3H 4O3 que es la fórmula empírica, para hallar la fórmula molecular conociendo la masa molar de la fórmula empírica (3 C + 3 O + 4H = 88,03) dividimos la masa molar de la fórmula molecular entre la masa molar de la fórmula empírica: 2(22,414 L) → 22,414 L Ejemplo: Una disolución acuosa que contiene 60 g de hidróxido de sodio, se neutralizan con suficiente cantidad de ácido fosfórico (ácido ortofosfórico). a) ¿Cuántos moles de ácido son necesarios?, b) ¿Cuántos moles de agua se han formado? Solución: 1. Ecuación química: NaOH (ac) + H3PO4 (ac) → Na3PO4 (ac) + H2O (ac) 2. Balanceo: 3 NaOH (ac) + H3PO4 (ac) → Na3PO4 (ac) + 3 H2O (ac) 3 (40 g) 97,99 g 163,97 g 3 (18 g) 3 mol 1 mol 1 mol 3 mol Masa molar de la fórmula molecular n= _____________________________________________ 176 = _______________ = 2 Masa molar de la fórmula empírica 88,03 Y la fórmula molecular es = 2 fórmula empírica Fórmula molecular = n x Fórmula empírica Fórmula molecular = 2 (C3H4 O3 ) = C6H8 O6 7.2. Relación estequiométrica • Las relaciones estequiométricas en una ecuación química balanceada puede ser : a. Entre reaccionantes. b. Entre productos. c. Entre un reaccionante y producto. A su vez pueden ser relaciones: a. de masa (generalmente en gramos). a) Moles de ácido fosfórico: Primero la conversión de 60 g de NaOH a mol, luego la relación estequiométrica de mol de NaOH a mol de H3PO4 3 (40 g) NaOH  3 mol NaOH  1 mol de H3PO 4 60 g NaOH  X mol “  Y Y = 0,5 mol H 3PO4 b) Moles de agua: 60 g NaOH  X mol “  Y Y = 1,5 mol H2O 3 (40 g) NaOH  3 mol NaOH  3 mol de H2O • Ejemplo: Considerar la reacción: 4 NH3 + 5 O 2 à 4 NO + 6 H 2 O 52 __________________________________________________________________QUÍMICA__________________________________________________________________ Por cada 10,0 moles de NH3,(a) ¿Cuántos moles de O2 se necesitan? (b) ¿cuántos moles de NO se producen? 4 mol NH 3  5 mol O2 10 mol NH3  X mol 4 mol NH3  4 mol NO 10 mol NH3 X mol X = 10 mol NO X= 12,5 mol O 2 X = 32,8 g Ca(NO3)2 De las dos respuestas se escoge el menor es decir 32,8 g Ca(NO3)2 ,por lo tanto el reactivo limitante es el hidróxido de calcio por que está presente en menor cantidad y se consume primero, estando en exceso el ácido nítrico. 7.4. Rendimiento de una reacción El rendimiento teórico de una reacción química es el rendimiento calculado suponiendo que la reacción se complete, en la practica a menudo no se da esto por diferentes razones: a. Muchas reacciones no se completan, es decir los reactantes no se convierten completamente en productos. b. Algunos reactantes pueden sufrir dos o mas reacciones simultaneas, reacciones no deseadas “reacciones secundarias”. c. La separación del producto deseado de la mezcla no se puede aislar en su totalidad. El término porcentaje de rendimiento se usa para indicar cuanto del producto deseado se obtiene en una reacción. Porcentaje de rendimiento = rendimiento real de producto x 100 rendimiento teórico de producto El mesitileno (C9H 12), se emplea para sintetizar algunos compuestos orgánicos. Si se obtiene 73,4 g de mesitileno a partir 143 g de acetona (C3H6O) en presencia de ácido sulfúrico. ¿Cuál es el rendimiento porcentual del mesitileno en esta reacción? H2SO4 3 C 3H6O → C9H12 + 3 H2O Solución: Primero calculamos el rendimiento teórico, con 143 g de acetona: 3 (58 g C3H 6O)  120 g C 9H12 143 g C3H6O  X X = 98,62 g C9H12 Luego calculamos el rendimiento porcentual: Rendimiento real del producto Rendimiento porcentual =  x 100 % Rendimiento teórico del producto Ejemplo: Hallar la masa de cloro que se combinara con 4,77 g de hidrogeno para formar cloruro de hidrógeno. H 2 + Cl2 à 2 HCl 2 g H2  70,9 g Cl2 4,77g H2  x g 7.3. Reactivo limitante Cuando se efectúa una reacción, los reactivos comúnmente no están presentes en las cantidades estequiométricas exactas, esto es, en las proporciones indicadas en la ecuación balanceada. El reactivo que se consume primero en la reacción se llama reactivo limitante, dado que la máxima cantidad de producto formado depende de la cantidad de este reactivo que se encuentra presente originalmente, cuando se acaba este reactivo no se puede formar mas producto, los reactivos presentes en cantidades mayores a las requeridas se llaman reactivos excedentes. Ejemplo: ¿Cuántos gramos de nitrato de calcio se obtiene por la reacción de 37,8 g de ácido nítrico con 14,8 g de hidróxido de calcio? 2 HNO3 + Ca(OH)2 → Ca(NO3)2 + 2 H2O Solución: Primero calculamos los gramos de nitrato de calcio con 37,8 g de ácido nítrico. 2 (63 g) HNO3 164 g Ca(NO3)2 37,8 g HNO3  X g “ X = 49,2 g Ca(NO3) 2 Luego calculamos con 14,8 g de hidróxido de calcio: 74 g Ca(OH)2  164 g Ca(NO3)2 14,8 g Ca(OH) 2  X x = 169,1 g Cl2 53 __________________________________________________________________QUÍMICA__________________________________________________________________ 73,4 g Rendimiento porcentual =  x 100 % = 74,43 % 98,62 g 7.5. Ejercicios 1. Si una reacción se inicia con 5.02 moles de CO. Calcule el número de moles de CO2 producidos si hay suficiente oxígeno gaseoso para reaccionar con todo el CO según la siguiente reacción: 2 CO (g) + O2 (g) ----------CO2 (g) ¿Cuál es la respuesta correcta? a) 10.04 moles d) 2.08 moles 2. b) 5.04 moles c) 2.5 moles e) 5.02 moles 4. En un alto horno, el mineral de hierro Fe2O3 se convierte en hierro mediante la reacción: Fe2O3 (s) + 3 CO (g) -----------2 Fe (l) + 3 CO2 (g) a) ¿Cuántos moles de CO se necesitan para producir 20 moles de Fe? b) ¿Cúantos moles de CO2 se desprenden por cada 10 moles de fe formado? Responda la alternativa correcta: a) 30 moles de CO y 15 moles de CO2 b) 15 moles de CO y 15 moles de CO2 c) 30 moles de CO y 30 moles de CO2 d) 15 moles de CO y 30 moles de CO2 e) N.A. 5. El tetracloruro de silicio (SiCl4) se puede preparar por calentamiento de silicio en cloro gaseoso según la siguiente reacción Si + 2 Cl2 (g) ----------SiCl4 (l) En la reacción se producen 0.25 moles de SiCl4 ¿Cuántos moles de Cl2 molecular se usaron en la reacción? a) 2.0 moles d) 0.25 moles b) 0.5 moles e) 0.75 moles c) 1.0 moles El cianuro de hidrógeno es un líquido incoloro, volátil y con el olor de ciertos huesos de frutas (por ejemplo los huesos del durazno, ceraza, etc.). Este compuesto es sumamente venenoso. ¿Cuántos moles y moléculas habrá en 56 miligramos de HCN, la dosis tóxica promedio? De las siguientes afirmaciones cuales son correctas: I. 0.0021 moles 21 II 1.26 x 10 moléculas III. 0.0042 moles 21 IV. 2.52 x 10 moléculas V. Todas son correctas Son correctas: a) I y II b) III y IV 3. La estricnina es un veneno muy peligroso usado como raticida, donde la composición del mismo es. C: 75.450 % H: 6.587 % N: 8.383 % O: 9.581 % Encontrar la fórmula empírica. La fórmula corresponde a: a) C 11H11NO b) C 21H22N2O2 c) C 21H22NO d) C 11H11N2O2 e) C 21H22NO2 c) solo V d) N-A. e) II y III 6. El nitrato de amonio (NH 4NO3) el cual se prepara partir de HNO3 se emplea como fertilizante nitrogenado. ¿Calcular los porcentajes en masa de los elementos N-H-O respectivamente? La respuesta correcta en porcentaje es: a) 40-20-40 b) 60-5-35 c) 33.3- 33.3-33.3 d) 35-5-60 e) 30-10-50 7. El ácido benzoico es un polvo blanco, cristalino, que se emplea como preservante de alimentos, este compuesto contiene: C: 68.8% H: 5% O: 26.2% 54 __________________________________________________________________QUÍMICA__________________________________________________________________ ¿Cuál es la fórmula mínima? a) C 6H6O b) C 6H6O2 c) C 7H6O 2 d) C 7H7O2 e) C 7H7O 8. Se hicieron reaccionar 44.47 g de cobre con 189 g de ácido nítrico, efectuándose la siguiente reacción. Cu + 4 HNO3 ---------- Cu(NO3)2 + 2 NO2 + 2 H2O A) ¿Cuál es el reactivo limitante y reactivo excedente? B) ¿Cuántos gramos de Cu(NO3) 2 se deben obtener? C) ¿Qué masa de reactivo en exceso no reaccionó? D) ¿Cuál fue el porcentaje de rendimiento si en el laboratorio se formaron 120 g de la sal? Respuestas: I. Reactivo limitante es el cobre, reactivo excedente el ácido nítrico II. Rendimiento teórico 131.31 g III. Masa excedente 12.5 g IV. Rendimiento práctico 91.39 % V. Reaccionan 44.47 g de cobre con 176.5 g de ácido nítrico La alternativa correcta es: a) VVFFV b) FFVVV c) FFFFF d) VVVVV e) VFVFV ¿Cuál es el peso equivalente del KMnO4 en la siguiente reacción. +2 MnO4 ------------Mn Respuesta correcta: a) 31.6 eq-g b) 158 eq-g c) 63.2 eq-g d) 55 eq-g e) 119 eq-g 11. La reacción de 6.8 g de de sulfuro de hidrógeno con exceso de anhídrido sulfuroso produce 8.2 g de azufre según la siguiente reacción: H2S + SO2 -----------3 S + 2 H2O ¿Cuál es el rendimiento? a) 90 % b) 100 % c) 85,4% d) 95,4 % e) 75,4 % 12. ¿Cuál es la composición centesimal del siguiente compuesto Al2(SO4)3.18H2O en función a la siguiente secuencia: Al-S-O-H, escoja la alternativa correcta: a) 8.1 - 14.4 - 72.1 - 5.4 % b) 8.1 - 14.4 - 77.1 - 0.4 % c) 18.1 - 4.4 - 72.1 - 5.4 % d) 18.1 - 4.4 - 70.1 - 7.4 % e) 8.1 - 15.4 - 71.1 -5.4 % 13. Un compuesto contiene 66.6% de titanio y el 33.4% de oxígeno en peso. ¿Cuál es la fórmula empírica? a) TiO b) TiO 2 c) TiO3 d) Ti2O3 e) Ti2O 14. Una muestra de óxido que pesa 1.596 g contiene 1.116 g de hierro y 0480 g de oxígeno. ¿Cuál es su fórmula empírica y cuál es su fórmula molecular si tiene un peso de 160 uma?. Responda en el orden de fórmula empírica- fórmula molecular: a) Fe2O3 - Fe2O3 b) FeO2 - Fe2O4 c) FeO3 - Fe2O6 d) FeO - Fe2O 2 e) N.A. 9. 10. ¿Cuál es el peso equivalente del HAlO2 en la siguiente reacción. Marque la respuesta correcta. a) 27 eq-g b) 59 eq-g c) 60 eq-g d) N.A. e) Todas son correctas 55 __________________________________________________________________QUÍMICA__________________________________________________________________ 15. ¿Qué masa de metano ha de quemarse para producir 3.01 x 10 moléculas de agua, según la reacción: CH 4 (g)+ 2 O2 (g) ---------- CO 2 (g) + 2 H2O (l) 23 ↑↓ 8O ↑ 2py ↑ 2pz ↑↓ ↑↓ 2s 1s 2px TEMA 8 EL AGUA, ÁCIDOS, BASES Y SOLUCIONES 8.1. El agua El agua es el compuesto más abundante y más distribuido en la superficie de la tierra, se encuentra cubriendo unas tres cuartas partes de la superficie del globo. Se encuentra dispersa en la naturaleza en sus tres estados físicos: sólido, o hielo, en los polos, glaciares y nevados, Líquido, en los mares, lagos, ríos, animales y vegetales, Y vapor, básicamente en la atmósfera como componente de la atmósfera, en las nubes, la niebla, etc. El agua potable que se usa como alimento, no es una especie química pura, sino una solución acuosa que contiene pequeñas cantidades de aire disuelto y diversas sales como cloruros, carbonatos, bicarbonatos, sulfatos, etc. Principalmente de sodio, de calcio, de magnesio, etc. El agua potable debe tener las siguientes características: a) debe ser límpida, incolora, inodora, fresca y de sabor agradable, b) Debe contener aire disuelto para ser digestiva, c) Debe contener pequeñas cantidades de sales en solución hasta un máximo de 0,5 g por litro, d) No debe contener gérmenes patógenos, e) Cocer bien las legumbres y disolver el jabón sin formar grumos. El agua destilada es el agua como sustancia no debe contener gases, ni sales, u otras impurezas disueltas ni en suspensión, es decir, es el agua químicamente pura. Se obtiene mediante la destilación, que permite separar todas las sustancias no volátiles disueltas en el agua. 8.1.1. Estructura del agua El agua es un compuesto molecular, del oxígeno y el hidrógeno unidos por enlaces covalente polar, en la proporción de 2 hidrógenos por cada oxígeno. De acuerdo a la Teoría del Enlace de Valencia en la molécula de agua el átomo de 3 oxígeno sufre una hibridación sp formando un tetraedro. Los pares no compartidos hacen que el ángulo de enlace entre O-H es 104,5° y no 109,5° como en el tetraedro. Distribución electrónica basal del oxígeno: 8O Distribución electrónica hibridizada del oxígeno ↑↓ ↑↓ 1s 2sp 3 ↑↓ 3 2sp ↑ 2sp 3 ↑ 3 2sp A simple vista pareciera que la distribución no ha cambiado porque sigue teniendo dos electrones desapareados, pero fijándose bien se puede notar que en la distribución básica, los electrones de valencia (último nivel) se encuentran en 2 tipos de orbitales 2s y 2p, mientras que en la distribución hibridizada los 3 electrones de valencia están ocupando cuatro orbitales 2sp iguales, de la misma energía. De otro lado se nota que los dos últimos orbitales hibridados están desapareados, cuando el oxígeno reacciona con dos átomos de hidrógeno, los electrones del hidrógeno ocupan los lugares vacíos completando el octeto y formando dos enlaces covalentes. H 2O ↑↓ ↑↓ 1s 2sp 3 ↑↓ 3 2sp ↑↓ 2sp 3 ↑↓ 3 2sp La distribución geométrica espacial para una hibridación sp es un tetraedro regular con ángulos iguales de 109o; En el agua, los dos orbitales apareados del oxígeno, sufren repulsión por su densidad electrónica, y por lo tanto el ángulo formado por los otros dos orbitales se contrae, reduciéndose a 104,5o, dando como resultado un tetraedro irregular: 3 56 __________________________________________________________________QUÍMICA__________________________________________________________________ H No se descompone fácilmente, para ello se requiere elevadas temperaturas cerca de 1 000°C o la aplicación de una corriente eléctrica. Reacciona con los metales alcalinos (Na, K, etc) desprendiendo hidrógeno. Ejemplo: 2 H2O(l) + 2 K(s) O H La estructura Lewis del Agua es: → H2(g) + 2 KOH(ac) Es de carácter anfótero, es decir, se puede comportar como ácido o como base, porque se ioniza dando iones hidrógeno y oxidrilo: H2O ⇐⇒ H + + OH - .. :O X X H .. :O H H c. Poder disolvente de agua El agua disuelve a un gran número de sustancias iónicas y moleculares gracias a su naturaleza polar. Forma interacciones ión –dipolo, dipolo-dipolo H En esta estructura los enlaces O - H son covalentes polares porque el O tiene una electronegatividad de 3,5 y el H tiene 2,1; entonces el oxígeno tiene mayor capacidad de atraer el par de electrones hacia sí adquiriendo una carga parcial negativa que se traduce en el polo negativo y los hidrógenos están cediendo parcialmente su electrón adquiriendo una carga parcial positiva. Entonces se puede decir que en el agua hay dos enlaces covalentes polares en un ángulo de o 104,5 lo que permite que el agua sea un dipolo. 8.1.2. Propiedades del agua a. Propiedades Físicas A la Temperatura ambiente se encuentra en el estado líquido y es mas densa que el hielo, el agua presenta la anomalía de tener su máxima densidad de 1 3 g/cm a 3,98°C (4 °C), por encima y por debajo de esta temperatura la densidad es menor de 1. • • • Su punto de fusión es de 0 C y de ebullición 100 C. Tiene carácter polar. Su calor específico es 4,18 J/g.°C, siendo un valor alto con respecto a otras sustancias, por lo que se la utiliza como refrigerante. o o - O H H + + _ H H H Na O H H O+ H O H H O 8.2. Definición de ácidos y bases El carácter ácido o básico de las sustancias puede ser interpretado desde varios puntos de vista, así por ejemplo por la reacción con el tornasol, por el pH, etc. Las definiciones siguientes pueden aclarar la situación: 8.2.1. Definición de Arrhenius Ácido. Es toda sustancia que disuelta en agua se ioniza liberando iones + hidrógeno (H ). Ejemplo: el HCl, H2SO4. Base. Es toda sustancia que disuelta en agua se ioniza liberando iones oxidrilo (OH ). Ejemplo: el NaOH, Ca (OH)2 La reacción de neutralización es por lo tanto la reacción del ión hidrógeno con el ión oxidrilo para formar agua neutralizándose ambos caracteres b. Propiedades Químicas Es bastante estable debido a sus enlaces covalentes polares 57 __________________________________________________________________QUÍMICA__________________________________________________________________ 8.2.2. Definición de Bronsted y Lowry Ácido. Es toda sustancia capaz de ceder un protón H a otro ión o molécula en fase acuosa o en otro medio. Ejemplo: el HCl, el H2O, NH 4+. Base. Es toda sustancia capaz de aceptar un protón, en medio acuoso o en otro medio, Ejemplo: OH–, NH3, CO32-. De acuerdo a esta definición, no puede existir un ácido sino hay una base, porque la existencia de uno implica la existencia del otro. Por lo tanto en toda reacción ácido base de izquierda a derecha y de derecha a izquierda hay transferencia de protones, manifestando la formación de los pares conjugados, Ejemplo: + H2O (l) + H2O(l) H 3O + (ac) + OH (ac) - El agua se comporta como ácido y como base, dando cada una su par + + conjugado, si consideramos que el ión H 3O es el ión H hidratado, se puede escribir la reacción de ionización del agua en equilibrio. H2O + H+ (ac) + OH-(ac) -14 Kw = [H ][OH ] = 1x10 Acido Base conjugada La constante de equilibrio (Kw) de esta reacción de disociación a 25 C es de 1x10-14 llamado constante del producto iónico del agua, por lo tanto la + -7 concentración de Iones H y OH en el agua es 1x10 M para cada uno, por lo que el agua pura es de carácter neutro. o HNO2(ac) + H 2O (l) Base NO 2(ac) - + H3O (ac) + Acido conjugado Esto demuestra que los caracteres ácido y básico son complementarios y contrarios, si para una sustancia el carácter ácido aumenta, el carácter básico disminuye y el producto de ambas concentraciones siempre será 1x10-14. Ejemplo: El HCl en solución acuosa 0,1 M, le corresponde una concentración de + -14 -13 H = 0,1 M y de OH = (1x10 ) (0,1) = 1x10 . O sea que como ácido es fuerte y como base es muy débil. 8.4. Escala de pH y pOH El ácido nitroso cede un protón al agua y se convierte en una base conjugada, el agua se comporta como base, acepta un protón y se convierte en un ácido. Base NH3(ac) Acido conjugado + H2O(l) NH 4(ac) + + OH (ac) - El pH se define como el logaritmo negativo de la concentración de iones hidrógeno: pH = - log [H ] + Acido Base conjugada El pOH se define como el logaritmo negativo de la concentración de iones oxidrilo: POH = - log [OH-] Par establecer una escala de fuerza se ha creado la escala de pH que no es más que la aplicación del logaritmo decimal negativo de la constante de disociación del agua: - log Kw = - log [H +] – log [OH-] 14 = pH + pOH Ahora el agua se comporta como un ácido y cede un protón al amoniaco convirtiéndose en una base conjugada y el amoniaco que es la base se convierte en un ácido conjugado. 8.3. Producto iónico del agua La definición más importante para establecer una escala de fuerza para el carácter ácido o básico de una sustancia es la de Bronsted y Lowry, De acuerdo a la cual el agua es anfótera, es un ácido o una base según la sustancia con la que reacciona, si reacciona con si misma: 58 __________________________________________________________________QUÍMICA__________________________________________________________________ Ejemplo: Cuál es el pH del HCl 0,01 M. El pH = - log 0,01 = 2 y El pOH = 14 – 2 = 12. Caracter ácido crece x = [H ] = 4,24x10 M -4 pH = - log (4,24x10 ) = 3,37 Como se puede notar para una misma concentración del HNO 3 y CH3OOH, el pH del ácido acético es menos ácido 3,37 que el ácido nítrico que es 2, porque es un ácido fuerte. De igual manera una base fuerte es aquella que se ioniza totalmente como el NaOH, KOH, Ca(OH)2, y una base débil la que al disolverse en agua se ioniza parcialmente y por lo tanto establece un equilibrio entre sus iones y la base en solución, regido por una constante de equilibrio Kb. Ejemplo: Calcular el pH de una solución de NaOH 0,1 M. Es una base monobásica fuerte, entonces [OH ]= 0,1 M pOH = -log (0,1) = 1 pH = 14 - 1 = 13 Esta cerca de 14, es una base fuerte. 8.6. Indicadores ácidos y bases Un indicadores ácido base, por lo general, es un acido orgánico o base orgánico débil que tiene colores claramente diferentes en sus formas no ionizada e ionizada. Estas dos formas están relacionadas con el pH de la solución, en el que el indicador se encuentra disuelto. No todos los indicadores cambian de color a los mismos valores de pH. Considérese un ácido débil monoprótico (HIn), que actúa como indicador, en solución: + -4 pH 0 7 14 Caracter básico crece 8.5. Fuerza de los ácidos y bases. Se llama ácido fuerte a un ácido que al disolverse en agua se ioniza totalmente, Ejemplo: HCl, HNO3, HClO4. + HCl(ac) à H (ac) + Cl (ac) No hay equilibrio, todo pasa a la derecha, hay disociación total. Ejemplo: ¿Cuál es el pH de una solución de HNO3 0,01 M.? HNO 3(ac)à H +(ac) + NO3-(ac) Al Inicio 0,01 M 0 0 Al final 0 0,01 M 0,01 M pH = -log (0,01) = 2 Un ácido débil es aquel que no se disocia totalmente sino que establece un equilibrio entre sus iones en solución y el ácido molecular en solución, ejemplo: H 2CO3, CH3COOH, H 3PO 4. + La concentración de ión H en el equilibrio es función de la constante de equilibrio Ka. Ejemplo. ¿Cuál es el pH de una solución de CH3COOH 0,01 M.? CH3COOH (ac) 0,01 M 0,01 – x H + H ln( ac) ⇔ H + (ac) + ln − (ac) Color 1 color 2 Si el indicador está en un medio suficientemente acido, el equilibrio anterior, de acuerdo con el principio de Le Chatelier, se desplaza hacia la izquierda y el color predominante del indicador es el de la forma no ionizada (HIn). Por otra parte, en un medio básico, el equilibrio se desplaza hacia la derecha y predomina el color de la base conjugada (In ). El tornasol azul es básico, cuando está frente a una ácido acepta un protón y se convierte en un ácido conjugado dando el color rojo. Tornasol (azul) + H + Al inicio Al final + CH3COOH (ac) 0 0 x x (ac) - Ka = 1,8x10 . -5 Ka = [H[ ] + [CH CH 3 COO 3 COOH − ] ] Tornasol-H (rojo) - 1.8x10− 5 xx = 0, 01 −x 59 Tornasol-H (rojo) + OH Tornasol (azul) + H2O __________________________________________________________________QUÍMICA__________________________________________________________________ 8.7. Soluciones Una solución se define como una mezcla homogénea de dos o más componentes, al decir homogénea se refiere a que se presentan en una sola fase, por ejemplo una solución de sal en agua, azúcar en agua etc. Las soluciones verdaderas constan de un disolvente y uno o más solutos, cuyas proporciones varían de una a otra solución. La sustancia que se disuelve y se encuentra en menor proporción recibe el nombre de soluto, mientras que el solvente o disolvente es el medio en el cual los solutos se disuelven y se encuentra en mayor proporción. Los componentes de las soluciones reciben nombres especiales. A la sustancia que se disuelve (o la sustancia que está en menor cantidad) se le llama soluto. El componente cuyo estado físico se conserva (o la sustancia presente en mayor cantidad) recibe el nombre de disolvente. El agua es sin lugar a dudas el solvente más familiar. Su estado físico se conserva cuando disuelve sustancias comunes como el azúcar de mesa (sacarosa), la sal de mesa (NaCl) y alcohol etílico. 8.7.1. Clasificación Por el Estado Físico de la Solución: • Soluciones Líquidas: Cuando el disolvente es un líquido y según sea el tipo de soluto pueden ser: Sólido en Líquido: Cuando el soluto es un sólido, por ejemplo: azúcar en agua. Líquido en Líquido: Cuando el soluto es un líquido, por ejemplo: etanol en agua. Gas en Líquido: Cuando el soluto es un gas, por ejemplo: cloro en agua. • Soluciones Sólidas: Cuando el disolvente es un sólido y pueden ser: Sólido en Sólido: Cuando el soluto es un sólido, por ejemplo: el latón, el cual contiene cobre y zinc (aleación). Líquido en Sólido: Cuando el soluto es un liquido, por ejemplo: empaste dental. Gas en Sólido: Cuando el soluto es un gas, por ejemplo: H2 gaseoso en paladio. • Soluciones Gaseosas: Cuando el disolvente es un gas y pueden ser: • Soluciones Diluidas: Son soluciones que contienen poca cantidad de soluto. Generalmente su concentración es menor que 5 Molar, por ejemplo: NaOH 0.5M. • Soluciones Concentradas: Son soluciones que contienen razonable cantidad de soluto. Su concentración es mayor que 5 Molar, por ejemplo: NaOH 8M. • Soluciones Saturadas: Son soluciones que contienen la máxima cantidad de soluto que pueda disolverse, a una temperatura dada. En este tipo de soluciones existe un equilibrio entre el soluto disuelto y el soluto sin disolverse. • Soluciones Sobresaturadas: Son soluciones que contienen mas cantidad de soluto disuelto del que normalmente pueda disolverse, a una temperatura dada. Este tipo de soluciones se preparan con ayuda del aumento de temperatura para favorecer la disolución. Los disolventes y las soluciones que se forman no siempre son líquidos, el aire es una solución gaseosa de oxígeno argón vapor de agua y otros gases en nitrógeno gaseoso. El acero es una solución de un sólido disuelto en otro sólido (carbono en hierro), en la siguiente tabla se puede resumir los diferentes tipos de soluciones de acuerdo al estado físico del soluto y solvente. Soluto Gas Líquido Sólido Gas Líquido Sólido Gas Líquido Solvente Gas Gas Gas Líquido Líquido Líquido Sólido Sólido Sólido Ejemplo Aire Niebla Humo Bebidas carbonatadas CO2 en H2O Vino, etanol en agua, Vinagre Soluciones de sales en agua Piedra pómez Mantequilla Aleaciones Sólido en Gas: Cuando el soluto es un sólido, por ejemplo: polvo atmosférico. Líquido en Gas: Cuando el soluto es un líquido, por ejemplo: la niebla. Gas en Gas: Cuando el soluto es un gas, por ejemplo: el aire. Por la Cantidad de Soluto en la Solución: Sólido Problema: En las siguientes soluciones ¿Qué sustancia es el disolvente? a) b) 2 onzas de aceite y 2 galones de gasolina. dióxido de carbono en agua ( en el agua carbonatada). 60 __________________________________________________________________QUÍMICA__________________________________________________________________ c) d) 70 mL de alcohol isopropílico y 30 mL de agua (en alcohol para frotar). 25 g de Ni y 75 g de Cu ( en un aleación de acuñación). c. Molaridad.- La molaridad se define como el número de moles de soluto contenidos en un litro de solución. 8.7.2. Concentración La concentración de una solución es la cantidad de soluto presente en una cantidad dada de solución. La forma de expresar la concentración de una solución, pueden ser en unidades físicas o unidades químicas Existen dos formas de expresión de las unidades de concentración: expresiones físicas y expresiones químicas. Las expresiones físicas son las llamadas expresiones porcentuales: porcentaje peso (%p/p), porcentaje peso volumen (%p/v), porcentaje volumen volumen (% v/v). Este tipo de expresiones de concentración no son muy exactas. a. Porcentaje peso - peso.- Expresa la masa de soluto en cien unidades de masa de solución: Ejemplo 1: Se prepara una solución disolviendo 30 g de azúcar en 70 g de agua, ¿Cuál será la concentración en porcentaje peso-peso? 100 g de solución ----------100% 30 g de soluto ----------x x = 30 % Cantidad de soluto NaCl = 30 g Cantidad de solvente (H 2O) = 70 g Cantidad de solución = 100 g n M= V (L) Obsérvese que la cantidad de soluto no se expresa en gramos sino en moles y el volumen siempre será en litros, por lo que las unidades de la molaridad siempre serán mol/L. La ecuación anterior se puede modificar de la siguiente manera: sabiendo que : n= m PM M= m PM ×V (L) Esta última expresión permite el cálculo de la concentración molar cuando nos dan la masa de soluto en gramos pero es necesario conocer la masa molar (peso molecular) que se calcula sumando los pesos atómicos de la molécula. Ejemplo 5 : ¿Cuál será la concentración de una solución que se preparó disolviendo 10,6 g de Na2CO3 en 500 mL de solución? Solución: b. Porcentaje peso - volumen.- Expresa la masa de soluto en cien unidades de volumen de solución. Ejemplo 2: Se disuelven 10 g de NaCl hasta 50 mL de solución. ¿Cuál será la concentración expresada en %p/v? 50 mL de solución --------------100 % 10 g de soluto -------------- x x = 20 % Ejemplo 3: ¿Cuántos gramos de dextrosa tendrá un litro de solución al 10 %? 1000 mL de solución ----------100% x g de soluto --------------- 10 % x = 100 g. Las expresiones químicas son la molaridad (M) , la normalidad (N). m NaCl = 10,6 g V = 500 mL = 0,5 L 106 g  1000 mL  1 M Na = 23 , C = 12 y O =16 10,6 g  500 mL  x PM = 106 g/mol x = 0,2 M Ejemplo 6: ¿Qué cantidad de NaOH se necesita para preparar 250 mL de una solución que tenga una concentración 2 M? Solución: m NaOH = ? V = 250mL = 0,25 L Na =23 y OH = 17 40 g  1000 mL  1 M X g  250 mL  2 M 61 __________________________________________________________________QUÍMICA__________________________________________________________________ PM = 23 + 17 = 40 g/mol M = 2 mol/L x = 20 g. Peso equivalente : x = 6,625 g. Peq = 106 g = 53 g 2 d. Normalidad.- La normalidad se define como el número de equivalentes de soluto contenidos en un litro de solución. N= eq − g V (L) pero eq − g = entonces m PEq e. Dilución de soluciones Para preparar soluciones diluidas a partir de una concentrada se emplea la siguiente ecuación de dilución: C 1 V 1 = C2 V 2 En donde C1 V 1 son la concentración y el volumen de la solución a utilizar (solución concentrada) y C2 V2 son la concentración y el volumen de la solución a preparar (solución diluida). Ejemplo: ¿Que volumen de ácido sulfúrico 2 M se requiere para preparar 500 mL de solución 0,5 M? Solución a utilizar: C1 = 2 M V1 = X Solución a preparar: C 2 = 0,5 M V 2 = 500 mL C1 V1 = C2 V2 (2 M ) V1 = (0,5 M) (500mL) V1 = 125 mL N= m Peq×V (L ) En el caso de la normalidad la cantidad de soluto ya no se expresa en moles sino en equivalentes gramo por lo que es necesario conocer el peso equivalente del soluto. Elemento Peso equivalente Ácido Base Sal Peso atomico valencia Masa molar N o de H + Masa molar Masa molar ga N ° de OH − Car total +ó − Ejemplo 7: ¿Cuál será la normalidad de una solución que contiene 20 g de Fe2(SO4)3 en 1500 mL de solución ? N=? m Fe2(SO4)3 = 20 g V = 1500 mL = 1,5 L PM = Fe2(SO4) 3 = 400 g/mol, Peso equivalente : 6666,7 g  1000 mL  1 N20 g  1500 mL  x x = 0,2 N. 8.8. Ejercicios 1. Con respecto al agua, ¿Cuál de las siguientes afirmaciones es correcta: I. II. III. IV. V. 2. Enlace covalente – ángulo de 109.5º Enlace iónico – ángulo de 109.5º Enlace covalente polar – ángulo de 104.5º Enlace puente de hidrógeno – ángulo de 109.5º Enlace covalente coordinado – ángulo de 104.5º 400 = 66 , 67 g Peq = 6 N= 20 g. = 0,2 66,67 Eg.x 1.5 Ejemplo 8: ¿Qué cantidad de Na2CO3 se necesita para preparar 500 mL de solución 0,25 N? m Na2CO 3 = ? V = 500 mL = 0,5 L N = 0,25 PM Na2CO3 = 106 g/mol 53 g  1000 mL  1 N X g  500 mL  0,25 N Se preparó una solución 0.001 N de KOH ¿Cuál será el pH de la solución? a) 3 b) 6 c) 1 d) 5 e) 11 ¿Cuál es el pOH de una solución de Ca(OH) 2 0.05 M. Marque la alternativa correcta: a) 1.0 b) 1.3 c) 4.0 d) 2.0 e) 2.5 3. 62 __________________________________________________________________QUÍMICA__________________________________________________________________ 4. Se tiene una solución de H2S de concentración 0.001 M, reacción: H2S ---------- HS -7 según la 9. Se mezclan 100 ml de solución de KOH 0.2 M con 100 ml de HNO3 0.5 M, según la reacción. KOH + HNO3 ---------- KNO3 + H2O Si ambos electrolitos son fuertes: ¿Cuántas moles de KNO3 se formarán? ¿Cuántas moles de HNO3 reaccionan? ¿Cuántas moles de KOH reaccionan? Responda según el orden anterior: a) 0.4 – 0.2 – 0.2 moles b) 0.1 – 0.2 – 0.2 moles c) 0.2 – 0.2 – 0.2 moles d) 0.4 – 0.4 – 0.4 moles e) 0.2 – 0.4 – 0.4 moles Cuya constante de acidez es: Ka = 1 x10 . ¿Cuál será el pH y pOH? Escoja la afirmación correcta: a) 3 y 11 b) 5 y 9 c) 7 y 7 d) 10 y 4 e) 2 y 12 5. Se preparan una solución de almidón disolviendo 2.5 g del mismo en 47.5 g de agua. ¿Cuál es el porcentaje de agua utilizado? a) 47.5 % b) 95.0 % c) 5.0 % d) 10.0 % e) 90.0 % 6. Se preparó una solución disolviendo 15 g de NaOH en 250 ml de agua destilada. ¿Cuál es el porcentaje de soluto disuelto? a) 15 % b) 7.5 % c) 6.0 % d) 12.0 % e) 3.0 % 7. ¿Cuál es la concentración inicial del NaOH si se tomaron 100 ml de una solución concentrada para preparar 250 ml de NaOH 4 N. a) 8 N b) 4 N c) 16 N d) 10 N e) 15 N 8. ¿Cuántos mililitros de HNO3 de concentración 2 M debo tomar para preparar una solución de 500 ml cuya concentración sea 0.02 M a) 2.5 ml b) 5.0 ml c) 7.5 ml d) 10.0 ml e) N.A. 10. Calcular la molaridad de 10 ml de una solución que tiene una concentración de 33 % v/v de ácido nítrico cuya densidad es 1.2 g/ml a 20 ºC. ¿Cuál es la alternativa correcta? a) 1.24 M b) 3.24 M c) 5.24 M d) 6.24 M e) 2.24 M 11. ¿Cuál es la masa de soluto que hay en 30 ml de una solución de HF 20 % v/v de densidad 1.08 g/ml a 20ºC. Responda correctamente: a) 3.24 g b) 9.72 g c) 6.48 g d) 1.12 g e) 2.24 g 12. Calcule la masa de soluto que hay en 200 ml de solución 1.5 N de HCl. a) 4.50 g b) 6.50 g c) 10.95 g d) 12.75 g e) 2.95 g 63 __________________________________________________________________QUÍMICA__________________________________________________________________ TEMA 9 ELECTROQUÍMICA 9.1. Celdas electroquímicas La disposición de un agente oxidante y un agente reductor de modo tal que sólo puedan reaccionar si los electrones fluyen por un conductor externo da lugar a una celda electroquímica también llamada celda voltaica o galvánica o en términos comunes una batería. 9.2. Celdas voltaicas o galvánicas Las celda galvánicas incluyen las cómodas fuentes portátiles de energía que llamamos baterías. Las baterías son celdas que sirven como fuentes portátiles de electricidad. Una batería se compone de una o más celdas galvánicas. Las de linternas comunes, consisten de una sola celda mientras que las de automóvil contienen varias celdas. Clasificación: Batería primaria. Las reacciones electroquímicas no pueden revertirse fácilmente, así que cuando los reactivos se han consumido la batería está muerta y debe desecharse. Ejemplo: pila seca, batería de litio, batería alcalina. Batería secundaria, Acumulador recargable. Utiliza una reacción electroquímica que se puede revertir y la batería puede recargarse. Ejemplo: batería de automóvil, batería Níquel-cadmio (Ni-Cd). En una celda galvánica la energía química de las reacciones de oxido-reducción es convertida en energía eléctrica. Para que se genere corriente eléctrica, los agentes oxidantes y los reductores no deben estar en contacto. Por eso una celda está dividida en dos compartimientos el contacto entre ambas semiceldas es por un puente salino. En cada compartimiento se coloca una solución acuosa del agente oxidante o del reductor. En la solución se introducen los electrodos apropiados Zn y Cu metálico. Los electrodos se unen mediante un conductor externo por el cual se efectúa la transferencia de electrones. Si se coloca una tira de Zn metálico en una solución de sulfato de cobre, el Zn metálico se recubre de Cu metálico. Se trata de una reacción redox espontánea, 2+ 2+ los iones Cu provenientes del CuSO4, oxidan al Zn metálico a iones Zn . Zn(s) + CuSO4(ac) → ZnSO4(ac) + Cu(s) Aunque la reacción es espontánea, la simple colocación de una tira de Zn metálico en una solución de CuSO4 no produce corriente eléctrica útil. Sin embargo, si se lleva a cabo en una celda galvánica una corriente eléctrica fluye por el alambre que conecta a los dos electrodos metálicos. Lo que se hace es separar las reacciones de oxidación y de reducción y obligar a los electrones a que fluyan por el conductor y de paso que realicen un trabajo: Zn 2+ → Zn - 2+ + 2e - oxidación Cu +2e → Cu reducción ----------------------------------------------Zn + Cu2+ → Zn2+ + Cu En esta celda se coloca un electrodo de Zn sumergido en una solución de ZnSO4 lo que constituye una media celda, en el otro lado se coloca un electrodo de Cu sumergido en una solución de CuSO 4, que la otra media celda; ambas medias celdas forman la celda galvánica. Estas dos medias celdas están unidas mediante un puente salino. 9.3. Pila seca o pila de Leclanché La celda seca más común, es decir, una celda que no tiene un fluido en sus componentes, es la celda de Leclanché que se utiliza en las lámparas portátiles y en los radios de transistores. El ánodo de la celda consta de una lata o contenedor de zinc que está en contacto con dióxido de manganeso (MnO2) y un 64 __________________________________________________________________QUÍMICA__________________________________________________________________ electrolito. El electrolito consiste de cloruro de amonio y cloruro de zinc en agua, al cual se le ha añadido almidón para que la disolución adquiera una consistencia pastosa espesa y no haya fugas. Como cátodo se utiliza una barra de carbón que está inmersa en el electrolito en el centro de la celda. Las reacciones de la celda son: 2+ Ánodo: Zn(s) à Zn (ac) + 2e + Cátodo: 2NH4 (ac) + 2e à 2NH3(g) + H 2(g) El amoníaco que se forma reacciona con iones cinc para formar un ion complejo cinc – amoniaco. Zn 2+ (ac) liberar gran cantidad de corriente por un corto tiempo, como el que toma encender el motor. A diferencia de la celda de Leclanché y la batería de mercurio, el acumulador de plomo es recargable, lo cual significa que se invierte la reacción electroquímica normal al aplicar un voltaje externo en el cátodo y en el ánodo (Este proceso se conoce como electrólisis). Las reacciones que restituyen los materiales originales son: 2Ánodo: PbSO4 (s) + 2e à Pb (s) + SO4 (ac) + 2Cátodo: PbSO4(s) + 2H2O(l) à PbO2(s) + 4H (ac) + SO4 (ac) + 2e __________________________________________________________________________ + 2NH3 (g) → 2+ [Zn(NH3)2] (ac) Global: 2PbSO4(s) + 2H2O(l) à Pb(s) + PbO2(s) + 4H + (ac) + 2SO4 2(ac) El hidrógeno que se produce es oxidado por el MnO2 de la pila, así el hidrógeno gaseoso no se acumula. H 2(g) + 2MnO2(g) → Mn2O3(s) + H 2O (l) Todas estas reacciones originan el siguiente proceso neto que produce aproximadamente 1,5 V. Zn(s) + 2NH4+(ac) + 2MnO2(s) à [Zn(NH3)2]2+(ac) + H2O(l) + Mn2O3(s) 9.4. Batería acumulador de plomo Este tipo de batería también es conocida como pila húmeda, y se utiliza principalmente en automóviles y en otros vehículos de motor. La mayoría contienen ácido sulfúrico y plomo. Las baterías ácidas de plomo más pequeñas se utilizan en artículos como cámaras de vídeo y herramientas a motor. La batería o acumulador de plomo que se usa comúnmente en los automóviles consta de seis celdas idénticas unidas en serie. Cada celda tiene un ánodo de plomo y un cátodo hecho de dióxido de plomo (PbO2) empacado en una placa metálica. Tanto el cátodo como el ánodo están sumergidos en una disolución acuosa de ácido sulfúrico, que actúa como electrolito. Las reacciones de la celda son: 2Ánodo: Pb (s) + SO4 (ac) à PbSO4 (s) + 2e + 2Cátodo: PbO2(s) + 4H (ac) + SO4 (ac) + 2e à PbSO4(s) + 2H 2O (l) ----------------------------------------------------------------------------------------+ 2Global Pb (s) + PbO2(s) + 4H (ac) + 2 SO4 (ac) à 2PbSO4(s) + 2H2O (l) En condiciones normales de operación, cada celda produce 2 V; un total de 12 V de las seis celdas se utiliza para suministrar energía al circuito de encendido del automóvil y sus demás sistemas eléctricos. El acumulador de plomo puede La reacción global es exactamente contraria a la reacción normal de la celda. Cabe hacer notar dos aspectos de la operación del acumulador de plomo. En primer lugar, como la reacción electroquímica consume ácido sulfúrico, se puede saber qué tanto se ha descargado la batería midiendo la densidad del electrolito con un densímetro, como normalmente se hace en las gasolineras. La densidad del fluido en una batería “sana”, completamente cargada, debería ser mayor o igual a 1,2 g/mL. En segundo lugar, las personas que viven en climas fríos a veces tienen problemas con sus vehículos debido a que la batería “no pasa corriente”. Los cálculos termodinámicos muestran que la fem de muchas celdas electroquímicas disminuye cuando baja la temperatura. Sin embargo, el coeficiente de temperatura para una batería de plomo es de aproximadamente -4 –4 1,5 x 10 V/ºC; es decir, hay una disminución en el voltaje de 1,5 x 10 V por cada grado que baja la temperatura. De manera que, aun cuando hubiera un cambio de temperatura de unos 40ºC, la disminución en el voltaje sería de tan –3 sólo 6 x 10 V, que es aproximadamente: -3 (6 x 10 V) / 12V x 100 % = 0,05% del voltaje de operación, un cambio insignificante. Lo que realmente ocasiona que la batería falle es que aumenta la viscosidad del electrolito cuando baja la temperatura. Para que la batería funcione de manera adecuada, el electrolito debe ser totalmente conductor. Sin embargo, como los iones se mueven más lento en un medio viscoso, la resistencia del fluido aumenta y provoca que la energía que suministra la batería sea menor. Si una batería que aparenta estar “muerta” se caliente a la temperatura ambiente en un día frío, recupera su potencia normal. El acumulador de plomo es relativamente económico, confiable, sencillo y dura un tiempo aceptable. Su defecto es que es muy pesado (15 a 20 kg de Pb). Este metal puede contaminar el aire y las aguas freáticas y posiblemente causar envenenamiento. 65 __________________________________________________________________QUÍMICA__________________________________________________________________ Las baterías de automóviles deben ser recicladas para proteger el medio ambiente. 9.5. Celdas electrolíticas La electrólisis permite llevar a cabo reacciones que favorecen a los reactivos y que por sí solos no ocurrirían. Los procesos electrolíticos son más importantes en nuestra economía que las reacciones redox de las baterías pues se usan en la producción y purificación de muchos metales, incluidos cobre y aluminio y en proceso de electrochapeado que producen un delgado recubrimiento de metal en muchos objetos. Las celdas electrolíticas tienen electrodos en contacto con un medio conductor y un circuito externo. El electrodo en el que ocurre la reducción se llama cátodo y aquel en el que ocurre la oxidación se llama ánodo. El circuito externo conectado a una celda electrolítica debe contener una fuente de electrones. No hay puente salino. El medio conductor en contacto con los electrodos a menudo es el mismo para ambos electrodos, y puede ser una sal fundida o una solución acuosa. Los electrodos de las celdas electrolíticas suelen ser inertes y solo proporcionan un camino para que los electrones entren en la celda y salgan de ella. Por ejemplo si se electroliza una disolución de AuCl3 con electrodos inertes, se efectúan las siguientes reacciones. Electrolito 2AuCl3 → 2Au En el cátodo 3+ electrodo en el que se producen las reducciones llama cátodo y el electrodo donde ocurre la reducción en el ánodo. Cátodo: 2Na + (l) + 2e → 2Na(l) - Ánodo: 2Cl (l) →Cl2 (g) + 2e ---------------------------------------- 2Na (l) + 2Cl (l) → 2Na(l) + Cl2(g) La convención de signos para los electrodos de una celda electrolítica es opuesta a la correspondiente a celdas voltaicas. El cátodo de la celda electrolítica es negativo porque los electrones están siendo forzados hacia el por la fuente externa de voltaje. El ánodo es positivo porque la fuente externa le está quitando electrones. La electrólisis de las sales fundidas y soluciones de sales fundidas para la producción de metales activos como el sodio y aluminio son procesos industriales importantes. + - + 6 Cl - 2Au3+ + 6e3+ → 2Au° (reducción) El ion Au gana electrones (se reduce) y se convierte en oro metálico es decir se deposita en el electrodo. 6 Cl → 3Cl2 + 6 e- (oxidación) El ion Cl pierde electrones (se oxida) y se convierte en cloro gaseoso, es decir, se libera del electrodo. El número de electrones recibidos por un electrodo es igual al número de electrones cedidos por el otro electrodo. En el ánodo - 9.7. Refinación electrolítica del cobre El cobre se usa ampliamente para fabricar conductores eléctricos y en otras aplicaciones que aprovechan su alta conductividad eléctrica. El cobre crudo que se obtiene por métodos pirometalúrgicos no es adecuado para emplearse en aplicaciones eléctricas porque las impurezas reducen considerablemente la conductividad del metal. El cobre se purifica por electrólisis. Grandes placas de cobre crudo sirven como ánodos de la celda, en tanto que los cátodos son láminas delgadas de cobre puro. El electrolito es una solución ácida de sulfato de cobre (II). La aplicación de un voltaje adecuado a los electrodos causa la oxidación del cobre metálico en el ánodo y la reducción del cobre (II) para formar cobre metálico en el cátodo. 9.6. Electrólisis del cloruro de sodio fundido En este proceso los iones Na recogen electrones en el electrodo negativo y se + reducen. A medida que los iones Na cercano a este electrodo se agotan, hay + una migración de iones Na adicionales a el. De manera similar hay un movimiento neto de iones Cl hacia el electrodo positivo, en el cual se oxidan. El + 66 __________________________________________________________________QUÍMICA__________________________________________________________________ Esta estrategia se puede emplear porque el cobre se oxida y se reduce con más facilidad que el agua. Las impurezas presentes en el ánodo de cobre comprenden plomo, cinc, níquel, arsénico, selenio, teluro y varios metales preciosos que incluyen oro y plata. Las impurezas metálicas que son más activas que el cobre se oxidan fácilmente en el ánodo pero no se depositan en el cátodo porque sus potenciales de reducción respectivos son más negativos que 2+ el del Cu . En cambio los metales menos activos no se oxidan en el ánodo; en vez de ello se acumulan bajo el ánodo en forma de lodos que se recogen y se procesan para recuperar los metales valiosos. Los lodos anódicos de las celdas de refinación de cobre suministran una cuarta parte de la producción de plata y alrededor de una octava parte de oro en Estados Unidos. 9.8. Leyes de Faraday Se trata de leyes que relacionan la corriente eléctrica con la masa que se deposita (ejemplo Au) o libera (ejemplo: Cl2) en cada electrodo como producto de la electrólisis. Con el paso de 96 493 coulombios, (C) o un Faraday, (F) de electricidad a través de la disolución de un electrolito se deposita o se libera un peso equivalente gramo de un elemento. Esta ley también se ha expresado en forma de dos leyes: Solución: Al + 3e → Al° Peq = 26,98/3 = 8,99 +3 - 96 493 C ---------- 8,99 g Al 1500 C ----------- x x = 0,139 g de Al. Y los Faradays serán 1 500/96 493 = 0,0155 F Ejemplo 3: En la electrólisis de una disolución de nitrato de plomo Pb(NO3)2 se depositaron 1,526 g de plomo. Calcule la cantidad de corriente que pasó. Solución: Pb +2e → Pb° 96 493 C ------------103,6 g de Pb Peq = 207,2/2 = 103,6 x ------------- 1,526 g de Pb x = 1421 C +2+ - Ejemplo 4: Calcule el número de horas que se necesita para depositar 356 g de cobre en una solución de CuCl2 por la que pasa una corriente de 150 amperios. Solución: Cu + 2e → Cu° Peq = 63,54/2 = 31,77 2+ - a) b) La cantidad de cambio electroquímico en un electrodo es directamente proporcional a la cantidad de electricidad que pasa por la disolución. El número de gramos de un elemento liberado por un coulombio es el equivalente electroquímico del elemento; el número de gramos de un elemento liberado por un Faraday es su peso equivalente - gramo. 96 493 C -------31,77 g de Cu x -------- 356 g de Cu x = 1,081 × 10 C 6 6 q=I×t t=q/I=1,081 × 10 C / 150 A = 7208,52 s = 2 horas. Ejemplo 1: En la electrólisis del ZnCl2 fundido se pasó una corriente de 0,01 amperios durante una hora. Calcule cuántos gramos de zinc se depositaron en el cátodo. Solución: q = I x t = (0,01A ) ( 3600 s) q = 36 A x s = 36 C 96 493 C --------- 32,68 g 36 C --------------- x Zn +2 +2e → Zn - Peq = 65,37 2 = 32,68 g x = 0,012 g de Zn 9.9. Protección contra la corrosión Las estrategias generales son: d) inhibir el proceso anódico. e) inhibir el proceso catódico. f) hacer ambas cosas. El método más común es la inhibición anódica, esto es impedir directamente la media reacción de oxidación pintando la superficie metálica recubierta con grasa o aceite o permitiendo la formación de una película de óxido del metal. Recientemente también se usa una solución de cromato de sodio. Disposición de los CFC empleando reacciones redox Los clorofluorocarbonatos (CFC) son compuestos moleculares de carbono, cloro y flúor que se usan como fluidos de enfriamiento en los acondicionadores de aire Ejemplo 2: Se pasaron 1 500 coulombios por una disolución de nitrato de aluminio (Al(NO3)3). Calcule la cantidad de aluminio depositado en el cátodo. ¿Cuántos faradays pasaron? 67 __________________________________________________________________QUÍMICA__________________________________________________________________ y los refrigeradores. Se ha visto que los CFC reducen la capa protectora de ozono de la estratosfera. Al escapar de acondicionadores de aire y refrigeradores con fugas, los CFC suben a través de la atmósfera baja hasta llegar a la estratosfera prácticamente sin sufrir alteración gracias a su actividad química. En 1 996 se prohibió la producción de CFC en Estados Unidos. En fechas recientes se desarrolló un proceso que utiliza oxalato de sodio (reductor) para deshacerse de los CFC almacenados. Los CFC se vaporizan y pasan a través de una capa de oxalato de sodio pulverizado a 270ºC. Cuando se usa CF2Cl2 conocido como CFC-12 (agente oxidante) la reacción que ocurre es: CF2Cl2(g) + 2Na2C 2O4(s) → 2NaF(s) + 2NaCl(s) + C(s) + 4CO2(g) 9.10. Ejercicios 1. En una batería Nicad (níquel-cadmio), el cadmio forma Cd(OH)2 y el Ni2O3 forma Ni(OH)2 en una solución alcalina. Escriba la ecuación balanceada para esta reacción. 2. En solución básica, el aluminio forma el ion Al(OH)4 al reducir el ion NO3 a NH3 . Escriba la ecuación balanceada de esta reacción. Se construye una celda voltaica de níquel y nitrato de níquel en un compartimiento y nitrato de cadmio en el otro. Un alambre externo conecta los dos electrodos y un puente salino con nitrato de sodio conecta las dos soluciones. La reacción neta es: Ni a) b) c) d) 2+ (ac) - 6. Para realizar un recubrimiento electrolítico sobre una barra metálica se utilizó una solución de un electrólito. Si el cátodo que se empleó, inicialmente pesó 20 g y después de realizado el reubrimiento arrojó un peso de 39,2 g. Calacular la carga elétrica que se aplicó, sabiendo que el equivalente electroquímico del elemento es de 0,001200g/C a) 1200 C b) 1350 C c) 1480 d) 1550 C e) 1600 C 7. Se hizo pasar 19300 Coulomb por una disolución de cloruro de calcio (CaCL). Calcule la cantidad de calcio depositado en el cátodo. (Ca=40). a) 6,2 g b) 5,5 g c) 4,4 g d) 4,0 g e) 3,5 g 8. Dada la siguiente tabla ELEMENTO Est. Oxid. Equivalente electroquímico (mg/C) Aluminio Cobre Cobre +3 +1 +2 +2 +1 0,0936 0,6588 0,3294 0,2894 0,1929 3. Hierro Hierro + Cd(s) → Ni(s) + Cd (ac) ¿Qué reacción ocurre en el ánodo? ¿Qué reacción ocurre en el cátodo? ¿En qué direcciones fluyen los electrones por el alambre externo y los iones por el puente salino? 2+ Averiguar que elemento deposita en uno de los electrodos y cuál es su estado de oxidación del electrólito, al hacer pasar una carga electrica de 3,500 C. Si el electrodo antes del proceso pesó 20,1850 g después del proceso de electrolisis arrojó un peso de 21,3379 g. a)AI; +3 b) Cu; +1 c) Cu; +2 d) Fe; +2 e) Fe: +3 9. Calcule la carga eléctrica que depositará 0,27 g de aluminio de una solución de nitrato de aluminio AI (NO3)3. (AI=27) a) 2895 C b) 2850 C c) 2810 C d) 2500 C e) 2000 C 4. Haga el diagrama de la celda indicando las direcciones de flujo de los electrones y de los iones. Complete y balancee la ecuación siguiente por el método de medias reacciones. Cr2O7 2(ac) + Cl (ac) → Cr - 3+ (ac) + Cl2(g) (solución ácida) 5. Calcular la cantidad de sustancia que se deposita en un electrodo, si el equivalente electroquímico de dicha sustancia es de 0,000200 g/C y la cantidad de carga eléctrica que se hizo pasar por el electrodo es de 2x103 coulomb. a) 0,4 g b) 4,0 g c) 4,4 g d) 0,44 g e) 44,4 g 10. Calcule el número de horas que se necesita para depositar 3,816 g de paladio en una solución de cloruro de paladio (PdCl2), por la que pasa una corriente de 0,0965 amperios. (Pd= 106). a) 2,5 h b) 2h c) 1,8 h d) 1,5 h e) 1 h 68 __________________________________________________________________QUÍMICA__________________________________________________________________ 11. En la electrólisis de una disolución de nitrato de plomo se depositaron 0,70 g de plomo. Calcule la cantidad de corriente que pasó. 12. Calcule el número de horas que necesita para depositar 178 g de cobre en una solución de cloruro de cobre por la que pasa una corriente de 75 A. 13. En la electrólisis del cloruro de cinc fundido se pasó una corriente de 0,02 A durante una hora. Calcule cuántos gramos de cinc se depositaron en el cátodo. 14. Se pasaron 750 coulombios por una disolución de nitrato de aluminio. Calcule la cantidad de aluminio depositado. ¿Cuántos faradays pasaron? 15. Explique los métodos más comunes para proteger contra la corrosión. En este punto se dice que la reacción ha terminado, pero realmente este equilibrio es dinámico, porque la actividad continua, ambas reacciones se dan, pero con la misma velocidad 10.2 Constante de equilibrio, Keq Todo equilibrio puede ser expresado por su ley de acción de masa, que es el producto de las concentraciones de los productos dividido por el producto de las concentraciones de los reaccionantes, elevados cada uno a su respectivo coeficiente estequiométrico, dando esto una constante llamada constante de equilibrio. aA + bB cC + dD A y B son reaccionantes C y D son productos a, b, c y d son los coeficientes del balanceo TEMA 10 EQUILIBRIO QUÍMICO Y VELOCIDAD DE REACCIÓN Ejemplo: 10.1. Concepto de equilibrio Toda reacción se inicia con una velocidad inicial que luego va decreciendo y a medida que se van formando los productos, estos reaccionan para dar nuevamente reaccionantes, así por ejemplo para la reacción: aA + bB à cC + dD A con B reaccionan para dar C y D con una velocidad v1, cuando aparecen C y D reaccionan entre si para dar A y B. cC + dD à aA + bB Esta segunda reacción se inicia con una velocidad v 2 pequeña y va aumentando hasta que en un momento se iguala a v1, en ese momento la reacción pareciera que ya no continúa, porque las concentraciones ya no varían, se ha establecido un equilibrio químico. aA + bB cC + dD Kc = [C ]c [D ]d b [A ]a [B ] 2NO(g) + O2(g) 2NO2(g) K = K c el subíndice se refiere a la concentrac ión Kc = [NO2 2] [NO 2] [ 2 ] O Para establecer la ley de acción de masa y calcular la constante de equilibrio hay que tener en cuenta reglas sencillas como: 1.- El agua nunca participa en la ley de acción de masa porque su concentración es constante. 2.- Cuando las sustancias participantes se encuentran en diferentes estados físicos, sólo participan las sustancias que se encuentran en el estado más disperso, y es mas disperso el estado gas que el acuoso, que el líquido, que el sólido. Ejemplo: a) 2NH3(g) + CO2(g) (NH 2)2CO(s) + H2O(l) 69 __________________________________________________________________QUÍMICA__________________________________________________________________ Kc = b) [NH 3 2] CO 2 ] [ BaSO4(s) + 2H2O(l) 1 Si se pone calor a la reacción, el equilibrio se desplaza a la derecha Si se aumenta presión, la presión sólo afecta a los gases, por lo tanto se desplaza a la izquierda. La constante de equilibrio mientras tanto permanece inalterable, la única propiedad que puede cambiar una constante de equilibrio es la temperatura ambiental. b) 2CO2(g) + calor 2CO(g) + O 2(g) Si se aumenta CO2 a la reacción, el equilibrio se desplaza a la derecha. Si se aumenta CO, el equilibrio se desplaza a la izquierda. Si se aumenta O2, el equilibrio se desplaza a la izquierda. Si se aumenta presión, el equilibrio se desplaza a la izquierda. Si se aumenta volumen, el equilibrio se desplaza a la derecha. Ba(OH)2(ac) + H 2SO4(ac) Escriba la respectiva constante. Información que proporciona la constante de equilibrio. La constante de equilibrio, es un número, sin unidades aparentes, que de acuerdo a la ley de acción de masa puede tener valores entre 0 y el infinito. Si el valor fuera 0, significaría que en el equilibrio todo esta como reactivos, por lo tanto no hay reacción alguna. Si el valor fuera infinito, significaría que todo esta en forma de productos, o sea ha habido reacción total. Para una reacción equimolecular, un valor de uno ( 1 ) indicaría que la reacción ha entrado en equilibrio cuando la mitad de los reaccionantes se han convertido en productos. En conclusión, la constante de equilibrio nos indica en que momento se establece el equilibrio, cuanto producto puede rendir una reacción verdaderamente, ya que la estequiometría no es mas que un frió cálculo teórico suponiendo que todo reaccionaría y la experiencia nos dice que no es así. De igual manera la constante de equilibrio nos indica el sentido principal que tiene una reacción, aunque la propiedad que va ha determinar con exactitud el sentido natural de una reacción es la entropía.(medida directa de la aleatoriedad o el desorden de un sistema) 10.3. Factores que afectan el equilibrio químico Un equilibrio puede ser alterado momentáneamente por un factor externo, pero inmediatamente contrarresta el efecto para restablecer el equilibrio, sin alterar la constante de equilibrio. Esta propiedad de una reacción en equilibrio se expresa mediante el Principio de Le Chatelier que dice “cuando un factor externo como aumento de concentración, presión, volumen o calor alteran un equilibrio, la reacción se desplaza en el sentido de contrarrestar el efecto”. Los cambios que pueden tomarse en cuenta son; la concentración, presión volumen, temperatura. Por ejemplo: a) 2KClO 3 (s)+ calor 2KCl(s) + 3O2(g) Si se aumentara KCl, la reacción se desplaza a la izquierda. Si se aumentara KClO3, la reacción se desplaza a la derecha. 10.4. Equilibrios homogéneo y heterogéneo Equilibrios homogéneos. Un equilibrio se llama homogéneo cuando todas las sustancias que participan en la reacción se encuentran en el mismo estado físico, hay dos casos de importancia: a.- Equilibrio gaseoso.- Cuando todos los participantes son gases, por lo tanto, todos entran en la constante de equilibrio y de preferencia se expresan en Presiones parciales. Ejemplo: 2CO2(g) + calor 2 2CO(g) + O2(g) Kp = PCO PO2 PCO2 2 La constante Kp se relaciona con la constante K (denominada también Kc) con la siguiente ecuación: n Kp = Kc (RT) Donde n es la diferencia de número de moles gaseosos entre productos y reaccionantes. b.- Equilibrio en fase acuosa.- Cuando todos los reaccionantes y productos se encuentran disueltos en agua, el caso más importante es la disociación de ácidos y bases débiles para establecer el pH. 70 __________________________________________________________________QUÍMICA__________________________________________________________________ Equilibrios heterogéneos Se denominan así cuando las sustancias participantes en la reacción se encuentran en diferentes fases o estados físicos. Y por lo tanto en la constante de equilibrio sólo participan las sustancias más dispersas. El caso más importante es la disolución de sales poco solubles o producto de solubilidad Kps, donde se da un equilibrio entre la sal sólida y sus iones disueltos en agua: BaSO4(s) Ba +2 +2 (ac) + SO4 -2 -2 (ac) activación, capaz de romper los enlaces de los reaccionantes para iniciar la formación de los enlaces de los productos. Toda reacción química se inicia con una velocidad definida que luego va disminuyendo hasta alcanzar su punto de equilibrio. Esta velocidad se puede determinar si se mide la variación de los reaccionantes o de los productos con el transcurso del tiempo. Para una reacción: Reaccionantes → Productos Kps = [Ba ][SO4 ] 10.5. Producto de solubilidad El producto de solubilidad de un compuesto es el producto de las concentraciones molares de los iones constituyentes, cada uno elevado a la potencia de su coeficiente estequiométrico en la ecuación de equilibrio. El valor del Kps indica la solubilidad de un compuesto mientras más pequeño sea el Kps menos soluble será el compuesto. Ca3(PO 4)2(s) ↔3Ca 2+ (ac) En un periodo de tiempo comprendido entre t1 y t2; la concentración del reactante disminuirá desde R1 hasta R 2 y la concentración de producto aumentará desde P 1 hasta P2; por lo tanto el cambio de concentración por unidad de tiempo será: Con respecto al reactante: velocidad = − Con respecto al producto: velocidad = Así por ejemplo: t en segundos [R] en mol/litro velocidad en mol/s 10.7. La ley de la velocidad La ley de velocidad es una expresión que relaciona la velocidad de una reacción con la constante de velocidad (k) y las concentraciones de los reactivos elevadas a las potencias apropiadas. K para una reacción dada cambia sólo con la temperatura. Como se puede notar en el cuadro anterior la velocidad no es constante, va disminuyendo con el tiempo conforme disminuye la concentración de reactivos, como si fuera un movimiento uniformemente frenado por una aceleración negativa, que depende de la concentración de los reactivos. Esto se puede expresar en una Ley que dice que la velocidad de una reacción es proporcional a la concentración de los reactivos elevada a una potencia propia de cada reactivo en una reacción. Para la reacción: 0 80 4 10 40 2 20 20 1 30 10 0,5 40 5 0,25 [ R ] 2 − [ R ]1 ∆[ R] =− t 2 − t1 ∆t + 2PO 3− (ac) 4 Kps = [Ca ] 2+ 3 3- 2 [PO4 ] [ P ] 2 − [ P ]1 ∆[ P ] = t 2 − t1 ∆t A una temperatura de 25ºC el producto de solubilidad del fosfato de calcio es: Kps = 1,2x10-26. Ejemplo. Calcúlese la solubilidad molar, en g/L del cloruro de plata Kps=1,6x10 a 25ºC. AgCl(s) ↔ Ag (ac) + Cl (ac) Inicial: 0,0M 0,0M Equilibrio: sM sM + Kps = [Ag ][Cl ] = [s][s] + - 10 S= (1,6x10-1 0 ) = 1,26x10-5 M Sabiendo que la masa molar del AgCl es 143,3 g/mol entonces: -5 -3 S = 1,26x10 mol/L (143,3g/mol) = 1,81x10 g/L 10.6. Velocidad De Reacción Es la variación de la concentración de los reactivos o productos por unidad de tiempo. Para que una reacción ocurra, los reaccionantes primero deben hacer contacto, debe haber colisión, segundo deben acercarse con la orientación apropiada y tercero la colisión debe suministrar un mínimo de energía llamada Energía de 71 __________________________________________________________________QUÍMICA__________________________________________________________________ aA + bB → cC + dD Efectos de los catalizadores Un catalizador es una sustancia que aumenta la velocidad de reacción pero no participa en la reacción. El catalizador se escribe sobre la flecha de reacción (puede omitirse en la escritura de la ecuación química). 2KClO3(s) MnO  2 →  velocidad α [ A] x [ B] y velocidad=k[ A] x [ B] y Donde: k es una constante de proporcionalidad denominada constante de velocidad (factor de aceleración), que sólo puede ser afectada por la temperatura ambiental y es independiente de cualquier otro factor como concentración, presión, calor, catalizador, etc. x es el exponente de dependencia de A denominado orden de reacción con respecto al reactivo A, y es diferente al coeficiente estequiométrico a. y es el exponente de dependencia de B denominado orden de reacción con respecto al reactivo B, y es diferente al coeficiente estequiométrico b. x+y se denomina el orden global de la reacción. Los ordenes de reacción teóricamente pueden ser 0, 1, 2, 3, etc, en la experiencia se ha encontrado que puede ser cualquier número real positivo, como 0,5, 8, etc. Para cada orden de reacción se establece una ecuación cinética diferente, así por ejemplo para una reacción de primer orden con respecto a A: A → Productos Ley de velocidad Velocidad = k[A] Ecuación cinética ln [A] = ln [A]o – k t Donde [A] es la concentración de A remanente después de un tiempo t [A] o es la concentración inicial de A k es la constante de velocidad t es el tiempo trascurrido. Todas las reacciones nucleares son de primer orden. 10.8. Factores que afectan la velocidad de reacción Efecto de la temperatura A medida que aumenta la temperatura, la velocidad de una reacción aumenta, entonces la constante de velocidad también es mayor. Las moléculas se mueven con mayor rapidez ganando energía cinética y muchas moléculas alcanzan la energía de activación necesaria. Efecto de la concentración El aumento en la concentración de los reaccionantes, involucra un mayor número de choques entre las moléculas y por lo tanto la velocidad aumentará. 2KCl(s) + 3O 2(g) Efecto del área superficial Mientras mayor sea el área superficial mayor será el número de colisiones y por lo tanto mayor será la velocidad de la reacción, cuando los reactivos se encuentran en diferentes estados o pulverizados en polvo fino, mayor será el área superficial. 10.9. Vida media de una reaccion (t1/2) Es el tiempo necesario para que la concentración inicial de un reactivo se reduzca a la mitad. Las reacciones de primer orden tienen la particularidad de que la vida media no depende de la concentración inicial y por lo tanto es un valor constante y por cada vida media trascurrida la concentración de reactivo se reduce a la mitad de lo inicial. t 1/ 2 = Por ejemplo: t en segundos [R] en mol/litro velocidad en mol/s 0 80 4 ln 2 k 20 20 1 30 10 0,5 40 5 0,25 10 40 2 El cuadro anterior corresponde a una reacción de primer orden su vida media es 10 segundos, porque por cada 10 segundos la concentración de R se reduce a la mitad de la mitad, sucesivamente. Su constante de velocidad es: -1 ln 2 / 10 s = 0,069 s 10.10. La vida en las grandes altitudes y la producción de hemoglobina La fisiología esta influida por las condiciones ambientales, como escalar elevadas altitudes causa dolores de cabeza, nauseas, cansancio extremo; estos síntomas son conocidos como mal de las alturas o soroche. Esto es por la deficiencia de la cantidad de oxígeno que llega a los tejidos del organismo. Este fenómeno se puede explicar mediante la siguiente ecuación simplificada. Hb (ac) + O2 (g) ↔ HbO2(ac) En donde; Hb es la hemoglobina, HbO2 es la oxihemoglobina. 72 __________________________________________________________________QUÍMICA__________________________________________________________________ La constante de equilibrio es: Kc = [HbO2] [Hb][O2] 3) El sulfato de calcio se descompone térmicamente según la ecuación 2CaSO 4(s)↔2CaO(s) + 2SO2(g) + O2(g) Prediga cómo cambiaría la posición del equilibrio si: a) Se agrega el óxido de calcio al sistema. b) Se disminuye el sulfato de calcio al sistema. c) Se aumenta la temperatura del sistema. d) Se aumenta la presión del sistema. e) Se aumenta el volumen del sistema. f) Se aumenta oxígeno al sistema. A una altura de 3km, la presión parcial del oxígeno es de 0,14 atm, en comparación con 0,2atm a nivel del mar. Según el principio de Le Chatelier, una disminución en la concentración de oxígeno desplazará el equilibrio a la izquierda, este cambio disminuye la concentración de oxihemoglobina. Si se le da el tiempo suficiente el organismo compensa esta adversidad produciendo más moléculas de hemoglobina. Se ha demostrado que los residentes de las zonas de gran altitud, tienen altos niveles de hemoglobina en la sangre; a veces 50% ¡más que las personas que viven al nivel del mar! 10.11. Ejercicios 1) Señale la serie de proposiciones verdaderas (V) y falsas (F). • • • La adición de un catalizador apresura el momento en el que se llega al equilibrio pero no afecta las concentraciones en equilibrio de los reactivos y de los productos. Sólo el cambio de la temperatura modifica el valor de la constante de equilibrio de una reacción en particular. El principio de Le Chatelier establece que si se aplica una tensión externa a un sistema en equilibrio, el sistema se ajustará para contrarrestar parcialmente dicha tensión. 4) Se tiene la siguiente reacción en equilibrio: A(g) ↔ 2B(g) A partir de los siguientes datos, calcule las constantes de equilibrio Kc y Kp para cada una de las temperaturas. T(ºC) 100 200 [A] 0,01 0,21 [B] 0,80 0,70 5) Se tiene la siguiente reacción en equilibrio: A↔B -5 Si la concentración inicial de A es 0,85M y Kc=2x10 . Calcule las concentraciones finales de A y B. Para la siguiente reacción química: 2A + 3B → C + 2D 2 Si la ley de la velocidad esta dada por: V = k[A] [B] Diga el orden de reacción con respecto a : a) Reactivo A b) Reactivo B c) Orden global • La constante de equilibrio para los gases, Kp, expresa la relación de las presiones parciales de equilibrio ( en atm). El orden correcto es: A. VVVV B. VFVF C. VVFF D. FVFV E. FFFF Escriba las expresiones de las constatnes Kc y Kp de equilibrio, para cada una de las reacciones siguientes: 6) 2) a) b) c) d) e) f) g) H 2O(g) + CO(g) ↔ H2(g) + CO 2(g) 2Mg(s) + O2(g) ↔2MgO(s) 2NaHCO3(s) ↔Na2CO3(s) + CO2(g) + H2O(l) H 2S(ac)↔H + (ac) 7) • • • Señale la serie de proposiciones verdaderas (V) y falsas (F) Las variaciones de la concentración de los reactivos o productos por unidad de tiempo definen la velocidad de reacción. Catalizador es la sustancia que altera (incrementa o disminuye) la velocidad de reacción. Orden de reacción es la potencia a la que se eleva la concentración de dicho reactivo en la expresión de la velocidad de reacción. + SH (ac) - + (ac) CH3COO (ac) + NH3(ac) + H2O(l) ↔NH4 (ac) + OH (ac) + 2Ag2SO4(s) ↔ 2Ag (ac) + SO4 (ac) CH3COOH (ac) ↔H 73 __________________________________________________________________QUÍMICA__________________________________________________________________ • El orden de una reacción es la suma de las potencias a las que están elevadas todas las concentraciones en la expresión de la velocidad. El orden correcto es: A) VFVF B) VVVV C) FVFV D) FFVV E) VVFF 8. Si al triplicar la concentración inicial de un reactivo se triplica la velocidad inicial de la reacción, ¿Cuál es el orden de dicha reacción con respecto a dicho reactivo?. Si la velocidad aumentara nueve veces, ¿Cuál sería el orden? ¿ Variara la velocidad o no variara? 9. La descomposición del disulfuro de carbono CS2 a monosulfuro de carbono -7 y azufre es de primer orden con una constante K= 2,8x10 a 1000ºC CS 2→ CS + S A) ¿Cuál es la vida media de la reacción a 1000 ºC? B) ¿Cuántos días deben transcurrir para que una muestra de 1,0 gramos de CS2 se descomponga de modo que queden sólo 0,6 gramos de CS2? 10. La ley de velocidades de la reacción siguiente es: velocidad = k [A][B2] . Según esta expresión, si se triplica la concentración de A y de B, ¿Cómo variará la velocidad con respecto a la del principio? A + B2 → productos 11. ¿Por qué se dice que el equilibrio químico es dinámico? 12. Defina reacción reversible. 13. Cuál será el efecto de un aumento de la presión sobre cada uno de los siguientes equilibrios: a) b) N 2(g) + 3H2(g) 2CO(g) + O2(g) 2NH 3(g) 2CO2(g) 2 16. Cuál será el efecto de disminuir la temperatura en cada uno de siguientes equilibrios: a. C(s) + H2O(g) + 131 kJ b. H 2(g) + I2(g) c. 2SO2(g) + O2(g) CO(g) + H 2(g) 2HI(g) + 9,5 kJ 2SO3(g) ∆Hº=-188 kJ los 17. ¿Qué nos indica la constante de equilibrio? TEMA 11 QUÍMICA ORGÁNICA Y DEL CARBONO La química orgánica es la química de los compuestos del carbono. Los compuestos del carbono en su mayoría están formados por enlaces covalentes, insolubles en agua. Se descomponen a bajas temperaturas. Tienen mecanismos de reacción de varias etapas complejas. Átomo de carbono El elemento que forma la mayor parte de los compuestos inorgánicos en la Tierra es el silicio y el elemento que forma la mayoría de los compuestos orgánicos es el carbono, ambos elementos se encuentran en el mismo grupo y se encuentran en la parte central del sistema periódico. 11.1. Propiedades del átomo de carbono: tetravalencia y autosaturación a) Tetravalencia.- Es la capacidad del carbono de formar hasta cuatro enlaces. 14. ¿Cuál será el efecto de un aumento de volumen sobre cada uno de los equilibrios de la pregunta 13? 15. ¿Cuál será el efecto sobre el equilibrio que produciría el cambio indicado en cada caso? a) 2PbS(s) + 3O2(g) Al eliminar PbS (s) Al añadir O2(g) b) CaO(s) + SO3(g) Al añadir CaSO3(s) Al añadir SO2(g) 2PbO(s) + 2SO2(g) C b) C C C C C CaSO4(s) Autosaturación.- El carbono puede formar enlaces con otros carbonos, formando cadenas. 74 __________________________________________________________________QUÍMICA__________________________________________________________________ C C C C C 11.2. Estado basal o ideal del carbono C C C C C Resulta de mezclar tres orbitales p con un orbital s, el resultado son 3 cuatro híbridos del tipo sp . E 6C 2s 1s 2px 2py 2pz sp3 sp3 sp3 sp3 Cuatro híbridos sp3 El átomo de carbono en su estado basal o fundamental presenta la siguiente estructura: Los cuatro orbitales 3 híbridos sp , están dirigidos hacia los vértices de un tetraedro regular, con un ángulo de 109°. C 1s 2s 2px 2py 2pz C De acuerdo a esta distribución el carbono es divalente, solo podría formar dos enlaces, lo que no ocurre en realidad ya que el carbono es tetravalente. 11.3. Estado real del carbono Para que el carbono sea tetravalente debe tener sus cuatro electrones desapareados, esto se logra promoviendo un electrón del orbital 2s al orbital vacío 2pz se promueve un electrón Este tipo lo presenta el carbono cuando forma enlace simple con otros átomos. La superposición o traslape de orbitales ya sean puros o híbridos da lugar a la formación del enlace sigma. 11.4.2. Hibridación sp Resulta de la mezcla de dos orbitales p con un orbital s, dando como 2 resultado tres orbitales sp . 2 6C 1s 2s 2px 2py 2pz 6C 1s 2s 2px 2py 2pz C E Hasta ahora, se tiene cuatro electrones desapareados, pero estos ocupan, ambientes geométricos diferentes, es necesario uniformizar el espacio geométrico, así como la energía, lo que se logra mediante el proceso de hibridación. 11.4. Hibridaciones del carbono 3 11.4.1. Hibridación sp 6C 2s 1s 2px 2py 2pz sp2 sp2 sp2 Tres híbridos sp2 2pz 75 __________________________________________________________________QUÍMICA__________________________________________________________________ orbitales p perpendiculares entre sí y a los híbridos sp Estos tres híbridos sp , se dirigen hacia los vértices de un triangulo equilátero, con un ángulo de 120°, el orbital pz, queda en posición perpendicular al plano. 2 sp sp C los dos orbitales sp son lineales sp C sp El carbono presenta este tipo de hibridación cuando forma enlaces dobles. El ángulo entre estos híbridos es de 180°, este tipo de hibridación se presenta cuando el carbono está unido a otro carbono con un triple enlace. C C 120° 180° C El enlace pi (π) se forma por un acercamiento paralelo entre los orbitales p, este enlace pi es débil comparado con la fuerza del enlace sigma. 11.4.3. Hibridación sp Se forma entre un orbital s y un p, dando como resultado dos orbitales sp, quedando puros el py y el pz. 11.5. C Integración de la estructura molecular orgánica 11.5.1. Composición El término composición nos indica el tipo de elementos que forman un compuesto así como la proporción en que se encuentran, la composición se expresa mediante fórmulas moleculares o globales. Por ejemplo: C2H 6, C2H 6O, etc. 11.5.2. Constitución Por constitución se entiende la manera como están unidos los átomos que forman un compuesto, la constitución se representa mediante fórmulas semidesarrolladas o desarrolladas. Por ejemplo: CH3 – CH2 – OH es el etanol CH3 – O – CH3 es el éter dimetílico Obsérvese que ambas son sustancias diferentes, pero tiene la misma composición: C2H 6O 11.5.3. Conformación Este término se refiere a un aspecto tridimensional y nos indica la forma como esta dispuesta una molécula en el E 6C 2s 1s 2px 2py 2pz sp sp 2py 2pz Dos híbridos sp 76 __________________________________________________________________QUÍMICA__________________________________________________________________ espacio, debido a la libre rotación alrededor del enlace sigma. Por ejemplo el etano, tiene dos conformaciones en el espacio. en el plano H H C H H C H H H H 180° CH3 CH 3CH 2CH2CH2CH3 CH 3CHCH 2CH3 en el espacio H H H H eclipsado H H H alternado H H H no son isómeros CH3 H3C C CH3 CH3 Tres isómeros del pentano b. Isómeros de posición Aquellas sustancias donde varía la posición de un grupo funcional. OH CH2=CHCH2CH3 CH CH=CHCH3 3 CH3CH2CH2 OH CH3CHCH3 Dos isómeros del but eno En el espacio la molécula de etano presenta dos conformaciones, un eclipsado y otra alternada. 11.5.4. Configuración Es otro aspecto tridimensional, se refiere a la forma como están dispuestos los átomos en el espacio. Por ejemplo en el caso del buteno: configuración C4H 8 composición CH 3CH=CHCH 3 constitución H 3C C= C H H Cis(Z) H CH3 H 3C C=C CH3 Trans(E) H Dos isómeros del propanol c. Isómeros de función. Son compuestos que difieren en el grupo funcional. Por ejemplo: C 3H 6O CH3CH2CHO un aldehído CH3COCH 3 una cetona C2H6O CH3CH2OH un alcohol CH3 - O - CH 3 un éter 11.6.2. Isomería espacial a. Isómeros geométrica. Este tipo de isomería se presenta alrededor del doble enlace y en los cicloalcanos. 11.6. Isomería Son isómeros las sustancias que tienen la misma fórmula molecular o global es decir la misma composición, pero que tienen diferente constitución. En el caso de los compuestos orgánicos se dice que de cada diez compuestos nueve son isómeros. Los isómeros pueden ser planos o espaciales. 11.6.1. Isomería plana a. Isómeros de cadena. Este tipo de isomería se presenta en los hidrocarburos, por ejemplo: H3C C C H cis = Z CH3 H H3C C C H H CH3 cis buteno Cl Cl H H H cis = Z cis diclorociclopropano H H Cl trans = E trans buteno Cl H H CH 3 | CH 3CH 2CH 2CH 3 CH 3CHCH 3 H trans = E trans diclorociclopropano Dos isómeros del butano 77 __________________________________________________________________QUÍMICA__________________________________________________________________ b. Isómeros ópticos La isomería óptica se genera debido a la presencia del carbono quiral; el carbono quiral o asimétrico es aquel que tiene sus cuatro sustituyentes diferentes. Los isómeros ópticos se caracterizan porque presentan actividad óptica. La actividad óptica es la capacidad de algunas sustancias de desviar el plano de la luz polarizada. - En los compuestos orgánicos los enlaces son esencialmente covalentes. La valencia del átomo de carbono es divalente y tetravalente. El ángulo que forma los orbitales híbridos sp3 del átomo de carbono es 109º. La autosaturación es una propiedad del átomo de carbono. B. 2, 2 C. 4, 0 D. 3, 0 E. 4, 1 X W C* Y Z Carbono quiral H3C COOH * C H OH Acido láctico presenta actividad óptica 4. A. 3, 1 3. De la siguiente estructura molecular: CHO-CH2-CH 2-CHOH-CH=C=CH-COOH 3 2 Contabilizar los átomos con hibridación: sp , sp y sp, en ese orden. A. 7, 5, O B. 5, 6, 1 C. 5, 7, 0 D. 6, 5, 1 E. 3, 4, 1 Los isómeros ópticos se diferencian en que pueden desviar la luz polarizada hacia la derecha, dextrógiros (+), o hacia la izquierda, levógiros (-). Señale la afirmación correcta, de la estructura molecular de las sustancias orgánicas que en su composición tiene; C, H, N y O. a) b) c) d) e) El enlace pi se presenta solo en los enlaces doble. U n enlace triple tiene dos enlaces sigma y un pi. 3 El átomo de hidrogeno tiene hibridación sp . Un átomo con hibridación sp, no forma siempre dos enlaces sigma y dos enlaces pi. Los enlaces pi se forman a partir de los orbitales atómicos híbridos. espejo COOH H CH3 OH objeto Acido (+) Láctico H3C OH 5. COOH H De la siguiente estructura molecular: -CHO imágen Acido (-) Láctico Los dos estereoisómeros del ácido láctico existen, ambos constituyen un par de enantiómeros es decir estereoisómeros que guardan relación objeto imagen. Si dos estereoisómeros no guardan relación objeto imagen, se les denomina diasteroisómeros. 11.7. Ejercicios 1. Indique el compuesto que no es orgánico: ¿Cuántos átomos de carbono tienen hibridación sp ? A. 6. 11 B. 10 C. 9 D. 1 E. 0 2 ¿Con cuál de las siguientes composiciones no es posible hacer una estructura molecular? A. C 3H6 B. CH3O C. C2H7N D. C2H2 E. CH2O2 7. A. CH 3-CH2-OH E. NaCN B. NH2-CO-NH2 C. CH3-COOH D. CH 3ONa Cuántos isómeros planos se pueden formar con las siguientes composiciones: C6H14 y C3H 8O. A. 5, 3 B. 5, 2 C. 4, 3 D. 4, 4 E. 5, 4 2. De las siguientes proposiciones cuántos son verdaderos y falsos. 78 __________________________________________________________________QUÍMICA__________________________________________________________________ 8. ¿Cuál de las siguientes estructuras presentan isomería cis (Z)? OH H i) CH CH 3 2 C C H ii) CH2CH3 OH 11. ¿Cuál de las siguientes estructuras representa al etano alternado? H CH 3 H a) H H H H b) H H H H H H e) H H CH3 CH3 H H H H CH3 iii) C C CH3CH2 CH3 CH2CH3 iv) Br Br c) H H CH3 CH3 H H H d) H H a) 9. i y iv B. i y ii C. ii y iii D. iii y iv E. i y iii 12. La siguiente estructura representa, excepto: De las siguientes estructuras ¿Cuál representan un par de enantiómeros? C O OH Cl HO OH Cl CH2OH i H H COOH OH OH CH 2OH ii HO Cl COOH Cl OH CH2OH iii HO HO COOH H H CH2OH iv a) i y iii B. i y ii C. i y iv D. ii y iii E. iii y iv A. La molécula de etano B. La representación de los enlaces sigma 3 C. Los híbridos sp D. Un hidrocarburo E. Un confórmero 13. Dibuje los confórmeros del butano y del ciclohexano. 10. De los siguientes enunciados indique la verdad (V) o la falsedad (F): Los enantiómeros se pueden diferenciar por la rotación de la luz polarizada. Los diasteroisómeros tienen propiedades físicas muy diferentes. A partir de un compuesto que tiene tres carbonos quirales se pueden obtener ocho isómeros ópticos, como máximo. La isomería geométrica también se considera como un tipo de diasteroisomería. A. VFVF B. VVFV C. VVVV D. FFVF E. VVVF 14. ¿Qué propiedad del carbono explica la existencia compuestos del mismo? 15. ¿Cuáles de geométrica? los siguientes compuestos c) de tantos isomería presentan a) CH2 C(CH3)2 b) CH3CH CHCH3 d) CH3 C C CH3 79 __________________________________________________________________QUÍMICA__________________________________________________________________ 16. Indicar la hibridación de los átomos de carbono en los siguientes compuestos. a) CH3CH2CH=CH 2 c) CH3CH2 OH TEMA 12 HIDROCARBUROS Los hidrocarburos son compuestos binarios formados por carbono e hidrógeno, son los principales componentes del petróleo y del gas natural. Teniendo en cuenta los tipos de enlace carbono – carbono, hay dos clases principales de hidrocarburos: alifáticos y aromáticos. SATURADOS Alcanos Alquenos INSATURADOS Alquinos ALIFATICOS HIDROCARBUROS ALICICLICOS C C C C C C b) CH3CH = C = O d) CH3C N 17. ¿Explique cómo se forma el enlace sigma? ¿Cómo se forma el enlace pi? 18. ¿Por qué es necesario efectuar la hibridación? 19. ¿Qué factores determinan la geometría de una molécula? 20. De la siguiente fórmula estructural condensada, cuántos enantiómeros y diasteroisómeros se puede obtener: HOOC-CHOH-CHOH-COOH 21. De la siguiente fórmula estructural condensada, cuántos átomos de carbono son; primario, secundario, terciario y cuaternario: (CH3)3CCH 2CH2CH(CH3)2 Cicloalcanos Cicloalquenos Cicloalquinos AROMATICOS Benceno y sus homólogos 12.1. Hidrocarburos saturados - alcanos El adjetivo saturado, describe el tipo de enlaces de la molécula hidrocarbonada. Significa que cada átomo de carbono se encuentra unido en forma covalente a otros cuatro átomos mediante enlaces simples. Los compuestos se conocen también como parafinas o alcanos. El nombre de parafina (del latín, parum affinis, poca actividad) alude a su naturaleza no reactiva. El nombre alcano es el nombre genérico para esta clase de compuestos. La fórmula general de los alcanos es CnH 2n+2 . 80 __________________________________________________________________QUÍMICA__________________________________________________________________ 12.1.1. Nomenclatura de alcanos En la siguiente tabla se dan los nombres y fórmulas de algunos hidrocarburos lineales o normales, para nombrar este tipo de alcanos se les da la terminación ANO. Obsérvese que los cuatro primeros alcanos tienen nombres propios mientras que a partir del quinto alcano, se utilizan prefijos de cantidad. Numerar la cadena principal, comenzando por el extremo más cercano a la ramificación. Identificar a los sustituyentes, asignándoles posiciones numéricas. Escribir el nombre del compuesto como una sola palabra, utilizando comas para separar los números y guiones para la separación entre letras y números. Nombre Pentano Hexano Heptano Octano Nonano Decano Undecano Dodecano Fórmula CH3CH2CH 2CH 2CH 3 CH3(CH2) 4CH3 CH3(CH2) 5CH3 CH3(CH2) 6CH3 CH3(CH2) 7CH3 CH3(CH2) 8CH3 CH3(CH2) 9CH3 CH3(CH2) 10CH 3 Nombre Eicosano Eneicosano Docosano Triacontano Hentriacontano Tetracontano Pentacontano Hexacontano Hectano Fórmula CH3(CH2) 18CH 3 CH3(CH2) 19CH 3 CH3(CH2) 20CH 3 CH3(CH2) 28CH 3 CH3(CH2) 29CH 3 CH3(CH2) 38CH 3 CH3(CH2) 48CH 3 CH3(CH2) 58CH 3 CH3(CH2) 98CH 3 9 Ejemplos: 8 1 2 CH3CH2 7 6 5 CH3 CH2CH3 4 3 2 1 CH3CH2 3 4 5 CH3 CH2CH3 6 7 8 9 CH3 CHCH 2CH2CH CHCH 2CH3 Correcto 9 8 CH3 CHCH 2CH2CH CHCH 2CH3 Incorrecto CH3 6 5 4 3 2 1 CH 3CH2 CH3 7 6 5 CH3 CH2CH3 4 CH3 CH2 C CH2CH CH3 CH3 4-Etil-2,4-dimetilhexano CHCH 2 CH2CH CHCH2CH 3 3 2 1 CH2 CH3 3-Etil-4,7-dimetilnonano En el siguiente caso se puede observar que hay una ramificación en otra ramificación. CH 3 1 2 Radicales de alcanos. Un radical es una molécula incompleta, los radicales de alcanos resultan de la pérdida de un hidrógeno, para nombrar los radicales de alcanos se cambia la terminación ANO del alcano por il o ilo. CH 3 5 6 CH 3CH CH 3 3 4 CHCH 2 CH 2 CH 7 8 CH 2 CH 9 10 CH 3 Se nombra como un decano 2,3,6-trisustituido CH 2CH 2 CH 2 CH 3 Alcano CH4 CH3CH3 CH3CH2CH3 CH3CH2CH2CH 3 Nombre Metano Etano Propano Butano Grupo alquilo -CH3 -CH2CH3 -CH2CH2CH3 -CH2CH2CH2CH3 Nombre(abreviatura) Metilo Etilo Propilo (Pr) Butilo (Bu) (Me) (Et) En este caso a esta ramificación con subramificación se le denomina sustituyente complejo, y para numerar, “se numera la cadena principal y se identifican los sustituyentes, en el nombre principal se escribe entre paréntesis . Ejemplos: 12.1.2. Nomenclatura de alcanos ramificados Para poder nombrar alcanos ramificados se debe tener en cuenta las siguientes reglas: Identificar la cadena principal, que es la que contiene el mayor número de átomos de carbono. 81 __________________________________________________________________QUÍMICA__________________________________________________________________ 5-(1,2-dimetilpropil) H3C CH3 9 8 7 6 5 1 2 6-(2-metilpropil) CH3 1 6 5 4 2 3 2 3 CH3 1 6 4 5 CH3CH2CH2CH2CHCHCHCH 3 4 3 2 CH3 3 4 5 6 8 CH3 10 CH3CHCHCH2CH2CHCH2CHCH3 CH3 CH2CH2CH2CH3 CH2CH2CHCH3 CH3 1 CH3 CH3 1,3-Dimetilciclohexano 2,3-Dimetil- 6-(2-metilpropil) decano 1,5-Dimetilciclohexano 2-Metil- 5-(1,2-dimetilpropil) nonano Para numerar se deben dar las posiciones más bajas posibles. 12.1.4. Obtención de alcanos La fuente principal de obtención de alcanos es el petróleo y el gas natural que está formado básicamente de metano, etano y otros alcanos menores, los otros alcanos se obtienen por cracking térmico y catalítico del petróleo. En el laboratorio se puede obtener metano por pirolisis del acetato de sodio, en presencia de cal sodada (NaOH + CaO). Isomería: Los alcanos dan lugar a isómeros de cadena a partir del butano: Butano C 4H10 Pentano C 5H12 CH3 CH2CH2CH2CH3 n-Pentano CH3 CH2 CH2 CH3 n-Butano CH3 CH CH3 dos isómeros CH3 2-Metilbutano CH3 CH3 CH2CHCH3 2-Metilbutano CH3 CH3 C CH 3 CH3 tres isómeros 2,2-Dimetilpropano CH3COONa (s) 12.1.5. Reacciones de alcanos φ NaOH.CaO CH4(g) 12.1.3. Nomenclatura de cicloalcanos Para nombrar cicloalcanos se antepone la palabra ciclo seguido del nombre que indica el número de carbonos. Los cicloalcanos se representan como figuras geométricas: Los alcanos se caracterizan por su escasa reactividad, para que reaccionen se necesitan condiciones muy enérgicas, como calor o radicación electromagnética: Reacción de combustión: C3H8 + 5O 2 Reacción de halogenación. 3CO 2 + 4 H 2O + Energía ciclopropano ciclobutano ciclopentano ciclohexano cicloheptano Ejemplos: CH4 + Cl 2 luz CH 3Cl + HCl CH3 3 carbonos CH2CH2CH2CH3 4 carbonos Esta es una reacción de SUSTITUCION, los hidrocarburos saturados sólo dan reacciones de sustitución. 12.2. Alquenos A los alquenos también se les conoce como “olefinas” (Olefiante = formador de aceite). Tiene la fórmula general CnH 2n. Metilciclopentano 1-Ciclopropilbutano Tiene prioridad la cadena con mayor número de carbonos 82 __________________________________________________________________QUÍMICA__________________________________________________________________ 12.2.1. Nomenclatura de alquenos CH2 CH2 Eteno CH3CH CH2 Propeno CH3CH2CH But-1-eno CH2 CH3CH CHCH 3 But-2-eno Se puede observar que aquí también se presenta el fenómeno de isomería, en este caso se forman isómeros de posición, en el caso de Buteno, este tiene dos isómeros. Un hidrocarburo con dos dobles enlaces es un dieno, mientras que uno con tres dobles enlaces es un trieno. Ejemplos: CH3 H C CH—CH 2 CH CH 2 2 CCH CH 2 CH2 CHCH CHCH CH 2 Buta-1,3-dieno un dieno Radicales de alquenos: 2 – Metilbuta -1,3-dieno un dieno Hexa-1,3,5-trieno un trieno Al igual que los alcanos, los alquenos también dan lugar a la formación de radicales por pérdida de un hidrógeno, para nombrarlos se utilizan las terminaciones enil. Eteno H2C = CH 2 Propeno CH3CH=CH 2 H2C = CH Etenil ( vinil) CH 3CH=CH - Prop-1-enil H2C=CHCH 2 - Prop-2-enil (alilo) El enlace pi impide la libre rotación de los grupos alrededor de un doble enlace; consecuentemente, los alquenos pueden exhibir isomería geométrica H C H3C C H trans -But-2-eno CH 3 H3C C H C CH 3 H cis -But-2-eno También hay estructuras cíclicas con dobles enlaces: Ciclopropeno Ciclobuteno Ciclopenteno Ciclohexeno 83 __________________________________________________________________QUÍMICA__________________________________________________________________ 12.2.2. Obtención de alquenos También la fuente principal de alquenos es el petróleo, mediante la deshidrogenación catalítica de alcanos: o asimétrico, y seguir la regla de Markovnikov que dice “en la adición de HX el hidrógeno se une al carbono que tiene más hidrógenos, mientras que X se une al carbono que tiene menos hidrógenos” CH3CH2CH3 catalizador CH3CH=CH2 + H2 CH2CH CHCH2 + HCl But-2-eno En el laboratorio se obtienen alquenos por deshidratación de alcoholes, el deshidratante más común para este proceso es el ácido sulfúrico. CH2CH CHCH2 H Cl 2-Clorobutano CH3 CHCH2 2-Cloro-2-metilbutano (único producto) H CH3CH 2OH Etanol 12.2.3. Propiedades físicas H2SO 4 CH 2=CH 2 eteno + H2O CH3 CH2C CHCH2 + HCl 2-Metilbut-2-eno (asimétrico) CH2C Cl CH3 CH2C H Desde el eteno hasta el buteno son gases, desde el pentano hacia delante son líquidos, al igual que los alcanos son insolubles en el agua, pero si son solubles en solventes orgánicos. 12.2.4. Propiedades químicas Los alquenos son muy reactivos, debido a la presencia del enlace pi dando reacciones de adición, de oxidación y de polimerización. CHCH2 Cl 2-Cloro-3-metilbutano (no se forma) d) Adición de H2O. Esta reacción se conoce como hidratación de alquenos, en este caso se obtienen alcoholes se da en medio ácido. H2C CH2 + H2O eteno H2C CH2 Reacciones de adición: a) Adición de X2. Los alquenos reaccionan con los halógenos dando derivados dihalogenados. H OH etanol H2C CH2 + Cl2 eteno H2C CH2 Reacciones de oxidación: a) Oxidación sin ruptura, oxidación con KMnO4 en frío, en este caso se forman dioles. Cl Cl dicloroetano b) Adición de H2. Cuando se adiciona hidrógeno, se forma el alcano correspondiente, esto se hace en presencia de catalizadores de Ni-Pt. H2C CH2 + KMnO 4 frio H2C CH2 eteno HO OH etanodiol H2C CH2 + H2 eteno c) H2C CH2 b) Oxidación con ruptura, oxidación con KMnO 4 en caliente, en este caso se forman ácidos carboxílicos correspondientes. H H etano Adición de HX. Se obtienen derivados halogenados. En este caso se debe tener en cuenta si la adición es sobre un alqueno simétrico H2C CHCH3 + KMnO4 eteno φ HOOCH + HOOCCH3 Dos ácidos carboxílicos 84 __________________________________________________________________QUÍMICA__________________________________________________________________ Reacciones de polimerización: El polietileno es el polímero más conocido, tiene como unidad fundamental el monómero eteno (CH2=CH2). Ejemplos de obtención de polímeros: 12.3.1. Nomenclatura Antiguamente, se usaban nombres comunes para la nomenclatura de los alquinos sencillos, en la que el acetileno (CH CH) se consideraba como base. Los grupos unidos a los átomos de carbono sp se nombraban como sustituyentes del acetileno. CH 3CH 2C CCH 3 CH 3C CCH 3 n H2C CH H Eteno H2C CH Cl Cloruro de vinilo H 2C CH CH2CHCH 2CHCH 2CH H H H n CH 2CH H n CH C C CH 5,7 – Dimetil non – 3 ino Pent -2- ino But -2- ino Buta - 1,3 - diino 12.3.2. Obtención polietileno (PE) CH2CHCH2CHCH2CH CH2CH Cl Cl Cl Cl Policloruro de vinilo (PVC) CH 2CHCH 2CHCH 2CHCH 2CH CN CN Poliacrilonitrilo (Orlón) CN CN ó CH2CH CN n CH2CH Cl n Debido a la reactividad del triple enlace, existe un poco de dificultad para la síntesis de alquinos, el enlace C C se encuentra en una diversidad de organismos vivos, particularmente en algunos mohos. El acetileno es una materia prima orgánica abundante y de gran importancia industrial. Puede prepararse fácilmente por la reacción entre el carburo de calcio y el agua: CaC2 + 2H 2 O HC CH + Ca(OH)2 CN Acrilonitrilo 12.2.5. Aplicaciones La mayor aplicación de los alquenos eteno, propileno y metil propileno, está dirigida hacia la obtención de plásticos, polietileno, polipropileno y el caucho sintético que es un polímero del butadieno. 12.3. Alquinos 12.3.3. Propiedades físicas El acetileno es un gas incoloro, insoluble en el agua y posee un olor desagradable. El acetileno arde con llama muy luminosa; uno de sus primeros usos fue como combustible en lámparas para mineros. Este gas se usa en la soldadura oxiacetilénica que se usa para soldar y cortar metales. 12.3.4. Propiedades químicas En su mayor parte, las reacciones de los alquinos son estrictamente análogas a las de los alquenos, es decir dan reacciones de ADICION, con la diferencia de que en vez de adicionar un mol de reactivo, adicionan dos moles de reactivo. a. Adición de X2 En este caso adicionan dos moles de halógeno, formando derivados tetrahalogenados: CH3C Propino CH + Cl 2 CH3C CH + Cl2 Cl Cl 1,2-Dicloropropeno Cl Cl CH3C CH Cl Cl 1,1,2,2-Tetracloropropano Los alquinos son hidrocarburos que contienen un triple enlace – C C –. El alquino más sencillo es el etino o acetileno (HC CH), por lo que a los alquinos de la serie homóloga se les llama también hidrocarburos acetilénicos. Los alquinos son isómeros de los dienos. La estructura electrónica del triple enlace de un alquino es muy similar a la del doble enlace de un alqueno. El acetileno tiene dos carbonos sp con enlaces sigmas lineales y dos enlaces pi que unen a los carbonos sp . Debido a que un orbital sp tiene más carácter s, los electrones de este orbital están más próximos al núcleo del átomo de carbono que los 2 3 electrones en un orbital sp o sp . Por lo tanto, el átomo de carbono sp de un alquino, es más electronegativo que la mayoría de los otros átomos de carbono. Así, un enlace CH de un alquino es más polar que un enlace CH de un alqueno o que uno alcano. b. Adición de HX 85 __________________________________________________________________QUÍMICA__________________________________________________________________ En este caso al igual que los alquenos depende si el alqueno es simétrico o asimétrico para seguir la regla de Markovnikov. CH3-C C-CH3 + HCl But-2-ino simétrico CH3-C C-CH3 H Cl 2-Clorobut-2-eno CH3-C H CH3-C C-H Propeno asimétrico + HCl C-H 1-Cloropropeno Cl (no se forma) El benceno es el más simple de la familia aromática, su fórmula molecular C6H6 indica que sólo existe un átomo de hidrógeno por cada átomo de carbono de la molécula. Esto implica un alto grado de insaturación y, por tanto, podría predecirse una gran reactividad para la molécula; pero esto no es así, ya que el benceno es altamente estable, es más, no da reacciones de adición sino mas bien, reacciones de sustitución como si fueran hidrocarburos saturados. August Kekulé en 1865 propuso que el benceno era una estructura hexagonal con dobles enlaces (simples y dobles alternados) y en cada carbono hay un solo átomo de hidrógeno que son equivalentes, esto sugiere que los dobles enlaces no son estáticos sino que son móviles. CH3-C C-H 2-Cloropropeno Cl H c. Adición de HCN El producto de la adición del HCN da la formación de los cianoalquenos de los cuales el cianoetileno es un importante producto químico. H-C C-H + HCN H-C H C-H Cianoetileno CN (acrilonitrilo) d. Formación de acetiluros Esta reacción es propia de los alquinos terminales, en este caso el alquino pierde un hidrógeno frente a una base muy fuerte como el amiduro de sodio, el alquino se comporta como si fuera un ácido. H-C C-H + NaNH2 amiduro de sodio H-C C Na + NH3 acetiluro de sodio También se pueden obtener acetiluros de plata o de cobre haciendo pasar acetileno gaseoso por una solución amoniacal de cloruro cuproso o de nitrato de plata. HC C H CuCl AgNO3 NH4 OH HC C C o HC C Ag acetiluro de cobre acetiluro de plata Los acetiluros de cobre y de plata se diferencian de los de sodio en que aquellos son extremadamente sensibles al impacto. En estado seco son muy explosivos. 12.4. Hidrocarburos aromáticos Para explicar la estabilidad del benceno se hace uso de la teoría de resonancia química, donde la estructura real del benceno, difícil de representar es un híbrido de resonancia, los electrones se encuentran resonando por encima y por debajo del plano hexagonal de carbonos. 86 __________________________________________________________________QUÍMICA__________________________________________________________________ X 1 2 Y X 1 3 X 1 Y para (p-) El sistema orto, meta y para es de uso exclusivo de sistemas cíclicos aromáticos. Ejemplos: A continuación se ilustra el uso de estos prefijos para nombrar algunos bencenos. orto (o-) Y meta (m-) 4 Cl Br Mientras que la longitud de los enlaces sencillos C-C es de 1,54 Å y la de los dobles enlaces C-C es de 1,34 Å, los enlaces carbono-carbono del benceno tienen longitud de 1,39Å. Esto se evidenció experimentalmente por difracción de rayos X. 12.4.1. Nomenclatura a. Hidrocarburos aromáticos monosustituidos. Los hidrocarburos aromáticos monosustituidos tienen nombres propios. Br o - dibromobenceno Cl OH p - clorofenol NH 2 m - cloroanilina Cuando en una estructura hay un nombre propio, esta tiene prioridad en el nombre del compuesto, como en el caso del p-clorofenol y la mcloroanilina. CH3 OH NH2 CHO CH=CH2 c. Hidrocarburos aromáticos con tres o mas sustituyentes Si en un anillo bencénico hay tres o más sustituyentes, se deben usar números. Tolueno b. Fenol Anilina Benzaldehído Estireno Br Br Br O 2N O2 N Cl NH2 CH 3 NO2 Hidrocarburos aromáticos disustituidos Cuando el benceno tiene dos sustituyentes existen tres posibilidades para ordenarlos: NO2 2,4,6-trinitrotolueno 1,2,4 - tribromobenceno 2 - cloro-4-nitroanilina d. Hidrocarburos aromáticos policíclicos. Algunos tienen nombres propios: 87 __________________________________________________________________QUÍMICA__________________________________________________________________ Naftaleno El benceno tiene un punto de fusión que es 100°C más alta que la del tolueno, o la del etilbenceno; esto se debe al perfecto empaquetamiento del benceno y a la disimietría que introducen las cadenas laterales. El benceno es muy volátil y sus vapores son inflamables y tóxicos (con acción cancerígena) por lo que hay que manejarlo con gran cuidado. Antraceno Fenantreno Benzopireno Otros de estructura regular utilizan prefijos de cantidad. Es interesante notar que muchos de los compuestos que se encuentran en el alquitrán de hulla que contienen cuatro o más anillos bencénicos fusionados son carcinógenos. Tetraceno Pentaceno benzopireno benzantraceno Los hidrocarburos aromáticos también dan lugar a la formación de radicales, a estos se les denomina radicales arílicos, por ejemplo: CH2 CH3 bencil naftil m-tolil fenil Los hidrocarburos formados por una parte aromática y otra alifática reciben el nombre de arenos, para nombrarlos se debe tener en cuenta el número de carbonos de cada parte, el que tenga el mayor número de carbonos tiene prioridad en la nomenclatura. CH2CH2CH2CH3 Butilbenceno CH2CH2CH2CH2CH2CH2CH3 1-Fenilheptano 12.4.2. Obtención La principal fuente de obtención de hidrocarburos aromáticos es el petróleo y del carbón. 12.4.3. Propiedades físicas Al igual que los hidrocarburos alifáticos y alicíclicos, el benceno y otros hidrocarburos aromáticos son no polares. Son insolubles en el agua, pero solubles en disolventes orgánicos, tales como éter dietílico, tetracloruro de carbono o hexano. El benceno mismo es un disolvente que se ha usado ampliamente. 88 __________________________________________________________________QUÍMICA__________________________________________________________________ 12.4.4. Propiedades químicas Debido a la estabilidad que se obtiene por resonancia, los hidrocarburos aromáticos dan reacciones de sustitución, pero en presencia de catalizadores ácidos de Lewis. Las principales reacciones son: a. Halogenación La halogenación se efectúa tratando con un halógeno en presencia de una sal del mismo halógeno: Br + Br2 Benceno b. Nitración FeBr3 + Bromobenceno HBr unidades químicas constituyentes del ADN y del ARN. En el caso de las bases heterocíclicas nitrogenadas se indica también el átomo de nitrógeno de la base que está unido al azúcar. En la siguiente figura se representa esquemáticamente un fragmento de ADN que está constituido por dos cadenas complementarias que se mantienen unidas por los puentes de hidrógeno que se establecen entre las bases adenina-timina y guanina citosina. El benzopireno es un hidrocarburo aromático constituyente, entre otros centenares de compuestos, del humo del tabaco. El benzopireno mismo no es cancerígeno pero en el proceso de inhalación del humo del tabaco el benzopireno penetra en el organismo y resulta oxidado por determinadas enzimas, como la P-450-mono-oxigenasa, que lo convierte en el epóxido A. Este compuesto es hidrolizado por el enzima epóxidohidratasa al diol B. Una segunda epoxidación enzimática del compuesto B por la P450-mono-oxigenasa lleva al epoxidiol C. La nitración se consigue tratando benceno con una mezcla de ácido nítrico concentrado y ácido sulfúrico concentrado NO2 + HNO3 Benceno c. Sulfonación H2SO 4 + H2O Nitrobenceno El benceno al ser tratado con ácido sulfúrico caliente, produce un derivado soluble en agua, el ácido bencensulfónico. + H2SO4 Benceno φ SO3H + H2O Acido bencensulfónico Los hidrocarburos aromáticos, el tabaco y el cáncer El ácido desoxirribonucleico (ADN) y el ácido ribonucleico (ARN) son enormes biomoléculas encargadas de la transmisión del mensaje genético en los organismos vivos. Tanto el ADN como el ARN no son más que largas secuencias de nucleótidos que están unidos por puentes fosfato. Un nucleótido es un compuesto que consta de un azúcar (desoxirribosa en el caso del ADN y ribosa en el caso del ARN) y una base heterocíclica (adenina, guanina, timina o citosina). En la siguiente figura se indican las 89 __________________________________________________________________QUÍMICA__________________________________________________________________ 12.4.5. Aplicaciones 6. En la industria el benceno se utiliza como solvente y como material de partida para la fabricación de muchos otros productos. El tolueno se emplea como disolvente de lacas y en la fabricación de colorantes, medicamentos y explosivos. Los xilenos son buenos disolventes de las grasas y aceites, se emplean en la limpieza platinas y lentes ópticos de los microscopios. El nitrobenceno se utiliza mucho en la fabricación de anilina un componente básico de colorantes y medicamentos. El fenol es un antiséptico y germicida Las sustancias que contienen el anillo bencénico se encuentran comúnmente en los reinos animal y vegetal. No obstante son más abundantes en el reino vegetal. Los vegetales tiene la capacidad de sintetizar el anillo bencénico a partir de dióxido de carbono, agua y otros materiales inorgánicos. Los animales no pueden realizar esta síntesis y son dependientes de los compuestos bencenoides para su supervivencia. Por lo que el animal debe obtener estos compuestos a partir de los alimentos que ingiere. Entre los compuestos necesarios para el metabolismo animal pueden mencionarse los aminoácidos Fenilalanina, Tirosina y Triptofano y ciertas vitaminas como la vitamina K, riboflavina y ácido fólico. 12.5. Ejercicios 1. Indique el nombre incorrecto del hidrocarburo, según IUPAC. A. 2,2-dimetilbutano C. 3,3-dietil-5,5-dimetilheptano E. 3-etil-4-metilhexano 2. B. 2,2,3-trimetilbutano D. 2,4-dietilpentano Una mezcla de 15ml. de etano y metano dio por combustión completa, 20ml. de dióxido de carbono. ¿Cuál es la composición volumétrica de la mezcla? A. 5, 10 B. 7, 8 C. 10, 6 D. 5, 9 E. 4, 10 Los compuestos que son derivados de la sustitución de los hidrógenos del acetileno por átomos de metal (Na, Cu, Ag, etc) se llaman: A. Acetiluros B. Hidruros C. Carburos D. Cianuros E. Sales El Carburo de calcio comercial es de 64% de pureza ¿Qué volumen en litros de acetileno se puede obtener en condiciones normales a partir de un kilogramo de carburo? (Ca=40, C=12, H=1) 2 3 -2 A. 22,4 B. 22,4x10 C. 224 D. 22,4x10 E. 22,4x10 ¿A partir de que hidrocarburo, por oxidación con permanganato de potasio se obtiene 2 moles de acido etanoico? A.CH3-CH=CH2 B. CH3-CH=CH-CH3 C. CH 3-CH2-CH=CH2 D. CH3-C CH E. CH3-CH=CH-CH 2-CH3 7. 8. 9. 10. La composición de un alcohol es C5H12O; que por deshidratación con ácido sulfúrico concentrado da lugar a una mezcla de 2-metilbut-1-eno y 2-metilbut-2-eno. Indicar el nombre del alcohol. A. Pentan-1-ol B. 2-metilbutan-1-ol C. 2-metilbutan-2-ol D. 4-metilbutan-2-ol E. 3-metilbutan-1-ol 11. ¿A partir de que alqueno se puede obtener, por hidratación un alcohol terciario? A. Eteno B. Propeno C. Metilpropeno D. 3-metilbut-1eno E. 3,3-dimetilbuteno. 12. ¿Qué sustancia Ud. Utilizaría como reactivo para obtener propano-1,2diol a partir del propeno? A. O 3 B. KMnO4 C. H 2O D. CaO E. H2SO4 13. ¿Cuál es el alqueno que por oxidación con permanganato de sodio en medio ácido y calor puede dar como producto una mezcla de propanona, dióxido de carbono y agua? A. But-2-eno B. But-1-eno C. Metilpropeno D. Pent-2-eno E. Eteno 14. El compuesto que se presenta en la figura se denomina: ¿Cuál de las siguientes relaciones, radical y nombre es incorrecto? A. CH : etinil B. CH 2=CH : etenil C. CH3-CH2 : etil D. C 6H5 : fenil E. CH4 : metil ¿Qué hidrocarburo se obtiene por cracking catalítico del acetato de sodio con cal sodada? A. Na2CO B. CaCO3 C. CH4 D. CH3-CH3 E. CH 2=CH2 A partir de que hidrocarburo se obtiene un solo producto monoclorado por el proceso de cloración fotocalalítico. A. Pentan B. Isopentano C. Neopentano D. Eteno E. Etino ¿cuál es el hidrocarburo que por combustión completa da como producto dos moles de CO2 y un mol de H2O? A. Metano B. Etano C. Eteno D. Etino E. Propano. 3. 4. 5. 90 __________________________________________________________________QUÍMICA__________________________________________________________________ a) b) c) d) e) 3-amino-5-clorofenol 1-hidroxi-3-Cloro-5-aminobenceno 1-hidroxi-4-Cloro-2-nitrobenceno Cloroaminobenzol Nitroclorobenzol OH 23. Un hidrocarburo de fórmula molecular C4H6 reacciona con dos moles de cloro para dar C4H6Cl4 ¿Cuál es la estructura del compuesto original? 24. Un hidrocarburo de fórmula molecular C5H8 se combina con dos moles de hidrógeno para dar el 2-Metilbutano ¿Cuál es la fórmula estructural del compuesto? 25. Escriba las fórmulas estructurales de los siguientes compuestos: a) Oct-4-ino b) 2-clorobuta-1,3-dieno c) 3,3-dimetilciclobuteno d) 4-etil-2-metilhex-1-eno e) Cicloocta-1,3,5,7-tetraeno 26. Escriba la fórmula estructural de los siguientes compuestos. A. m-xileno B. p-dinitrobenceno C. 2-bromo-1,3-dimetilbenceno D. 3,4-Dimetiltolueno E. Fenilacetileno 27. ¿Cuál es el producto que se espera cuando dos moles de HCl se agregan sucesivamente al acetileno? 28. Nombrar las siguientes estructuras: c) d ) Cl NH2 15. Un hidrocarburo tiene una masa molar de 114 g/mol; ¿Cuál es el nombre del hidrocarburo? a) Octano B. Octeno C. Actino D. Cicloocteno E. Ciclooctino 16. Dos hidrocarburos A y B tienen una masa molar de 84 g/mol cada uno. El hidrocarburo A no reacciona con el KMnO4 pero si reacciona con el bromo, mientras que el hidrocarburo B reacciona con KMnO 4 y con el bromo. Los nombres de los hidrocarburos A y B son: A. Ciclohexano – hexeno B. Hexano y hexeno C. Ciclohexano y ciclohexeno D. Ciclohexeno y ciclohexano E. Hexano y ciclohexeno 17. ¿Qué producto se obtiene por reacción de adición del cloruro de hidrógeno sobre, 2-metilbut-2-eno? 18. ¿Cuál es la clasificación del hidrocarburo que decolora una solución de bromo en tetracloruro de carbono y permanganato de potasio? 19. Ordene en forma ascendente según la temperatura de ebullición de los siguientes compuestos: metano, propano, hexano, 2-metilpentano y 2,2- dimetilbutano. 20. Sustancia de composición C 4H4, forma un precipitado al ser tratado con solución de nitrato de plata amoniacal, adiciona tres moles de hidrógeno por cada mol y libera dióxido de carbono por oxidación con solución de permanganato de potasio en medio ácido. ¿Cuál es el nombre del compuesto? 21. Dé el nombre de los siguientes compuestos: a. (CH3)2CHCH2CH2CH(CH3)CH2CH3 b. CH 3CH 2CH 2C(CH3) 3 c. (CH3)2CHC(CH 3)2C(C2H 5)3 d. (CH3)2CHCH(C3H7)CH2CH(CH3)2 b) h) i) g) e) f) j) k) l) m) n) o) p ) 22. ¿Cómo se obtiene industrialmente el acetileno? 91 __________________________________________________________________QUÍMICA__________________________________________________________________ TEMA 13 COMPUESTOS OXIGENADOS El etanol, por ejemplo, es una de las sustancias orgánicas más simples y mejor conocidas, y se usa como aditivo de combustibles, como solvente industrial y en bebidas. 13.1.1. Clasificación 13.1. Alcoholes Estructura. La estructura de un alcohol se asemeja a la del agua puesto que un alcohol procede de la sustitución formal de uno de los hidrógenos del agua por un grupo alquilo. Los alcoholes presentan el grupo funcional . Un alcohol puede clasificarse como primario (1°), secundario (2°) o terciario (3°), dependiendo del número de sustituyentes de carbono unidos al átomo C que tiene el grupo hidroxilo. H R C H Un alcohol primario (1°) H OH R C R Un alcohol secundario (2°) R OH R C R Un alcohol terciario (3°) OH Por el número de oxidrilos los alcoholes pueden ser monoles y polioles: Monoles CH3OH En el metanol el ángulo del enlace C-O-H es de 108.9º. Este ángulo es mayor que en el agua debido a la presencia del grupo metilo, mucho más voluminoso que el átomo de hidrógeno, que contrarresta el efecto de compresión del ángulo de enlace que provocan los dos pares de electrones no enlazantes. Las longitudes de enlace O-H son aproximadamente las mismas en el agua que en los alcoholes, pero la distancia de enlace C-O es bastante mayor (1.4 Å) debido al mayor radio covalente del carbono en comparación con el del hidrogeno. Los alcoholes pueden considerarse como los derivados orgánicos del agua, donde uno de los hidrógenos es sustituido por un grupo orgánico: H - O - H pasa a ser R - O – H. Polioles OH CH2 - CH2 OH OH un diol CH2 OH CH OH un triol CH2 OH CH3CH 2OH 13.1.2. Nomenclatura Los alcoholes simples se nombran en el sistema IUPAC como derivados del alcano principal, usando el sufijo ol: OH OH C OH Un fenol C C Un alcohol Un enol 92 __________________________________________________________________QUÍMICA__________________________________________________________________ C H C H 3O H 3C 2O H H OH Metanol (alcohol metílico) Etanol (alcohol etílico) Ciclohexano l C 22 H OH OH CH Etano 1-2 diol Como se puede ver no existen alcoholes gaseosos, todos son líquidos y los de mayor masa molar son sólidos. La causa de los puntos de ebullición altos es que los alcoholes, como el agua, están muy asociados en solución debido a la formación de los llamados puentes de hidrógeno. R O C 2 H OH C H OH C 2 H OH δ- R O H δ+ δ- R O H δ+ δδ- OH Feno l OH Nafto l H δ+ O δ- H δ+ H O R δ+ Propano-1,2,3(glicerina triol ) R 13.1.3. Obtención Los alcoholes se obtienen por hidratación de alquenos: H2C CH2 H OH Eteno Etanol Otro método de obtención de etanol es por fermentación de carbohidratos C 6 H 12O Enzimas de la levadura 6 H2C CH2 + H2O Los alcoholes son solubles en el agua debido a que se puede formar enlace puente de hidrógeno entre el alcohol y el agua, pero la solubilidad de los alcoholes disminuye a medida que se incrementa la cadena carbonada. Otro factor que se debe tener en cuenta para predecir la solubilidad es la presencia de uno o más grupos OH, en el caso del propanol es parcialmente soluble, mientras que la glicerina (propanotriol) es soluble. 13.1.5. Propiedades químicas Las propiedades químicas de los alcoholes dependen del grupo - O – H, aquí se puede ver que hay ruptura del enlace O – H y ruptura del enlace C – OH. a. Reacción de acidez. Los alcoholes se comportan como ácidos cuando pierden el hidrógeno del O – H, esto sucede sólo cuando los alcoholes están frente a los metales alcalinos. 2 CH3 CH2 OH + 2 CO 2 El metanol y el etanol son dos de los compuestos químicos industriales más importantes. En la actualidad se produce metanol por reducción catalítica de CO con hidrógeno gaseoso. CO + 2H 400°C 2 Óxido de cinc/cromo CH OH 3 13.1.4. Propiedades físicas En la siguiente tabla se ven los puntos de ebullición de algunos alcoholes: Alcohol CH3 – OH CH3 CH2 -OH CH3 CH2 CH2-OH CH3(CH2)10 CH2-OH p. eb. (°C) 64,5 78,3 97 Solubilidad Soluble Soluble parcialmente insoluble un alcohol un alcóxido CH3CH2-O-H + Na CH 3CH2-O-Na + 1/2 H2 etanol etóxido de sodio Esta reacción implica la ruptura del enlace O – H. b. Deshidratación de alcoholes Una de las reacciones más importantes del enlace C - O de los alcoholes es la deshidratación para formar alquenos. Se rompe el enlace carbono - oxígeno, se rompe un enlace C - H vecino y se forma el enlace pi del alqueno: H C C OH C C + H 2O Una reacción de deshidratación CH3OH-CHOH-CH2 –OH soluble 93 __________________________________________________________________QUÍMICA__________________________________________________________________ c. Oxidación de alcoholes La reacción más importante de los alcoholes es su oxidación para producir compuestos carbonílicos. Los alcoholes primarios forman aldehídos o ácidos carboxílicos; los alcoholes secundarios generan cetonas, y los alcoholes terciarios no reaccionan con la mayoría de agentes oxidantes. arílicos o vinílicos, y el átomo de oxígeno puede ser parte ya sea de una cadena abierta o de un anillo. Tal vez el mejor éter conocido es el éter dietílico, una sustancia familiar que se ha usado en medicina como anestésico y se emplea mucho en la industria como solvente. Otros éteres útiles son el anisol, un éter aromático de olor agradable que se usa en perfumería, y el tetrahidrofurano (THF), un éter cíclico a menudo usado como solvente. O CH3CH2 O CH 2CH3 Eter dietílico Anisol O CH 3 H2C CH2 O alcohol 1º CH3CH2OH + [Ox] etanol aldehído CH3CHO + [Ox] etanal ácido carboxílico CH3COOH ácido etanoico H2C CH2 Tetrahidrofurano alcohol 2º CH3CHCH 3 + [Ox] OH Propan-2-ol cetona CH 3COCH 3 13.2.1. Nomenclatura Cuando los dos residuos orgánicos son iguales se utiliza prefijos de cantidad, por ejemplo: CH 3 – O – CH3 C2H5 – O – C2H5 Dietil éter Eter etílico C 6H5 – O – C6H5 Difenil éter Eter fenílico alcohol 3º CH3 H3C C OH + [Ox] No hay reacción Dimetil éter Eter metílico CH3 2-metilpropan-2-ol (ter-butanol) 13.1.6. Aplicaciones El alcohol etílico comercial de 95% de pureza se emplea como disolvente, en la fabricación de perfumes, pinturas, lacas barnices y goma laca, también se usa en la fabricación de otros compuestos orgánicos. El propan-2-ol (alcohol isopropílico) no se absorbe por la piel y su uso principal es como frotación. El etanodiol (etilenglicol), se usa como anticongelante en radiadores de los motores debido a su eficacia para bajar el punto de congelación del agua. La glicerina, es un líquido viscoso de sabor dulce, soluble en agua, se utiliza en la fabricación de perfumes y cosméticos; en tintas y arcillas plásticas para evitar la deshidratación; en la fabricación de plásticos, recubrimientos superficiales y finalmente en la producción de nitroglicerina un explosivo. 13.2. Éteres Un éter es una sustancia que tiene dos residuos orgánicos unidos al mismo átomo de oxígeno, R - O - R’. Los residuos orgánicos pueden ser alquílicos, Cuando los residuos orgánicos no son los mismos se denominan identificando los dos residuos orgánicos y anteponiéndoles la palabra éter. Por ejemplo: Propil Pentil O O Pentil propil éter Eter Pentilpropilico Butil fenil éter Eter Butilfenilico O Ciclobutil fenil éter Eter Ciclobutilfenilico 13.2.2. Eteres cíclicos Los epóxidos u oxiranos son éteres cíclicos de tres miembros que generalmente se forman por oxidación con peroxiácidos de los alquenos correspondientes. El nombre común de un epóxido se obtiene agregando la palabra “óxido” al nombre del alqueno que se oxida. Las reacciones siguientes muestran la síntesis y los nombres comunes de algunos epóxidos simples: O H2 C CH2 + O C OOH ácido perbenzoico H2C CH2 + O C OH ácido benzoico etileno óxido de etileno 94 __________________________________________________________________QUÍMICA__________________________________________________________________ H O C OOH H O H Ciclohexeno H óxido de ciclohexano El óxido de etileno es el epóxido más simple, es un intermediario en la manufactura tanto del etilenglicol (anticongelante) como de los polímeros de poliéster. 13.3. Aldehídos y cetonas Los aldehídos y cetonas son sólo dos de las muchas clases de compuestos orgánicos que contienen grupos carbonilos. Una cetona contiene dos grupos alquilo (o arilo) unidos al carbono carbonílico, mientras que un aldehído tiene un grupo alquilo (o arilo) y un átomo de hidrógeno unidos al carbono carbonílico. O C R H Un aldehído R-CHO R O C R' R-CO - R' Una cetona 13.3.1. Nomenclatura En el sistema IUPAC, el nombre de un aldehído deriva del correspondiente alcano mediante el cambio de la letra -o por -al. No es necesario numerar la cadena; al carbono del grupo aldehído -CHO se le asigna el número 1. O CH3 C H etanal Para los aldehídos más complejos en los cuales el grupo -CHO está unido a un anillo se usa el sufijo carbaldehído. O CH3 CHC H Cl 2-cloropropanal O CH3 CH CHC H CHO 1 2 CHO Ciclohexanocarbaldehído But-2-enal Naftaleno-2-carbaldehído 13.3.2. Obtención La manera más sencilla de sintetizar un aldehído o cetona de estructura sencilla, en el laboratorio, es por oxidación de un alcohol. CH3CH2OH + [Ox] Etanol CH3CHCH 3 + [Ox] OH Propan-2-ol CH 3CHO Etanal CH 3COCH 3 Propanona [Ox] = K 2Cr2O7 Las cetonas se nombran sustituyendo la - o final del nombre de alcano por ona. Se usan números si es necesario. O CH3 C CH 2 CH 2 CH3 Pentan-2-ona O O O ciclohexanona CH3 C CH 2C CH3 Pentano-2,4-diona 95 __________________________________________________________________QUÍMICA__________________________________________________________________ 13.3.3. Propiedades físicas Los aldehídos no pueden formar entre ellos enlaces puentes de hidrógeno por esta razón presentan bajos puntos de ebullición con respecto a los alcoholes que les dieron origen, la metanal es un gas. Como se puede ver en la siguiente tabla. Propiedades físicas de algunos aldehídos y cetonas. Aldehído: CH3−CH2−CHO + [Ox] → CH 3−CH2−COOH Propanal Acido propanoico CH3−CO-CH3 + [Ox] → CH3−COOH + H−COOH Propanona Ac. Etanoico Ac. Metanoico Cetona : Nombre común o trivial Aldehídos Formaldehído Acetaldehído Propionaldehído Butiraldehído Estructura p.eb. °C Solubilidad en H2O a 25ºC HCHO CH3CHO CH3CH 2CHO CH3CH 2CH2CHO - 21 20 49 76 ∞ ∞ 16g / 100mL 7g /100mL Oxidación con el reactivo de Tollens. El Tollens es el complejo de plata + amoniacal [Ag(NH3)2] , ión diaminplata (I), es un oxidante moderado, oxida a los aldehídos al correspondiente ácido carboxílico y la plata se reduce a se estado elemental, evidenciándose como un espejo de plata. H OH + R C + [Ag(NH3)2] R C + Ag + NH O 3 O Con las cetonas no ocurre esta reacción. Oxidación con el reactivo de Fehling. El reactivo de Fehling es una mezcla de Sulfato de cobre, tartrato doble de sodio y potasio en medio fuertemente alcalino. Cetonas Acetona metil - etil – cetona Acetofenona CH 3COCH3 CH 3COCH2CH3 C6H 5COCH3 56 80 202 ∞ 26 g/100mL insoluble Aldehído: HCHO + Cu Pero se puede ver que son solubles en agua, esto se debe a que si pueden formar enlaces de hidrógeno con el solvente que en este caso es el agua. 13.3.4. Propiedades químicas Los aldehídos y cetonas pueden dar dos tipos de reacciones: oxidación y adición. a. Reacciones de oxidación. Oxidación con KMnO4 y HNO3. Los aldehídos se oxidan fácilmente y forman ácidos. Mientras que las cetonas no se oxidan moderadamente, pero si se oxidan enérgicamente con oxidante fuertes como el KMnO 4 y HNO 3, en este caso se rompe la molécula en el grupo funcional y produce mezcla de ácidos. b. Cetona: 2+ → H -COOH + H2O + Cu2O Rojo ladrillo 2+ CH3−CO-CH 3 + Cu → No reacciona Reacciones de adición. El centro de reactividad en aldehídos y cetonas es el enlace pi del grupo carbonilo. Al igual que los alquenos, los aldehídos y cetonas reaccionan por adición de reactivos nucleofílicos (Nu) al enlace pi. OH O R C R + H - Nu R C Nu R 96 __________________________________________________________________QUÍMICA__________________________________________________________________ Reacciones simples de adición por ataque de nucleófilos al carbono carbonílico: O C+ R R + OH Nu H + CH3(CH2) 3COOH CH3(CH2) 4COOH CH3(CH2) 5COOH Pentanoico Hexanoico Heptanoico valérico caproico enántico R C Nu R En el caso de estructuras cíclicas se utiliza la terminación carboxílico. 13.3.5. Aplicaciones El formaldehído es el miembro más importante se expende como una solución acuosa al 40% con el nombre de formol, se utiliza en la fabricación de la bakelita. Posee la propiedad de endurecer las proteínas, haciéndolas insolubles en el agua, por esta razón se le utiliza como embalsamador y para conservar especies biológicas. La etanal sirve como material de partida para la preparación de otros compuestos orgánicos. Cuando se calienta en presencia de un ácido, se polimeriza fácilmente formando un líquido estable llamado paraldehído, que se utiliza como hipnótico y como sedante. La acetona es la más importante de las cetonas, actualmente se la prepara a partir del alcohol isopropílico, se emplea principalmente como solvente. También es un intermediario en la síntesis de cloroformo, yodoformo y otros compuestos. 13.4. Ácidos carboxílicos Un ácido carboxílico es un compuesto orgánico que contiene el grupo carboxilo, -COOH. El grupo carboxilo tiene un grupo carbonilo y un grupo oxidrilo; las interacciones de estos grupos llevan a una reactividad que es única de los ácidos carboxílicos. 13.4.1. Nomenclatura Para nombrar ácidos carboxílicos siempre se antepone la palabra ácido y se cambia la o final del alcano por oico, en la siguiente tabla se dan los principales ácidos carboxílicos donde se indica el nombre sistemático así como su nombre común. Estructura HCOOH CH3COOH CH3CH2COOH CH3(CH2)2COOH Nombre sistemático Metanoico Etanoico Propanoico Butanoico Nombre trivial fórmico acético propiónico butírico También existen ácidos carboxílicos de función mixta, a menudo reciben nombres propios. OH CH 3 CH COOH O CH3 C COOH Acido Propan-2-onaoico (acido pirúvico) H2N CH2 COOH 6 5 4 COOH 1 2 3 5 4 COOH 1 2 3 Br Acido 3-bromociclohexanocarboxílico Acido 1-ciclopentanocarboxílico Los ácidos dicarboxílicos se nombran con la terminación dioico. Nombre sistemático Etanodioico Propanodioico Butanodioico Bencenodioico o – Ftálico Nombre trivial Oxálico Malónico Succínico Estructura HOOC – COOH HOOC – CH2 - COOH HOOC – (CH2)2 - COOH COOH COOH Acido Propan-2-hidroxioico (Acido láctico) Acido etan-2-aminoico (glicina) Se debe tener en cuenta a los ácidos grasos superiores: 97 __________________________________________________________________QUÍMICA__________________________________________________________________ C17H35COOH ácido octadecanoico ácido esteárico C17H33COOH ácido ocadecenoico ácido oleico C15H31COOH ácido hexadecanoico ácido palmítico Debido a la polaridad del grupo carboxilo pueden formar enlace de hidrógeno con el solvente agua, esto explica su solubilidad, pero esta disminuye a medida que se incrementa la cadena carbonada. O H 3C C O H O H O C CH 3 13.4.2. Obtención a. Oxidación de alcoholes primarios y aldehídos. La oxidación de alcoholes primarios es el proceso más común para obtener ácidos carboxílicos, porque los alcoholes están disponibles fácilmente. 13.4.4. Propiedades químicas Dado su carácter ácido, los ácidos carboxílicos al reaccionar con las bases pueden formar las correspondientes sales: CH 3−CH2−COOH + Na (OH) → CH3−CH 2−COONa + H2O Propanoato de sodio 13.5. Derivados de ácidos carboxílicos RCH 2OH + [Ox] R-COOH R-COOH RCHO + [Ox] b. Oxidación de alquenos Ejemplos Clase Halogenuros ácido de Estructura CH 3COCl Nombre común cloruro de acetilo La oxidación vigorosa de alquenos fracciona el alqueno a nivel del doble enlace produciendo dos ácidos carboxílicos, esta reacción sirve para localizar la posición del doble enlace. CH3 CH2CH=CHCH3 + Pent-2-eno [Ox] CH3 CH2 COOH + HOOCCH3 3 Acido Acido propanoico etanoico COCl Cloruro de benzoilo Anhídrido acético 13.4.3. Propiedades físicas Los ácidos carboxílicos son líquidos y sólidos, no existen ácidos carboxílicos gaseosos, esto se debe a la formación de enlaces puentes de hidrógeno, por esta razón se observa que son líquidos de alto punto de ebullición como se muestra en la siguiente tabla. Estructura HCOOH CH3COOH CH3CH2COOH CH3CH2CH2COOH C17H 35COOH Punto de ebullición (°C) 100,5 118 141 163 Solubilidad en H2O a 20°C ∞ ∞ ∞ ∞ insoluble Anhídrido de ácido (CH 3CO)2O CO 2 O Anhídrido benzoico Acetato de etilo Benzoato de metilo Ester CH3COOCH2CH3 COO CH3 13.5.1 Ésteres Los ésteres, una de las clases de compuestos orgánicos más útiles, se pueden convertir en una gran variedad de otras sustancias. Los ésteres son comunes en la naturaleza. Los ésteres volátiles dan aromas agradables a muchos frutos y perfumes. Las grasas y las ceras son ésteres. 98 __________________________________________________________________QUÍMICA__________________________________________________________________ R COOH + Acido R' OH R CO.O Ester O R' + H2O R O C O H + HO O C R R O C O O C R + H2O Alcohol Esterificación: O COH + CH 3OH ácido benzoico metanol (exceso) H+ dos moléculas de ácido Por ejemplo: O H3C C O H + HO O C CH3 un anhídrido de ácido O H3C C O O C CH3 + H 2O calor COCH3 + H 2O benzoato de metilo dos moléculas de ácido acético 13.6. Ejercicios 1. anhídrido acético Hidrólisis alcalina (saponificación) La hidrólisis de un éster con una base, o saponificación, es una reacción irreversible. Puesto que es irreversible, la saponificación da con frecuencia mejores rendimientos de ácido carboxílico y alcohol que la hidrólisis ácida. Ya que la reacción ocurre en medio básico, el producto de la saponificación es la sal del ácido carboxílico o carboxilato. Se genera el ácido libre cuando se acidifica la disolución. Nótese que el OH- es un reactivo y no un catalizador en esta reacción. Saponificación Escribir V (verdadero) o F (falso) según corresponda y escoger el conjunto correcto: I. Los aldehídos resultan de la oxidación de alcoholes primarios. II. Las cetonas no se oxidan fácilmente. III. El primer aldehído es etanal. IV. La primera cetona es propanona. VVFV. B. VFVF C. FFVF. D. FVFV. E. FVVV. O COCH 3 + Benzoato de metilo O OH calor A. 2. CO - + CH 3 OH ion benzoato metanol La siguiente estructura se conoce como corona, indique a que tipo de función orgánica corresponde a) b) c) d) e) Oico Alcohol Aldehído Cetona Éster O O O 13.5.2. Halogenuros de ácido Los halogenuros de acido son los derivados más reactivos de los ácidos carboxílicos. Los cloruros de acilo son más comunes y más baratos que los bromuros o yoduros. Generalmente se preparan por la reacción de los ácidos con cloruros de tionilo o con pentacloruro de fósforo. O O O O R C OH + SOCl 2 cloruro de tionilo R C O + HCl + Cl SO 2 3. ¿Cuál de los siguientes reactivos se utilizan para diferenciar aldehídos de cetonas? + a) [Ag(NH3)2] b) CuSO4 c) NaOOC – CH(OH) – CH(OH) – COOK d) HNO2 e) KMnO4 13.5.3 Anhídridos de ácido Los anhídridos de ácido son derivados de los ácidos que se forman al quitar una molécula de agua a dos grupos carboxílicos y al unir los fragmentos: 99 __________________________________________________________________QUÍMICA__________________________________________________________________ 4. De las siguientes estructuras, indique la que corresponde a un hidroxiácido COOH a) OH b) O OH c) O NH2 OH 9. Para diferenciar R- CHO de R’ – CO – R, se utiliza: a) Solución de cobre en medio alcalino b) Nitrato de plata amoniacal c) Permanganato de potasio d) Reactivo de Lucas e) Reactivo de Mayer 10. El reactivo de Fehling sirve para: a) Cuantificar a los ácidos carboxílicos b) Reconocer los alcoholes primarios c) Reconocer las aminas d) Para determinar la posición del anillo aromático e) Descarta la presencia de cetonas. 11. Identifique la función orgánica y nombre de los siguientes compuestos: O d) O O OH e) OH 5. ¿Cuál de las siguientes estructuras corresponde a un éster? O O a) O d) O d) O C O C e) O O a) CH3CH2CH2 O CH2 CH3 b) CH2 CH3 O O c) O O b) O e) Cl O g) O f) O OH c) O Na CHO h) i) O H NH2 j) O NH2 6. La deshidratación de un isómero del butanol con ácido sulfúrico concentrado dio But-2-eno como único producto ¿Cuál es la fórmula estructural del alcohol? 7. Dos compuestos A y B, tienen como fórmula C 5H10O, el compuesto A reacciona con el Tollens y con el Fehling, mientras que B no reacciona con ninguno de los dos, el compuesto B da positivo el ensayo de yodoformo. Indique las estructuras y nombres de los compuestos A, B . De los siguientes compuestos indique el que corresponde a un ácido aromático. a)CH3CH2CH2COOH b)C6H 5COOH c)CHOCH2CH2COCH3 d)CHOCH(OH)CH2OH e)CH3COOCH2CH3 TEMA 14 FUNCIONES ORGÁNICAS NITROGENADAS 8. Son aquellas en las que no puede faltar Nitrógeno en su molécula. Entre las principales funciones tenemos: Aminas, Amidas y Nitrilos. 100 __________________________________________________________________QUÍMICA__________________________________________________________________ 14.1. Aminas Son compuestos derivados de la sustitución parcial o total de los átomos de hidrógeno del amoniaco (NH3) o del hidróxido de amonio (NH4OH), por radicales alquílicos o arílicos. 14.1.1. Clasificación y nomenclatura de las aminas Las aminas se pueden clasificar en primarias, secundarias o terciarias, de acuerdo con el número de sustituyentes alquilos o arilos unidos al nitrógeno. un C unido al N dos C unidos al N H2N CH 2 CH2 CH2 CH2 NH2 Butano-1,4-diamina (putrescina) Si hay más de una clase de grupo alquilo unido al nitrógeno, se considera al más grande como base, designándose los demás como prefijos N-alquilo. Propano-1,3-diamina H2N CH 2 CH2 CH2 NH 2 H CH3CH2CH2CH2 N C2H5 N- Etilbutilamina CH3 CH3CH2CH2CH2CH3 N C2H5 N-Etil-N-metilbutilamina tres C unidos al N CH 3 NH 2 NHCH 3 aria (CH 3 CH2 ) 3 N aria una alquil-amina1 3ria una aril-alquil-amina2 una trialquil-amina Cuando existe otro grupo funcional con prioridad, se utiliza el prefijo amino. NHCH 3 H2 NCH 2 CH 2 OH 2-amino-etan-1-ol 3 ácido 2-( N-metil-amino)propanoico Debe observarse que esta clasificación es diferente de la de los halogenuros de alquilo o los alcoholes, que se basa en el número de grupos unidos al átomos de carbono que lleva el grupo halógeno u oxidrilo. tres C unidos al C CH CH COOH CH3 H3C C OH H3 C CH3 C NH2 un C unido al N CH3 2-metil-propan-2-ol un alcohol terciario CH3 1,1 dimetililetilamina una amina primaria Las aminas simples se nombran generalmente por el sistema de grupo funcional: se nombra el radical alquilo o arilo, seguido de la terminación -amina. CH 3 CH 2CH2 NH 2 propilamina NH 2 ciclohexilamina (CH3 CH2 )2 NH dietilamina La química de las aminas heterocíclicas no aromáticas es muy semejante a la de sus análogos de cadena abierta. Si bien no discutiremos en esta balota la química de los heterocíclicos aromáticos, sí incluiremos la de los heterocíclicos nitrogenados no aromáticos, cuyos representantes más comunes suelen poseer nombres característicos. NH O NH Las diaminas se nombran según el alcano base (con prefijos numerales apropiados), utilizando la terminación –diamina. NH N H pirrolidina piperidina HN piperazina morfolina 101 __________________________________________________________________QUÍMICA__________________________________________________________________ En la numeración de estos sistemas heterocíclicos, se considera al heteroátomo como la posición 1.El oxígeno tiene prioridad sobre el nitrógeno. 1 4 3 6 5 O 4 14.1.2 Obtención 2 3 5 1 N H 2 CH 3 H 3C N H CH 3 a) Acción del NH 3 (o de una amina) sobre un halogenuro de alquilo, dando amina y ácido hidrácido C 3H7 - Cl + NH3 à C 3H7 - NH2 + HCl (Se puede obtener una mezcla de tres aminas: primarias, secundaria y terciaria; donde por pasos sucesivos se les va separando). 2-metil-pirrolidina 3,5-dimetil-morfolina b) Reducción de Nitrilos: Las aminas heterocíclicas aromáticas de mayor importancia son: C2H5 CN + 2 H2 Pt C3H7NH2 N H Pirrol El átomo de nitrógeno también se puede unir a cuatro grupos o átomos, en cuyo caso se convierte en parte de un ion positivo. Estos compuestos iónicos se dividen en dos categorías: si uno o más de los átomos unidos al n son hidrógenos, se trata de una sal de amina; si los cuatro átomos forman parte de grupos alquilo o arilo y no hay hidrógenos unidos al N, se trata de una sal de amonio cuaternaria. N Piridina 14.1.3 Estructura de las aminas Los enlaces en una amina son completamente análogos a los del amoníaco: 3 un átomo de nitrógeno sp se enlaza mediante enlaces sigma a otros tres átomos o grupos (R ó H), quedándole un par de electrones no compartidos 3 en el orbital sp restante. H N H amoníaco La basicidad de las aminas permite su protonación o alquilación, lo que da lugar a las sales de amonio. Dependiendo del número de sustituyentes que tenga el nitrógeno, las sales pueden ser primarias, secundarias o cuaternarias. H H 3C N CH 3 CH 3 N H piperidina trimetilamina CH3NH2 + Metilamina (CH3)2NH Metilamina + HCl HCl CH 3NH3 Cl + - Cloruro de metilamonio (CH 3)2NH 2 Cl + - En una sal de amina o de amonio cuaternaria, el orbital con el par de electrones no compartidos forma el cuarto enlace sigma. Los cationes son análogos al catión amonio. H H N H cloruro de amonio + Cloruro de dimetilamonio sal de amina secundaria CH 3 H Cl H 3C N + CH 3 Cl - CH 3 N+ (CH3CH2)3N + HCl Trietilamina (CH 3CH2)3NH Cl Cloruro de trietilamina sal de amina cuaternaria + - -OOCCH 3 H CH 3 cloruro de tetrametilamonio acetato de N-metilpiperidinio 14.1.4 Propiedades físicas de las aminas 102 __________________________________________________________________QUÍMICA__________________________________________________________________ Presentan los primeros términos analogía con el NH3, son gases de olor picante, solubles en agua y alcohol. Los siguientes términos son líquidos ligeros y volátiles Las aminas pueden formar puentes de hidrógeno. El puente de hidrógeno N- - HN es más débil que el O - - - HO, ya que el N es menos electronegativo que el O y, por consiguiente, el enlace NH es menos polar. A causa de este puente de hidrógeno débil, los puntos de ebullición de las aminas se sitúan en un rango intermedio entre los de los compuestos que no forman puentes de hidrógeno (tales como alcanos o éteres) y los de aquellos que forman fuertes puentes de hidrógeno (tales como los alcoholes) de masa molar comparable. CH 3CH 2OCH 2CH 3 (CH3CH 2)2NH CH3CH2CH 2OH p. eb. 34,5°C p.eb. 56°C p.eb. 117°C Al no poseer enlaces N - H, las aminas terciarias no pueden formar puentes de hidrógeno en estado líquido puro y, como consecuencia, sus puntos de ebullición son inferiores a los de las aminas primarias o secundarias de masa molar equivalente, situándose más bien próximos a los de los alcanos de masa molar similar. no hay puente de H hay puente de H Se combinan con los ácidos inorgánicos dando sales: (CH 3) 3 N trimetilamina + HCl (CH 3) 3 NH Cl + cloruro de trimetilamonio CH3 CH2 NH 2 etilamina + CH 3 COOH ácido acético + CH 3CH2 NH 3OOCCH acetato de etilamonio Una amina calentada con cloroformo y potasa da una carbilamina, facilmente reconocible por su olor desagradable: R - N C carbilamina o isonitrilo. R - NH2 + CHCl 3 + 3KOH à R - N C + 3KCl + 3H2O 14.1.6 Compuestos Importantes.Metilamina: CH3 - NH2 Es un gas incoloro, extremadamente soluble en agua. Su olor recuerda al NH3 puede ser confundido con él. Se encuentra en ciertas plantas, en los productos de descomposición de los alcaloides, en la pirólisis de la madera, etc. El mejor procedimiento para obtenerla es la acción del formol sobre el cloruro de amonio. Fenilamina ó anilina: C 6H5 - NH2 Fue descubierta en los productos de destilación seca del índigo o añil, se le dio el nombre de añil. Es un líquido incoloro (p. eb: 182ºC). Se disuelve parcialmente en agua. Se colorea por oxidación del aire y la luz en amarillo y después en rojo pardo. Es muy tóxica. Desempeña un papel enorme en la industria de las materias colorantes (negro de anilina, fucsina, etc.). También se utiliza en al fabricación de productos farmacéuticos, resinas sintéticas (anilinoplastos), etc. 14.2. Amidas 14.2.1 Estructura Las amidas son compuestos que tienen nitrógeno trivalente, unido a un grupo carbonilo. (CH3 ) 3 N p.eb. 3°C (CH3 )3CH p.eb. -10°C CH 3CH 2CH 2 NH 2 p.eb. 48°C Las aminas de baja masa molar son solubles en el agua, debido a que pueden formar puentes de hidrógeno con ésta. Las aminas terciarias, al igual que las primarias y secundarias pueden formar puentes de hidrógeno con el agua, ya que poseen pares de electrones no compartidos. En los términos superiores desaparecen casi por completo las propiedades anteriores. Las aminas primarias y secundarias pueden formar enlaces intermoleculares, puente de hidrógeno. 14.1.5 Propiedades químicas.- Todas tienen reacción básica. La basicidad y la nucleofilicidad de las aminas está dominada por el par de electrones no compartido del nitrógeno, debido a este par, las aminas son compuestos que se comportan como bases y nucleófilos, reaccionan con ácido para formar sales ácido/base, y reaccionan con electrófilos en muchas de las reacciones polares que se han estudiado anteriormente (Ej. Sustituciones Nucleófilicas). 103 __________________________________________________________________QUÍMICA__________________________________________________________________ Resultan al sustituir el grupo hidróxilo (OH) del grupo carboxilo de los ácidos orgánicos por el grupo amino: - NH2. También se consideran resultantes de sustituir 1,2 o los 3 hidrógenos del amoniaco por radicales acilo. -1 Los sustituyentes del nitrógeno de la amida se nombran como prefijos precedidos por N- o N, N- . Las N-fenilamidas tienen el nombre trivial de anilidas. benzamida H N H H 14.2.2 Clasificación Estructura.Primaria: O R C H N H O CH 3 CNH N - Fenilacetamida (acetanilida) O CN CH3 N,N-dimetilbenzamida O CH3 CNH Benzanilida O H3C C O NH2 Secundaria: R C NH R' Terciaria: O C N R'' R' 14.2.4 Obtención a) Por hidratación de nitrilos: R-C ≡ N + H2O o mejor con H 2O2 : NH2 à R-CO-NH2 R-CO.NH2 + H2O + O2 CH 3-CO.NH 2 + HCl Aromática: CO 14.2.3 Nomenclatura En ambos sistemas, el de la IUPAC y el común, las amidas se nombran eliminando la palabra ácido y cambiando la terminación -oico (ico) del ácido carboxílico por –amida. R-C ≡ N + 2H2O2 à b) A partir de cloruros de ácido: CH3-CO -Cl + NH 3 à 14.2.5 Propiedades Físicas O CH3(CH2)4CNH2 Hexanamida (IUPAC) O CH 3 CNH2 acetamida(trivial) Solo la metanamida es líquida, las demás son sólidos cristalizados. Sus puntos de ebullición son más elevados que los ácidos. Los primeros términos son solubles en agua, después la solubilidad disminuye. 14.2.6 Propiedades Químicas Son bases más débiles que las aminas. Como los ésteres, las amidas se pueden hidrolizar en disolución ácida o alcalina. En ambos casos el ácido o la base es un reactivo, no un catalizador, y debe 104 __________________________________________________________________QUÍMICA__________________________________________________________________ emplearse en la relación molar 1:1 o en exceso. Ninguno de los dos tipos de hidrólisis es reversible. La hidrólisis puede ser en medio ácido o básico. En medio acido por un grupo alquilo o arilo del átomo de hidrógeno del ácido cianhídrico (H-C≡N) (ó cianuro de hidrógeno). 14.3.1 Estructura R-C≡N (grupo que va al extremo de la cadena) 14.3.2 Nomenclatura O CH 3CH2 CN(CH3 ) 2 + H 2 O + H+ N,N-dimetilpropanamida En medio básico CH 3CH2 COOH + ácido propanoico + H 2N(CH3 )2 ion dimetilamonio O CH CH 2 CN(CH3 )2 + 3 OH - + H20 O CH3 CH 2 CO ion propanoato + HN(CH3 )2 dimetilamina Para nombrar a los Nitrilos se hace seguir de la terminación nitrilo al nombre del hidrocarburo correspondiente, incluyendo el carbono del grupo - C ≡ N. Todavía se usa el nombre antiguo que se refiere al ácido correspondiente o como sales del ácido cianhídrico. 14.3.3 Clasificación.- Según el tipo de radical: Alifático : CH3-C ≡ N etanonitrilo acetonitrilo nitrilo acético cianuro de metilo propanonitrilo nitrilo propiónico cianuro de etilo propenonitrilo acrilonitrilo nitrilo acrílico bencenonitrilo cianuro de fenilo Se deshidratan: CH3 - CO.NH2 14.2.7 calor CH 3 - C ≡N+H 2O Compuestos importantes Metanamida; etanamida; úrea: (NH2 - CO - NH 2) CH3-CH2 -CN Aplicaciones 14.2.8 − − − Como disolventes de fibras. En la producción de plásticos y resinas artificiales. En la producción de polimeros el nylon que es una poliamida: CH2 =CH-C ≡ N N (CH2)5 H C O NH(CH2)5 C O NH(CH2)5 C O Aromático: Unidad repetitiva del Nylon 66 − En la fabricación de fertilizantes como la úrea o carbamida, también se le usa como estabilizador de pólvoras y explosivos y en productos farmacéuticos. Nitrilos 14.3.4 Obtención a) Derivado del halogenado + Cianuro potásico à Nitrilo + Sal potásica C2H 5-Cl + K-C ≡N à C2H 5-C ≡ N + KCl − 14.3 Se les puede considerar como resultado de la deshidratación de amidas o de sales de amonio de ácidos carboxilicos o también como productos de sustitución b) Por destilación de amidas: R - CO.NH2 − H2O  →  R-C ≡ N 105 __________________________________________________________________QUÍMICA__________________________________________________________________ Propiedades Físicas.- Los primeros términos son líquidos de olor etéreo que recuerda a almendras amargas u olor aliáceo. Son más ligeros que el agua y muy solubles en ella. Los términos superiores son sólidos, se disuelven en alcohol, éter. Químicas.Por hidrólisis (saponificación) dan amidas o ácidos. R-C ≡ N + H2O R-C ≡ N + 2H 2O à à R-CO.NH2 R-COOH + NH3 Indique la respuesta correcta de la verdad (V) o falsedad (F). A. VFVF B. VVFV C. VVVF D. FFVV E. FVFV 3. La cafeína tiene la siguiente fórmula estructural, cómo se clasifica esta Sustancia: A. Amina y amida primaria B. Amina y amida secundaria C. Amida y amina terciaria D. Nitrilo E. Compuesto aromático 4. Cuál de los siguientes enunciados es falso, de la siguiente estructura molecular: CH2-CH2-CH 3 + CH3-CH2 -N-CH 2Cl- Por hidrogenación dan aminas primarias. R-C ≡ N + 2H2 à R- CH2 - NH2 14.3.5 Derivados Importantes - Metanonitrilo: H-CN , ó ácido cianhídrico ó ácido prúsico. - Etanonitrilo: CH3 -CN se usa como disolvente de polímeros. 14.3.6 Aplicaciones Se les usa en gran escala como intermediarios importantes en la síntesis de ácidos, éteres, aminas, amidas. − Como disolvente de polímeros. − − CH3 A. B. C. D. E. Cloruro de N-etil-N-metil-N-propilbencilamonio Sal cuaternaria Tiene un átomo quiral Es soluble en el agua Se clasifica como amida − Para la elaboración de polímeros (acrilonitrilo, nylon, etc.). En galvanoplastía (dorado, platinado), en las metalurgias del oro y plata; en siderurgia. 5. ¿Qué producto final se obtiene a partir de tres moles de clorometano con un mol de amoniaco en medio básico? A. CH3NH 2 E. CH4 B. (CH3)2NH C. (CH3)3N D. CH3NH3Cl 14.3. Ejercicios 1. De las siguientes relaciones cuál es incorrecto: A. R-CN, Nitrilo B. R-NH2, Amina Amida + B. R-NC, Carbilamina E. NH4 , Amoniaco 2. C. R-CONH 2, De los siguientes enunciados: Por hidrólisis de una amida en medio ácido se obtiene un ácido carboxílico y una sal de amina. Por hidratación de nitrilos se obtiene aminas. Las aminas tienen carácter básico. Los nitrilos se clasifican como; primarios, secundarios y terciarios. 6. De las siguientes sustancias, cuál tiene mayor punto de fusión y ebullición: A.NH3 B. CH3NH 2 C. CH3CH2NH2 D. (CH3) 2NH E. (CH3)3N 7. ¿Cuál es la secuencia verdadera según la temperatura de ebullición de los siguientes compuestos? I. CH3CH2NH2 II. CH3CONH 2 III. CH3CN IV. CH3COOH 106 __________________________________________________________________QUÍMICA__________________________________________________________________ A. IV>II>I>III D. III>IV>II>I 8. B. II 350ºC Aceites combustibles pesados p.e. =>350ºC 119 __________________________________________________________________QUÍMICA__________________________________________________________________ CRUDO Asfalto Se emplea en pavimentación, recubrimientos aplicaciones estructurales. 15.3.2. Separación del gas natural El gas natural contiene cantidades recuperables de metano, etano, propano y alcanos superiores. En la cabeza del pozo el gas se encuentra a altas presiones (30 – 100 Pa).´ El metano, principal componente del gas natural se usa para obtener gas de síntesis. El gas licuado de petróleo consta de propano y butano que podrían emplearse para obtener propileno y butileno. 15.4. Tecnologías limpias Las tecnologías limpias son una opción amigable con el ambiente que permiten reducir la contaminación en el ambiente natural y la generación de desechos, además de aumentar la eficiencia del uso de recursos naturales como el agua y la energía. Permitiendo generar beneficios económicos, optimizando costos y mejorando la competitividad de los productos. El uso de tecnologías limpias representa una opción técnica, económica y ambientalmente apropiada que contribuye al desarrollo sostenible de las empresas, y el país en general. 15.5. Contaminantes químicos y sus fuentes y riesgos potenciales Como fuente de emisión o fuente generadora de contaminantes debemos entender el origen físico o geográfico donde se produce una emisión contaminante al ambiente, ya sea el aire, el agua o el suelo. Estas fuentes de emisión se clasifican en móviles y fijas, según muestran presencia o ausencia de movilidad dentro de un área determinada durante la emisión de los contaminantes. Las fuentes pueden ser naturales y de diferentes procesos productivos del hombre (fuentes atropogénicas) que conforman las actividades de la vida diaria. Las fuentes que generan contaminación de origen antropogénico más importantes son: industriales, comerciales, agrícolas, domésticas. 15.5.1. Contaminantes de la atmósfera Las sustancias que se encuentran en la atmósfera tal como fueron emitidas se conocen como contaminantes primarios (H 2S, NO, NH3, CO, HC, halógenos) y, como contaminantes secundarios del aire, son aquellos contaminantes que resultan de la interacción de los contaminantes primarios entre sí, estos son: bióxido de nitrógeno, ácido sulfuroso, cetonas y aldehídos. La obtención de productos químicos a partir del petróleo está íntimamente asociada a la obtención de gasolina y otros combustibles. La industria química consume alrededor del 10% de materia prima, sin embargo puede competir con éxito debido al valor agregado, según la siguiente relación: Forma de petróleo Como petróleo crudo Como combustible Como producto petroquímico (promedio) Como producto de consumo (promedio) Valor del petróleo X 2X 13X 55X Materia prima por la que compiten productos químicos y combustibles Combustibles Metano Principal componente del gas natural Eleva el contenido de Btu del gas para calefacción Base del gas licuado de petróleo (GLP) Empleado en reacciones de alquilación para reparar hidrocarburos de cadena ramificada de alto octanaje. Igual que el propileno Fuente de obtención de etileno, propileno y butilenos Productos químicos Fuente de obtención del gas de síntesis, CO + H2; amoniaco Etano Propano y Butano Propileno Butileno Benceno, tolueno y Se emplean para elevar xilenos el octanaje de la gasolina. Material inicial para productos químicos y polímeros 120 __________________________________________________________________QUÍMICA__________________________________________________________________ Contaminantes primarios, efectos y fuentes Contaminante Efecto en la salud Principales fuentes Uso de combustibles fósiles. HbCO(%) Menos de 1,0 1,0 – 2,0 2,0 – 5,0 Efecto Ningún efecto aparente. Efectos en la conducta. Efectos en el sistema nervioso central: incapacidad para determinar o distinguir intervalos de tiempo, fallas en la agudeza visual, en la discriminación de la brillantez y algunas otras funciones motoras. Cambios funcionales cardiacos y pulmonares Dolores de cabeza, fatiga, somnolencia, coma, falla respiratoria, muerte. Monóxido de Carbono Impide el transporte de CO oxígeno en la sangre. Causa daños en los sistemas nervioso central y cardiovascular. Bióxido de azufre, SO2 , Cardiovasculares y Trióxido de azufre, SO3 respiratorias. Bióxido de nitrógeno, Tracto respiratorio alto y NO2, Monóxido de bajo. nitrógeno, NO Combustión de carbón y petróleo que contiene azufre. Plantas generadoras de energía eléctrica. (Combustión a alta temperatura de combustibles fósiles). Más de 5,0 10,0 – 80,0 Dióxido de azufre, SO2 Es un contaminante primario que se produce en la combustión de carbón y petróleo que contienen azufre: S(combustibles) + O2 → SO 2 El SO 2 también se produce en la refinación de ciertos minerales que son sulfuros: 2PbS(s) + 3O2 (g) → 2PbO(s) + 2SO2 (g) El SO2 es el contaminante del aire derivados el azufre más importante; sin embargo, algunos procesos industriales emiten trióxido de azufre, SO3, el cual se forma en la atmósfera en pequeñas cantidades debido a la reacción entre el SO2 y el oxígeno: 2SO2 (g) + O2 (g) → 2SO3 (g) Fuentes de óxidos de azufre Fuente Transporte Combustión de productos energéticos (fuentes estacionarias, plantas de energía, calefacción de espacios industriales, etc.) Procesos industriales (calcinación de minerales de sulfuro) Eliminación de desechos sólidos diversos Diversos Porcentaje del total anual de emisiones de SOx 2,4 73,5 Hidrocarburos no Algunos tienen propiedades Uso de petróleo, gas natural y carbón. saturados y aromáticos cancerígenas, teratogénicas mutagénicas. Macropartículas sólidas líquidas Bióxido de carbono Respiratorio, gastrointestinal, sistema nervioso central, renal, etc. Actividades industriales, de transporte, de combustión y causas naturales. No existen pruebas de que Sobreutilización de sea tóxico como combustibles fósiles y contaminante. Los carbón. problemas respiratorios y del sistema nervioso central son consecuencia de problemas internos y sistemáticos del organismo. Monóxido de carbono Es un producto del uso de combustibles fósiles. Se forma por la combustión incompleta de carbono o de sus compuestos. 2C (s) + O2 (g) → 2CO (g) Efectos del monóxido de carbono en la salud 22,0 0,3 1,8 121 __________________________________________________________________QUÍMICA__________________________________________________________________ Efectos de los óxidos de azufre Pueden inhibir el crecimiento de las plantas y ser letales para algunas de ellas. Efectos tóxicos del SO2 para el hombre Concentración (partes por millón) 1–6 3–5 8 – 12 20 50 - 100 400 - 500 Efectos Broncoconstricción Concentración mínima detectable por el olfato Irritación de la garganta Irritación en los ojos y tos Concentración máxima para una exposición corta (30 min.) Puede ser mortal, incluso en una exposición breve. 2- Fuentes de óxido de nitrógeno Fuente Transporte Combustión de productos energéticos (fuentes estacionarias, plantas de energía, calefacción de espacios industriales) Procesos industriales (plantas de ácido nítrico, etc.) Diversos (incendios forestales, quema agrícola, etc.) Porcentaje del total anual de emisiones de NOx 39,3 48,5 1,0 8,3 Los óxidos de nitrógeno participan en la formación de contaminantes secundarios del aire. La mayoría de los NOx se convierten finalmente en ácido nítrico, (HNO3) y nitratos, (NO3- ). En esta forma se depositan sobre la tierra o en el mar como consecuencia de las lluvias o se sedimentan como macropartículas. Efectos del NO2 en la salud Concentración (partes por millón) – ppm (mg/L) 1–3 13 25 Efecto Los SO x se eliminan del aire mediante su conversión en H2SO4 y sulfatos (SO4 ). En esta forma terminan depositándose sobre la tierra o en el mar. Óxidos de nitrógeno, NOx El monóxido (NO) u óxido nítrico y el dióxido de nitrógeno (NO2) son contaminantes primarios del aire. El NO, es un gas incoloro e inodoro, en tanto que el NO2 es un gas de color rojizo, de olor fuerte y asfixiante parecido al del cloro. El NO se forma en el aire mediante la reacción: N2 (g) + O2 (g) → 2NO(g) Esta reacción ocurre a altas temperaturas durante el uso de combustibles fósiles. El NO2 se forma por la reacción: 2NO(g) + O2 (g) → 2NO2 (g) Concentración mínima detecta por el olfato que se Irritación de nariz, garganta y ojos Congestión pulmonares y enfermedades 100 – 1 000 Puede ser mortal, incluso tras una exposición breve. Reducción de la contaminación atmosférica Cambio en el método de operación de motores Sustitución de combustibles de alto contenido de azufre 122 __________________________________________________________________QUÍMICA__________________________________________________________________ - Alteración de la forma de los contaminantes. Por ejemplo, el carbón pulverizado desprende menos hollín que el carbón sólido, alteración de la eficiencia del equipo. acetona, que se evaporan y contribuyen directamente a la contaminación del aire, o a través de reacciones químicas o fotoquímicas para producir compuestos secundarios. Degradabilidad Es la característica que tienen los compuestos que son reducidos por agentes naturales físicos, químicos y procesos biológicos a un estado neutral o a niveles aceptables por la naturaleza. Si el compuesto es reducido por materia orgánica viva (bacterias especializadas), se le conoce como biogradable. Difusión Es la capacidad que poseen los contaminantes de poder distribuirse uniformemente en el medio que los rodea. Los gases tienen la propiedad de que pueden mezclar las moléculas, sin necesidad de que exista una reacción química. Los líquidos sumergidos en un solvente tienen la capacidad de distribuirse en todo el volumen del mismo. Tiempo de vida media Es el tiempo que puede durar el contaminante en el medio ambiente antes de ser degradado por los procesos naturales. Esta propiedad es diferente para cada tipo de compuesto; algunos tienen un tiempo de vida media menor a un día, mientras que otras sustancias nunca son degradadas por los procesos naturales. Por sus propiedades, algunos elementos o compuestos químicos no producen ningún efecto adverso sobre el medio ambiente, o bien, el daño es mínimo y se ve minimizado por los mismo procesos naturales. El daño que pueden generar se debe a la mezcla con otros compuestos, la mezcla de sustancias se puede clasificar en: Sinergismo.- Se entiende como sinergismo a la acción del aumento de los efectos de un contaminante a causa de la introducción o presencia de otro. El efecto total de esta interacción es superior a la suma de los efectos de cada uno de los contaminantes por separado. El vapor de agua en presencia de óxidos de azufre, reacciona para producir la lluvia ácida. Antagonismo.- Se refiere a la interacción de dos o más contaminantes, que tienen efectos opuestos en un ecosistema determinado, de tal manera, que uno de ellos reduce parcialmente el efecto del otro. Efectos multiplicativos.-Es la acción que tienen algunos contaminantes que al interaccionar producen un efecto exponencialmente mayor que si actuaran de manera individual. Neutralización.- Es el resultado que se obtiene cuando al interactuar dos contaminantes, reducen en su totalidad sus efectos. Reducción de la contaminación atmosférica Contaminante Partículas Medidas Separadores centrífuga. mecánicos por fuerza de gravedad o Precipitadores electrostáticos. Filtros de tela. Lavadores húmedos. Gases Lavadores húmedos. Incineración. Oxidación o combustión catalítica. Sustitución de las fuentes de energía: batería eléctrica en vez de combustión, vapor y gas natural. Dispositivos anticontaminantes Dispositivos de depósito que eliminan partículas sólidas de los gases Dispositivos de recolección de partículas, mecanismo de centrifugación, filtros y precipitadores electrostáticos que separan las partículas de los gases. 15.6. Características de los contaminantes Potencial de hidrógeno, pH Determina si la sustancia es corrosiva; de ser así se le suele considerar como residuo peligroso. Para que una sustancia se pueda considerar corrosiva, debe tener un pH menor o igual a 2,0 y mayor o igual a 12,5. Volatilidad Es la propiedad que poseen algunos compuestos de poder evaporarse a bajas temperaturas y afectar la atmósfera. Entre los compuestos volátiles se encuentran las sustancias orgánicas como el etileno, propileno, benceno y la 123 __________________________________________________________________QUÍMICA__________________________________________________________________ 15.7. Sustancias químicas no biodegradables Son aquellos compuestos que no son reducidos por agentes naturales físicos, químicos y procesos biológicos a un estado neutral o a niveles aceptables por la naturaleza. 15.8. Materiales como medios no contaminantes Para el control de los residuos prohibidos se recomienda usar los siguientes sustitutos como alternativa a los productos domésticos tóxicos. • Limpiadores domésticos o Aerosoles.- Elegir recipientes no-aerosol, como pulverizadores de acción bomba, de presión manual, o recipientes de bola. o Limpiadores multiuso.- Mezclar un litro de agua tibia con una cucharadita de bórax, desinfectante o jabón líquido. Añadir un poco de limón o vinagre. Nunca mezcle amoniaco con lejía o cloro. o Ambientadores.- Abrir ventanas y puertas y usar ventiladores. Colocar una caja con bicarbonato de sosa en los armarios y frigorífico. Cocer clavo y canela en agua hirviendo. Las plantas para interiores ayudan a limpiar el aire y las cestas de hierbas proporcionan un olor agradable. o Lejía de cloro.- Utilice bórax o bicarbonato de sosa para blanquear. El bórax es bueno contra la grasa y es desinfectante. Si usted utiliza lejía, elija una lejía seca, no de cloro. Nunca debe mezclar la lejía de cloro con amoniaco o limpiadores de tipo ácido. o Quitaolores.- Para alfombras, mezcle una parte de bórax con dos partes de harina de maíz, espolvorear libremente; aspire después de una hora. Para camas de gatos, espolvorear bicarbonato de sosa en la caja antes de añadir las piedras. o Desinfectantes.- Utilice ½ taza de bórax en 4 litros de agua caliente. Para inhibir moho, no debe aclararse la solución de bórax. o Desatascador.- Para evitar atascos, utilice un filtro en cada desagüe. Vierta agua hirviendo por el drenaje una vez a la semana. Para desatascar, utilice un desatascador de goma o una serpiente metálica. o Limpiador de suelos.- Para suelos de plástico, mezcle ½ taza de vinagre blanco con 4 litros de agua tibia. Pula con agua o soda. Para suelos de madera, mezcle ¼ taza de jabón de aceite con 4 litros de agua tibia. o Cera para muebles.- Disuelva una cucharadita de aceite de limón en un litro de aceite mineral. O utilice jabón de aceite para limpiar y un paño suave para sacar el brillo. Frotar los muebles de madera con pasta de dientes para quitar las manchas de agua. o Limpiacristales.- Mezclar ¼ de taza de vinagre blanco en un litro de agua tibia, aplicar sobre el cristal y frotar con papel de periódico. • o Quitamoho.- Frotar las manchas de moho con bicarbonato de sosa o con una esponja empapada en vinagre blanco. Para la cortina de la ducha, lavar con ½ taza de jabón y ½ taza de bicarbonato de sosa, añadir una taza de vinagre blanco para aclarar. o Limpiahornos.- Mezclar 3 cucharaditas de sosa con un litro de agua tibia. Aplicar con pulverizador, esperar veinte minutos, después lavar. Para las manchas duras, frotar con lana de acero fina (0000) y bicarbonato de sosa. o Limpia-alfombras y tapicerias.- Use un limpiador con jabón no aerosol. o Polvo abrasivo.- Use una marca que no contenga cloro, o mejor todavía use bicarbonato de sosa. o Quitamanchas.- Disuelva ¼ taza de bórax en 3 tazas de agua fría. Aplicar con esponja y dejar secar, o mojar la tela con la solución antes de lavarla con jabón y agua fría. Use un producto de limpieza en seco profesional para las manchas resistentes. o Limpia-azulejos.- Use polvo abrasivo o bicarbonato de sosa. • Productos de pintura o Pintura y tintes.- Las pinturas látex y al agua son la mejor elección. Las pinturas y tintes esmaltados están disponibles al agua. La limpieza no requiere disolventes. o Pintura para profesionales.- Utilizar una buena ventilación. Nunca se ponga la brocha en la boca. La pintura pulverizada es peligrosa si se inhala; por lo tanto, hay que llevar equipo protector o utilizar pinturas premezcladas. Disolventes.- Mantener el disolvente en un bote cerrado hasta que las partículas de pintura se depositen en el fondo. Separe el líquido limpio y reutilice. Guardar el sedimento de pintura para su recogida. Acabados para madera.- Laca, aceite de tung y aceite de linaza son acabados que se obtienen que se obtienen de fuentes naturales. La laca se disuelve con alcohol, los aceites se diluyen con trementina para una aplicación mejor. Utilice con la ventilación y protección adecuadas. Preservantes de madera.- Evite el uso de los que contienen pentaclorofenol, cerosota o arsenio. Cuando sea posible, utilice madera resistente, por ejemplo utilice madera resistente como cedro o secoya. o o o Pesticidas y fertilizantes o Fertilizantes químicos.- El compost, que usted puede elaborar en su jardín son recortes de césped, residuos de comida y estiércol, es la 124 __________________________________________________________________QUÍMICA__________________________________________________________________ o o mejor enmienda de suelo. Otras enmiendas orgánicas incluyen: estiércol, algas, turba, sangre, pescado y harina de huesos. Funguicidas.- Quite las hojas y ramas muertas o enfermas. El polvo de azufre, pulverizador de azufre y el pulverizador de aceite inactivo (que no contiene cobre) son los productos menos tóxicos para tratar las enfermedades de las plantas. Herbicidas.- Elimine las malas hierbas antes de que produzcan semillas. Utilice mulch (el mulch de alfalfa es bueno) para controlar las malas hierbas en el jardín. Insecticidas (interiores).- Unas buenas condiciones de higiene en las zonas de preparación de comidas y comedores evitarán los insectos, y la provisión de burletes y calafateos los mantendrán fuera. Para los insectos andantes, utilice ácido bórico o acrogel de sílice en las grietas y agujeros. Para evitar la entrada de moscas, mantener en buen estado las alambreras de puertas y ventanas. Utilice matamoscas y papel atrapamoscas. Insecticidas (jardín).- Lavar las plantas con agua a través de mangueras o pulverizadores. Utilice insectos beneficiosos, por ejemplo mariquitas y mantis. Cuando existan pocos insectos, tratar cada uno con alcohol de frotar. Una bacteria, B.T. es eficaz contra las orugas. Los pulverizadores menos tóxicos incluyen: jabón insecticida, piretrina o una disolución casera de ajo/pimentón. Insecticidas (animales domésticos).- Pasar la aspiradora con frecuencia y después deshacerse de la bolsa. Utilice un buen peine contra pulas e introducir las pulgas en agua jabonosa. Algunos complementos de la dieta pueden ayudar, por ejemplo levadura de cerveza. Utilice jabones o baños naturales o de limoneno. Bolsas antipolilla.- Colocar trozos de cedro, bolsitas de alhucema o hierbas secas en cajones o armarios para disuadir a las polillas. Matacaracoles y babosas.- Llenar un cazo poco profundo con cerveza vieja y colocarlo a nivel del suelo. O para capturar los caracoles durante el día, dé la vuelta a los tiestos de barro dejando suficiente espacio para que puedan entrar. Los caracoles también se unen a los tablones. Recoger y destruir. o o Aceite de motor.- El aceite de motor sintético dura más tiempo que el aceite normal; de esta forma, se reduce la cantidad de aceite utilizado. El aceite de motor puede reciclarse en algunos talleres mecánicos. Líquido de frenos y transmisiones.- Puede mezclarse con el aceite usado y reciclarse en algunos talleres mecánicos. 15.9. Cumbre de Río Agenda XXI Los siguientes son los pactos e iniciativas más importantes acordados en la conferencia de la ONU sobre el medio ambiente y el desarrollo (Cumbre de la Tierra) celebrada en Rio de Janeiro – Brasil, durante los días 3 a 14 de Junio de 1992. Convención sobre el calentamiento global: Establece las pautas para regular las emisiones de gases que se cree causan el calentamiento global. Convención sobre la biodiversidad: Compromete a las naciones signatarias a la protección de las especies en peligro de degradación y la cooperación en tecnología genética y biológica. Estados Unidos no firmó éste pacto. Agenda XXI: Esbozo de la estrategia para la limpieza del medio ambiente y de las medidas para propiciar el desarrollo sin afectar el medio ambiente. Declaración sobre los principios forestales: Recomendar la preservación de los bosques de todo el mundo y vigilar el impacto del desarrollo sobre ellos. Declaración sobre el medio ambiente y el desarrollo: Declaración de principios que pone énfasis en la coordinación de los problemas económicos y ambientales. Comisión del desarrollo sostenible: Creación de una agencia de la ONU en 1992 para vigilar el cumplimiento internacional del los tratados sobre el medio ambiente. Ayuda Financiera: Alrededor de US $ 6 000 millones anuales para los proyectos “verdes” en el tercer mundo han sido prometidos por las naciones industrializadas. 15.10. Ejercicios 1. ¿Cuál de las siguientes relaciones contaminante-efecto sobre la salud humana, es falso: A. B. C. D. E. CO – C 6H6 – N 2O – CO2 – SO3 – Impide el transporte de oxigeno en la sangre. Tóxico con acción cancerígena. Gas hilarante. No es tóxico. Es cancerígeno. o o o o o • Productos de automóvil o Anticongelante.- Pueden diluirse pequeñas cantidades e introducirse en el desagüe conectado al sistema de alcantarillado (no a un foso séptico). o Baterías.- Las viejas baterías de coche pueden ser entregadas cuando se compra una nueva, o pueden reciclarse a través de un reciclador de baterías. 125 __________________________________________________________________QUÍMICA__________________________________________________________________ 2. ¿Cuál de las relaciones no es verdadero: A. Rayos ultravioleta – Mutación genética y cáncer. B. Oxidos de azufre – Lluvias ácidos. C. Freones – Destrucción de la capa de ozono. D. D.D.T. - Cancerígeno y tóxico. E. Relámpago – No forma ozono. Marque verdadero (V) o falso (F) en las siguientes proposiciones: v. El SO2 y CO son contaminantes primarios vi. La gasolina etilénica contiene plomo vii. La principal fuente de contaminación de nuestro planeta es la industria que utiliza el petróleo como fuente de energía. viii. El aluminio y la urea son biodegradables. A. VVVF B. VFVF C. FVVF D. VVVV E. FFFF i. El CO es más tóxico que el CO2 ii. El NO es más tóxico que el NO2 iii. El O2 es menos oxidante que el O 3 iv. Los contaminantes físicos son más perjudiciales que los químicos. A. 0 B. 1 C. 2 D. 3 E. 4 3. 10. En ausencia de oxigeno, el carbono, hidrógeno, nitrógeno, azufre, y el fosforo de los contaminantes biodegradables, es convertido por bacterias anaerobias en: CH4, NH3, H 2S y PH3, los cuales, contribuyen al olor desagradable de ciertas aguas contaminadas. ¿Cómo se clasifican estas sustancias en la atmosfera? 11. ¿Qué sustancias componen los depósitos de Cloro en la atmósfera? 4. ¿Cuál de las siguientes sustancias que se utiliza para la fabricación de teknopor puede causar la transformación del ozono en oxigeno en la estratosfera. A. Estireno B. Triclorofluoro carbono C. Octoato de cobalto D. Peróxido de metiletilketona E. Alcohol isopropílico De los siguientes enunciados cuáles son verdaderos (V) o falsos (F): a. La acción del agua a los óxidos de azufre que produce las lluvias ácidos se llama sinergismo. ii. La difusión y la volatilización de una propiedad de los gases y líquidos. iii. Los rayos infrarrojos no son tan nocivos para el hombre. iv. Cuando a las aguas ácidas se agrega lechada de cal se produce una reacción de neutralización. A. VVVV B. VFVV C. VFFV D. FFVV E. FVFV ¿Cuál de los siguientes pares de sustancias son las que producen la lluvia ácida y el efecto de invernadero? A. Cl3FC y CO B. SO2 y CO2 C. SO3 y Cl2 D. NO 2 y H 2S E. NH 3 y CH4 Indique cuál de las siguientes sustancias no es fácilmente biodegradable: A. Aguas servidas B. Fertilizantes C. Insecticidas D. Detergentes E. Herbicidas. ¿Cuáles son las fuentes principales de emisión natural de SO2 y CO? A. Volcanes B. Pantanos C. Aguas termales D. Industria petroquímica E. Plantas metalúrgicas De los siguientes enunciados cuántos son verdaderos: 12. ¿Por qué es ácida por naturaleza el agua de lluvia, incluso en ausencia de gases contaminantes como el SO3? 13. Escriba ecuaciones químicas que ilustren el ataque de la lluvia ácida sobre: - El Hierro metálico. - La piedra caliza, CaCO3. 14. ¿Por qué la combustión de la hulla libera dióxido de Azufre? ¿Por qué se forma más SO2 que SO3 en éste proceso? 15. Escriba ecuaciones químicas para mostrar la formación de los ácidos a partir de SO2, SO3 y NO2, las cuales constituyen las lluvias ácidas. 16. ¿Qué papel juega el depósito de cloro en la regulación de la rapidez de agotamiento del Ozono en la atmósfera? 17. Las siguientes sustancias: CH 4, SO2, NO, y CO se clasifican como contaminantes primarios de la atmósfera, indique las fuentes naturales y antropogénicas para cada sustancia. 18. Los halones o bromofluorocarbono, se emplean extensamente, como agente espumante para combatir incendios. Los clorofluorocarbonos se utilizan como aerosoles o gas refrigerante predecir y explicar en qué orden los enlaces carbono y halógeno fácilmente pueden fotodisociar en la atmosfera. 19. Los clorofluorocarbonos (CFC) son los responsables de la destrucción de la capa de ozono, proporcione las fórmulas químicas y los nombres de estos compuestos. 5. 6. 7. 8. 9. 126 __________________________________________________________________QUÍMICA__________________________________________________________________ 20. Si el pH de 2 cm. de precipitación pluvial en un área de 400 km es de 2. ¿Cuántos kilogramos de ácido sulfúrico están presentes, si se supone éste es el único que contribuye el pH? 21. El p-[metilundecil] bencensulfonato de sodio, se encuentra en casi todo los detergentes supóngase que esta sustancia sufre una descomposición aerobia de la siguiente manera: C18H 19O3SNa(ac) + O2(g) CO2(g) + H 2SO 4(ac) + Na2SO4(ac) + H2O(l) ¿Cuál es la masa de oxigeno que se requiere para biodegradar 4 moles de esta sustancia? 22. La masa diaria promedio de oxigeno que consume las aguas residuales que se descargan es de 64 g/persona. ¿Cuántos litros de agua de una -4 concentración inicial de 3x10 moles/litro de oxigeno se requiere cada día para una población de 4 5000 habitantes, si el oxigeno se agota totalmente? 23. La concentración media estimada de monóxido de carbono en el aire de una ciudad es de 6 mg/litro. Calcule el número de moléculas de monóxido de carbono en un litro de aire a una presión de 735 torr y una temperatura de 20 ºC. 2 127