ÁTOMO - pasalafija.comÁTOMO 1 QUÍMICA 2 2 SAN COS C. Modelo Atómico de Thomson (1904) Thomson partiendo de su descubrimiento o plantea que el átomo es una esfera de masa compacta

1SAN MARCOS QUÍMICA TEMA 1

QUÍMICATEMA 1

ÁTOMO

DESARROLLO DEL TEMA

I. TEORÍAS Y MODELOS ATÓMICOS

A. Teoría Atómica de Dalton (1808)Su modelo atómico se basa en los postulados que sepresentan a continuación:1. Todos los elementos químicos están constituidos

por átomos los cuales son partículas invisibles eindivisibles.

2. Los átomos de un mismo elemento presentan igual tamaño, masa y otras propiedades.

3. Los átomos diferentes poseen propiedadesdiferentes.

4. En una reacción química los átomos se reordenansin destruirse, lo cual ocurre en proporcionesnuméricas simples.

Ejemplo:

+C O COEjemplo:

C O CO2

B. Identificacióndelelectrón• Los rayos catódicos fueron descubiertos por

Julius Plücker (1859) y fueron estudiados conmás detalle por Willian C rookes (1886). El tubode rayos catódicos consiste en un tubo de vidrio

sellado que contiene gas a presiones muy bajas, este tubo posee dos placas, el cátodo (–) y el ánodo (+), cuando se aplica un alto voltaje (10000 voltios), la placa con carga negativa (cátodo) emite un rayo invisible (rayo catódico) el cual se dirige a la placa con carga positiva (ánodo).

• En1897JosephThomsonutilizauntuboderayoscatódicos en el cual instala un campo eléctricomediante placas cargadas y observó que los rayossedesviabanhacia laplacapositivaconlocualconcluyó que el rayo catódico es una corriente departículasconcargasnegativas,adichaspartículaslas llamo electrones, como había sugeridoanteriormente Stoney.

+ + + +

– – – –

Cátodo(–)

Ánodo(+) Ranura

en el ánodo

ExperimentodeThomson

RayosCatódicos desviados

ÁTOMO

22 SAN MARCOS QUÍMICATEMA 1

C. Modelo Atómico de Thomson (1904)

Thomsonpartiendodesudescubrimientooplanteaque el átomo es una esfera de masa compacta y de carga positiva distribuida homogeneamente enla cual se encuentran incrustados los electrones de carganegativadetalmaneraqueneutralizalacargapositiva de la esfera.A este modelo se le conoció como el modelo del budín con pasas.

D. Modelo Atómico de Rutherford (1911)

DespuésderealizarelexperimentodelpandeoroRutherforddescubreelnúcleoatómicocon lo cualplantea su modelo atómico, que considera al átomo como un sistema planetario en miniatura cuya parte centralposeeunnúcleodiminutoypositivoalrededordel cual giran los electrones en orbitas circulares y concéntricas.

E. Modelo Atómico de Niels Bohr

Niels Bohr no descarta totalmente elmodelo deRutherford, estando su modelo basado en lossiguientes postulados.

Primer PostuladoLoselectronesgiranalrededordelnúcleoenestadodeequilibriodebidoaquelasfuerzasqueactúansobreel se anulan entre si.

Segundo PostuladoLos electrones solo pueden girar en ciertas regiones llamadas niveles de energía.

Tercer PostuladoCuando un electrón gira en un nivel u orbita permitida no emite ni absorbe energía.

Cuarto PostuladoElelectrónemiteenergíacuandoseacercaalnúcleoy absorbe energía cuando se aleja de él.

+ +Núcleo Núcleo

e–

n = 1(nivel de energía)

MAYORENERGÍA

EMITE ENERGÍA ABSORBE ENERGÍA

MAYORENERGÍA

n = 1n = 2 n = 2

F. ModeloAtómicodeBohr–Sommerfield(1913)

Arnold Sommerfield formuló la existencia de lossubniveles de energía, sostuvo también que los electrones aparte de seguir orbitas circulares también seguían orbitas elípticas

G. Modelo Atómico Actual

Segúnelmodeloatómicoactualelátomopresentadospartes:elnúcleoylazonaextranuclear.

ÁTOMO


1. NúcleoParte central del átomo, contiene a los protones y neutrones.Es muy pequeña en comparación al átomo.

DA ≈ 10000DN

Donde: DA → Diámetro del átomo

DN →Diámetrodelnúcleo

Concentra el 99,99% de la masa total.

2. Zona extranuclearParteexternadelátomoqueenvuelvealnúcleoycontiene los electrones.

3.Clasificacióndepartículas

++ +

+++ +

Núcleoatómico

Zona extranuclear

DA DN

Nota:JhonDaltonposeíaundeficientemanejodellenguajeysuúnicopasatiempoerajugaralosboloslosjuevespor la tarde. Probablemente la visión de esas bolas de madera le dio la idea de la teoría atómica.

PARTÍCULAS SUB ATÓMICAS

LEPTONESPartículas de interacción débil, parecen no tener ninguna estructura

HADRONESPartículas constituidas por Quarks.

Electrón (e–)BARIONES

Tiene espín fraccionario y están formados por 3

Quark

Neutrino (N)

Muón (u)

MESONESTienen espín entero y están formados por 2

Quark

Protón

Neutrón

Hiperón Λ

Hiperón Σ

Hiperón W

Mesones p (Pión)

Mesones k (kaón)

QUARK- Sonlasmínimasexpresionesdemateriahastaahoraencontradas.- Hoy conocemos 6 tipos de Quark.

QUARK SIGNIFICADO SÍMBOLO SPIN CARGAUp

Down

Charm

Strange

Top

Bottom

Arriba

Abajo

Encanto

Extraño

Cima

Profundo

u

d

c

s

t

b

1/2

1/2

1/2

1/2

1/2

1/2

+2/3

–1/3

+2/3

–1/3

+2/3

–1/3

ÁTOMO


4.PartículasSubatómicasfundamentalesComo puedes notar el átomo posee una gran variedad de partículas (200) de las cuales 3 son las más importantes (p+, n°, e–) y por eso se llaman partículas fundamentales.

CaracterísticasdelaspartículassubatómicasfundamentalesPARTÍCULA PROTÓN NEUTRÓN ELECTRÓNSímbolo p+ n° e–

Masag 1,672× 10–24 1,675× 10–24 9,1095 × 10–28

uma 1,0073 1,0087 0,00055

CargaAbsoluta +1,6022 × 10–19 C 0 +1,6022 × 10–19 CRelativa +1 0 –1

Descubridor E.Rutherford(1919)

T.Chadwick(1932)

J.Thomson(1897)

Nota: masa neutrón > masa protón > masa electrón

u

d

u

–1/3

+2/3

(carga del protón)

Un protón está formado por 2 Quarks Up y unQuark Down

qp = + 23

+ 23

– 13

= + 1

EstructuradelProtón

+2/3

qp= +1

d

u

d

+2/3

–1/3

(carga del neutrón)

Un neutrón está formado por 2 Quarks Down y un Quark Up.

qn = + 23

– 23

– 13

= 0

EstructuradelNeutrón

–1/3

qn = 0

5.RepresentacióndeunnúclidoSellamanúclidoaunátomoconunnúmerodep+yn°definido.

EAZ

Donde:A=Númerodemasa Z=NúmeroatómicoN=Númerodeneutrones(#n°)

Z =#p+

A = Z + N

N = A – Z

Ejemplo:

K39

19A = 39

Z = 19

#P+=19

N = 20

#e–=19Si: Se tiene:

Observación:1. En todo átomo neutro se cumple:

#p+ =#e– = Z

2. Cuando un átomo no es neutro se le llama ión.

IónCatión (x+), perdió electrones

Anión (x–), ganó electrones

Ejemplos:

Al27 +313

A=27

Z = 13

#P+=13

N = 14

#e–=13–3 = 10Si: Se tiene:

Cl37 –17

A=37

Z=17

#P+=17

N = 20

#e–=17+1=18Si: Se tiene:

Nota:Sellamanúmeroatómicaalnúmerodeprotones.Se llamanúmerodemasaalnúmerodepartículasfundamentalesenelnúcleo.

II. CLASIFICACIÓN DE NÚCLIDOSA. Isótopos(Hílidos)

Poseen igual "Z" y pertenecen al mismo elemento

ÁTOMO


químico. Los isótopos poseen propiedades químicas iguales y propiedades físicas diferentes.

Ejemplo:

Isótoposdelhidrógeno.

H11 H2

1 H31

AbundaciaForma

Protio99,985%

Agua común

Agua pesada

Agua super pesada

H2O D2O T2O

Deuterio0,015%

Tritio10–15%

B. Isóbaros

Poseen igual "A", tienen propiedades físicas y químicas diferentes.Ejemplo:

Ca4020 Ar40

18

A = 40 A = 40

C. IsótonosPoseen igual "N", tienen propiedades físicas y químicas diferentes.Ejemplo:

Na2311 Mg24

12

N = 12 N = 12

III. ESPECIES ISOELECTRÓNICAS Son aquellas especies químicas que poseen igual cantidad

de electrones. Ejemplo:

N –37 Na+1

11

#e–=7+3=10 #e– = 11 – 1 = 10

Nota:#e– = Z– (Carga del ión)

Problema1Determina el número de nucleonesfundamentales (A), si: A + Z + N = 100

SAN MARCOS NIVEL FÁCIL

A) 10 B) 20 C) 30D) 40 E) 50

Resolución: A + Z + N = 100 14243 A + A = 100 2A = 100 \ A = 50

Respuesta:E)50

Problema2Sea el átomo: E33 1

x+1 x+2

Halla la carga nuclear (Z).

A) 14 B) 15 C) 16D) 17 E) 18

SAN MARCOSNIVEL INTERMEDIO

Resolución:A = Z + N33 = x + 1 + x + 233 = 2x + 3x = 15

Se cumple ⇒ p+ = e– = Z = x + 1\ Z = 16

Respuesta:C)16

Problema3Determinaloscuatronúmeroscuantosparaelúltimoelectrónes5p3.A) (5, 1, –1, +1/2)

B) (5, 1, +1, –1/2) C) (5, 1, –1, –1/2)D) (5, 1, +1, +1/2)E) (5, 0, +1, +1/2)

UNMSMNIVEL DIFÍCIL

Resolución:

\ (5, 1, +1, +1/2)

Respuesta:D)(5,1,+1,+1/2)

PROBLEMAS RESUELTOS


QUÍMICATEMA 2

NÚMEROS CUÁNTICOS

DESARROLLO DEL TEMA

I. NÚMERO CUÁNTICO PRINCIPAL (N) Determina el nivel principal de energía para un electrón

y el tamaño del orbital. Defineeltamañodelorbital,porqueamayor"n"mayor

tamaño".

1 s1 s

n = 2n = 1

K

n=1 n=2 n=3 n=4 n=5 n=6 n=7

Capas

Núcleo

Niveles

+

L M N O P Q

AUMENTA ESTABILIDAD

AUMENTA ENERGÍA

Se cumple: #maxe– = 2n2

nivel

Si: n = 3 ⇒ #maxe– = 2(3)2 = 18

II. NÚMERO CUÁNTICO SECUNDARIO (l) Tambiénsedenominanúmerocuánticoazimutalodel

momento angular, designa para el electrón el subnivel de energía donde este debe encontrarse dentro de un nivel "n"ydefineparaelorbitallaformageométrica.

l = 0, 1, 2, 3, ..., (n – 1)

Relación de subniveles para cada valor de L.

l Subnivel Nombre

0123

spdf

SharpPrincipalDifuso

Fundamental

Ejemplos:• n=1 • n=3 l = 0 l = 0, 1, 2 ↓ ↓ ↓ ↓ s s p d

• n=2 • n=4 l = 0, 1 l = 0, 1, 2, 3 ↓ ↓ ↓ ↓ ↓ ↓ s p s p d f

FORMAS DE LOS ORBITALES

Orbital"s" Orbital"p" Orbital"d" Orbital"f"

y

x

z

x

z

y

x

NÚMEROS CUÁNTICOS


III. NÚMERO CUÁNTICO MAGNÉTICO (ml) Determina para el electrón el orbital donde se encuentra dentro de un cierto subnivel de energía, determina para el orbital,

la orientación espacial que adopta cuando es sometido un campo magnético externo.

ml = –l1, ... , –1, 0, +1, ..., + lValores para "ml":

l Subnivel Orbitales Número de orbitales(2l+1)

Número de máximo de e–(4l+2)

0 s PSs

ml 01 2

1 p PSPx

PSPy

PSPz

ml –1 0 +13 6

2 d PSdxy

PSdxz

PS

dz2 PSdyz

PS

dx2–y2

ml –2 –1 0 +1 +25 10

3 f ml PS–3

PS–2

PS–1

PS0

PS+1

PS+2

PS+3 7 14

Gráficasdelos principales orbitales atómicos a) Orbital"s"

x

z

y

b) Orbitalesp(formadilobular)

x

x

Px

Py

Pz

x

z

z

z

y

y

y

Gráficasdelosorbitales"p":

c) Orbitalesd(formatetralobular)

dyz dxz

dxy

dz2dx2 – y2

IV. NÚMERO CUÁNTICO DEL ESPÍN MAGNÉTICO (ms) Defineelsentidoderotacióndeunelectrónalrededordesuejeimaginario.

Giro Antihorario Giro Horario

P S

Eje imaginario

ms = + 1/2 ms = – 1/2

NÚMEROS CUÁNTICOS


Problema1Un átomo posee un númeromásicoqueeseldobledesunúmeroatómico.Determine los 4 probables númeroscuánticosdelúltimoe– de la C.E., si es que posee 11 neutrones.

SAN MARCOS 1984NIVEL INTERMEDIO

A) 3; 0; 0; –1/2B) 4; 0; 0; +1/2C) 5; 0; 0; +1/2D) 3; 1; 0; + 1/2E) 3; 0; 0; +1/2

Resolución:Datos: A = 2Z N° n° = 11

Se sabe: A = Z + N = n°2Z = Z + 11 → Z = 11 = N° p+

Como no indican la carga se sobreen-tiende que es neutro:N° p+ = N° e– → 1s22s22p63s1

Elúltimoe– se encuentra en 3s1:

n = 3

m = 0s = +1/2

3s1 l = 0

Respuesta:E)3;0;0;+1/2

Problema2Un átomo de carga –2 tiene 6e– en la 4.ta capa.Hallasunúmeroatómico.

SAN MARCOS 1989NIVEL FÁCIL

A) 32 B) 34 C) 36D) 38 E) 40

Resolución:

Datos: E–2AZ

N° e– = 6 en la 4.ta etapa

Sabemos: N° e– = Z + carga ...(1)

anión

C.E.: 1s22s22p63s23p64s23d104p4

6e– en la4ta capa

→ N° e– anión = 34⇒ Reemplazamosen(1):

34 = Z + 2 → Z = 32\ El N° atómico es 32

Respuesta:A)32

Problema3Halla el N° de masa (A) de un átomo que posee38neutronesysuconfiguraciónes [Kr]5s1.

SANMARCOS1990NIVEL FÁCIL

A) 70 B) 75 C) 80D) 85 E) 90

Resolución:Datos: N° n° = 38

C.E.: [Kr]5s1

Sabemos: Z(Kr) = 36 ⇒ Zátomo = N° p+=36+1=37→ A = p+ + n° → A = 38 +37=75

\Elnúmerodemasaes75

Respuesta:B)75

PROBLEMAS RESUELTOS


QUÍMICATEMA 3

CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA

DESARROLLO DEL TEMA

Consiste en distribuir los electrones de un átomo en niveles, subniveles y orbitales.

I. PRINCIPIO DE AUFBAU (CONSTRUIR)Consiste en distribuir los electrones en función a la energíarelativa (ER) creciente.

ER = n + l

Ejemplo:

Subnivel n l ER

4p5d4s

454

120

574

Observación:

Cuando los subniveles poseen igual energía relativa se les llama subniveles "degenerados", en este caso se usaraelordendeenergíaabsolutaelcualseefectúacon el valor de "n".

Ejemplo:

Subnivel n l ER

3d4p

34

21

55

El ordenamiento será:3d 4p

Mayor energíamenor estabilidad

II. REGLA DE MOLLIER (REGLA DEL SERRUCHO)

Nivel 1 2 3 4 5 6 7

Subniveles

s s s s s s s

p p p p p p

d d d d d

f f f f

Capacidad teórica 2n2 2 8 18 32 50 72 98

Capacidad real 2 8 18 32 32 18 8


1010 SAN MARCOS QUÍMICATEMA3

Ejemplo:Realizarlaconfiguraciónelectrónicadel17Cl17Cl→ 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5

III. CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICAABREVIADA2He: 1s2 → [He]

10Ne: 1s2 2s2 2p6 → [Ne]

18Ar: 1s2 2s2 2p63s2 3p6 → [Ar]

36Kr: 1s2 ................ 4p6 → [Kr]

54Xe: 1s2 ................ 5p6 → [Xe]

86Rn: 1s2 ................ 6p6 → [Rn]

Ejemplo:

35Br → 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p 1444442444443

18Ar

→ [Ar] 4s2 3d10 4p5

IV. DISTRIBUCIÓN ELECTRÓNICA DEIONESA. Anión

Pararealizarlaconfiguraciónelectrónicadeunaniónprimerosecalculaelnúmerodeelectronesyluegorealizarladistribuciónelectrónica.

Ejemplo:

8–2 1s2 2s2 2p6#e– = 8 + 2 = 10

B. CatiónEn este caso primero se realiza la configuraciónelectrónica y después se sacan los electrones delúltimonivel,luegodelpenúltimonivel.Ejemplo:

26Fe [Ar] 4s 2 3d 6

El electrón que falta saledel subnivel “d”

Primero salen 2e– del nivelmás alto (4s)

26Fe+3 [Ar] 4s0 3d5 = [Ar] 3d5

V. PRINCIPIO DE MÁXIMA MULTIPLICI-DAD O DE HUNDCuando se llenan los orbitales de un subnivel no se puedellenar el segundo electrón de un orbital si es que antesnosehallenadocadaorbitalalmenosconunelectrón.Ejemplo:Realizareldiagramaorbitalparael8O

8O → 1s2 2s2 2p4

123 123 14444244443

__ __ ___ ___ ___ Incorrecto1s2s2px2py2pz

__ __ ___ ___ ___ Correcto1s2s2px2py2pz

VI. PRINCIPIO DE EXCLUSIÓN DE PAULIUn átomo no puedetener2electronesconsus4númeroscuánticos iguales.

Observación:Orbital lleno:

Orbital semilleno:

Orbital vacío:

VII. CONFIGURACIONES ELECTRÓNICASESPECIALES1. Una configuración electrónica no puede terminar

en d4 o d9 porque es inestable, para que estasconfiguracionesseanestablesdebenpasarad5 o d10.

ns 2 (n – 1)d 4 ns1 (n – 1) d5

1e–

ns 2 (n – 1)d 9 ns1 (n – 1) d101e–

Ejemplo:

1e–

• 24Cr → [18Ar] 4s 2 3d4 → [18Ar] 4s1 3d5 ¡Estable!

Unamaneraprácticadehacerlasecuenciasinescribirlaregladelserruchoes:

1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6

Si Soy Pamer Soy Pamer Soy de Pamer Soy de Pamer

6s2 4f14 5d10 6p6 7s2 5f14 6d10 7p6

Soy fuerza de Pamer Soy fuerza de Pamer



1e–

•79Au → [54Xe] 6s 2 4f145d9

→ [54Xe] 6s14f145d10 ¡Estable!

2. Regladebypass Cuando una configuración electrónica termina en

subnivel “f” se tiene que pasar un electrón del subnivel “f” al siguiente subnivel d, para lograr mayor estabilidad. Ejemplo:

•92U → [86Rn]7s2 5f 4 6d0 → [86Rn]7s25f36d1 ¡Estable!

VIII. PROPIEDADES DEL ÁTOMOA. Paramagnetismo

Presentan electrones desapareados y son atraidos por un campo magnético externo, pero cuando se retiraelcampomagnéticonomanifiestapropiedadesmagnéticas.

B. DiamagnetismoPresentan electrones apareados y son debilmente repelidos por un campo magnético manifestando propiedadesmagnéticasaunquesehubieraretiradoel campo magnético.

PROBLEMAS RESUELTOS

Problema1Un átomo posee un númeromásicoqueeseldobledesunúmeroatómico.Determine los 4 probables númeroscuánticosdelúltimoe– de la C.E., si es que posee 11 neutrones.

UNMSM 1984NIVEL INTERMEDIO

A) 3; 0; 0; –1/2 B) 4; 0; 0; +1/2C) 5; 0; 0; +1/2 D) 3; 1; 0; + 1/2E) 3; 0; 0; +1/2

Resolución:Datos: A = 2Z N° n° = 11Se sabe: A = Z + N = n°2Z = Z + 11 Z = 11 = N° p+Como no ind i can l a ca rga se sobreentiende que es neutro:N° p+ = N° e– 1s22s22p63s1

Elúltimoe–seencuentraen3s1:

3s1

n 3=l 0=m 0=s 1/2= +

Respuesta:E)3;0;0;+1/2

Problema2Un átomo de carga –2 tiene 6e– en la 4.tacapa.Hallasunúmeroatómico.

UNMSM 1989NIVEL FÁCIL

A) 32 B) 34 C) 36 D) 38 E) 40

Resolución:Datos: A

ZE–2

N° e– = 6en la 4.ta etapaSabemos: N° e– = Z + carga ...(1) aniónC.E.: 1s22s22p63s23p64s23d104p4

→ N° e– anión = 34Reemplazamosen(1): 34 = Z + 2 Z = 32 \ El N° átomico es 32

Respuesta:A)32

Problema3Halla el N° de masa (A) de un átomo que posee38neutronesysuconfiguraciónes [Kr]5s1.

UNMSM1990NIVEL FÁCIL

A) 70B) 75C) 80D) 85 E) 90

Resolución:

Datos: N° n° = 38 C.E.: [Kr]5s1

Sabemos: Z(Kr) = 36Zátomo = N° p+=36+1=37→ A = p+ + n° → A = 38 +37=75

\ Elnúmerodemasaes75

Respuesta:B)75


QUÍMICATEMA 4

TABLA PERIÓDICA MODERNA

DESARROLLO DEL TEMA

I. CLASIFICACIÓN PERIÓDICA DE LOS ELEMENTOS QUÍMICOS

A. Triadas de Dobereiner (1817)

El químico alemán Johan Dobereiner agrupó loselementos en series de 3, donde los elementos que pertenecen a una triada poseen propiedades químicas similares y se cumple que el peso atómico del elemento central de una triada es aproximadamente igual a la semisuma de los pesos atómicos de los elementos extremos.

Li Na K7 23 39

PA(Na) = 7+ 392

= 23

Ca Sr Ba40 87,6 137

PA(Sr) = 40 + 1372

= 88,5

B. Octavas de Newlands (1864)

Ordenó los elementos en grupos de siete en función a sus pesos atómicos crecientes. A este ordenamiento se le conoció como octavas porque el octavo elemento presentaba propiedades químicas similares al primer elemento del grupo anterior.Ejemplo:

PA PA 678 678

Li 7 Na 23

Be 9 Mg 24

B 11 Al 27

C 12 Si 28

N 14 P 31

O 16 S 32

F 19 Cl 35,5

C. Tabla periódica corta de Dimitri Mendeleiev (1869)Ordenó los elementos químicos en función a su peso atómico en series y grupos, donde los elementos de un mismo grupo poseen la misma valencia y propiedades semejantes.Su insistencia en que los elementos con características similares se colocaran en las mismas familias le obligo a dejar espacios en blanco en su tabla. Por ejemplo predijo la existencia del galio y el germanio llamándolos eka – aluminio y eka – silicio.



Ejemplo:

EKALUMINIO(GALIO) EKASILICIO(GERMANIO)

PRONOSTICADA DESCUBIERTA PRONOSTICADA DESCUBIERTA

PROPIEDAD 1871 1875 1871 1886

PESOATÓMICO(uma) 68 69,9 72 72,33

DENSIDAD(g/mL) 5,9 5,93 5,5 5,47

VALENCIA 3 3 4 4

FÓRMULA DEL ÓXIDO R2O3 Ga2O3 RO2 GeO2

FÓRMULA DEL HIDRURO

RH3 GaH3 RH4 GeH4

TABLA PERIÓDICA CORTA DE MENDELEIEV

SERIESGRUPO I

R2OGRUPO II

ROGRUPO III

R2O3

GRUPO IVRH4RO2

GRUPO VRH3R2O5

GRUPO VIRH2RO3

GRUPO VIIRH

R2O7

GRUPO VIIIRO4

1 H=1

2 Li=7 Be=9,4 B=11 C=12 N=14 O=16 F=19

3 Na=23 Mg=24 Al=27,3 Si=28 P=31 S=32 Cl=35,5

4 K=39 Ca=40 –=44 Ti=48 V=51 Cr=52 Mn=55 Fe=56 Co=59Ni=59 Cu=63

5 (Cu=63) Zn=65 –=68 –=72 As=75 Se=78 Br=80

6 Rb=85 Sr=87 ?Yt=88 Zr=90 Nb=94 Mo=96 –=100Ru=104Rh=104Pd=106 Ag=108

7 (Ag=108) Cd=112 In=113 Sn=118 Sb=122 Te=125 I=127

8 Cs=133 Ba=137 ?Di=138 ?Ce=140 – – – – – – –

9 (–) – – – – – –

10 – – ?Er=178 ?La=180 Ta=182 W=184 –Os=195 Ir=197Pt=198 Au=199

11 (Au=199) Hg=200 Tl=204 Pb=207 Bi=208 – –

12 – – – Th=231 – U=240 – – – – –

II. TABLA PERIÓDICA MODERNA (TPM) Diseñado en 1915 por el

químico Alemán Alfred Werner, tomando en cuenta la ley periódica moderna de Moseley y la distribución electrónica de los elementos.

En la tabla periódica moderna, los elementos están ordenados enfunciónalnúmeroatómicocreciente en donde se pueden apreciar filas horizontalesllamadas periodos y columnas verticales denominadas grupos.

A. Periodo• Sonlasfilashorizontalesqueestánenumeradasdel

1al7.• Elordendecadaperiodoindicaelnúmerodeniveles

deenergíadelaconfiguraciónelectrónicaoelúltimonivel (capa de valencia).

Orden del periodo = Capa de valencia

B. Grupo• Sonlascolumnasverticalesquecontienenaelementos

de propiedades químicas similares.• Son16gruposdeloscuales8tienenladenominación

"A" llamados elementos representativos, y 8 tienen la denominación "B" llamados metales de transición.



CabehacernotarqueladesignacióndegrupoAyBnoesuniversal.EnEuropaseutilizaBpara loselementos representativos y A para los metales de transición que es justamente lo opuesto al convenio de los Estados Unidos de América. La IUPAC recomienda enumerar las columnas de manera secuencialconnúmerosarábigos,desde1hasta18.

GRUPOSA(Elementosrepresentativos)

GRUPO ELECTRONES DE VALENCIA DENOMINACIÓN

1A ns1 Metales Alcalino (excepto el H)

2A ns2 Metales Alcalinos Térreos

3A ns2np1 Boroides o Térreos

4A ns2np2 Carbonoides

5A ns2np3 Nitrogenoides

6A ns2np4 Calcógenos o Anfígenos

7A ns2np5 Halógenos

8A ns2np6He = 1s2 (excepción) Gases Nobles

GRUPOSB(Metalesdetransición)

GrupoLaconfiguraciónelectrónicaterminaenlossubniveles

Denominación

1B ns1(n–1) d10 Familia de cobre(metales de acuñación)

2B ns2(n–1) d10 Familiadelzinc(elementos puente)

3B ns2(n–1) d1 Familia del escandio

4B ns2(n–1) d2 Familia del titanio

5B ns2(n–1) d3 Familia del vanadio

6B ns1(n–1) d5 Familia del cromo

7B ns2(n–1) d5 Familia del manganeso

8Ans2(n–1) d6ns2(n–1) d7ns2(n–1) d8

Elementos Ferromagné-ticos: (Fe, Co, Ni)

Nota:En la tabla periódica moderna los elementos se ordenanenfunciónalnúmeroatómicocreciente.

Los elementos de transición interna (Lantánidos y Actínidos) tienen incompleto el subnivel “f” y pertenecenalgrupo3B,secaracterizanporsermuyescasos.

C. ClasificacióndeloselementosporbloquesLoselementosquímicosseclasificanen4bloques(s,p, d, f) y esto depende del subnivel en el que termina suconfiguraciónelectrónica.

ns

LantanidosActínidos

n–p(n–1)d

(n–2)f 4f5f

D. Ubicación de un elemento en la tabla periódicaGRUPO A

LA CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA TERMINA EN:

ORDEN DEL GRUPO A PERIODO

nsa a nnsanpb a + b nnsa(n–1)d npb a + b nnsa (n–2) f (n–1)d npb a + b n

Ejemplo:Indicar el Grupo y Periodo de:

• 17Cl: 1s22s22p63s 23p5

2 + 5 =7

n = 3

a b GRUPO7APERIODO = 3

• 34Se: 1s22s22p63s23p64s23d104p4

2+4=6

n = 4

a b GRUPO 6APERIODO=4

Nota:ElordendelgrupoA,indicaelnúmerodeelectronesde valencia.

GRUPO ALA CONFIGURACIÓN

ELECTRÓNICA TERMINA EN:ORDEN DEL

GRUPO B PERIODO

nsa(n–1) db a + b nnsa (n–2) f (n–1) db a + b n

Tener en cuenta el siguiente cuadro: GRUPO 8B 1B 2Ba + b 8 9 10 11 12

Ejemplo Indicar el grupo y periodo de:

• 26Fe: 1s22s22p63s23p64s23d 6

2+6=8

n = 4

a b GRUPO 8BPERIODO=4



• 30Zn: 1s22s22p63s23p64s23d 10

2+10=12

n = 4

a b GRUPO 2BPERIODO=4

Nota:Para conocer el número de grupo de un elementocuya configuración electrónica termina en subnivelp simplemente suma dos unidades al número deelectronesdedichosubnivel"p".

E. Carácter metálico y carácter no metálico1.CarácterMetálico(C.M.)

Llamado también electropositividad, es la capacidad de un átomo para perder electrones (oxidación).

2.CarácterNoMetálico(C.N.M)Es la capacidad de un átomo para ganar electrones (reducción).La variación del C. M. y C.N.M. en la tabla periódica es como se muestra a continuación.

Aumenta

Aumenta

Periodo

Periodo

C.M.

C.N.M.

Grupo

Grupo

F. Metales, no metales y metaloides1. Metales• Buenos conductores del calor y electricidad.• Sondúctilesymaleables.• Atemperaturaambientalseencuentranenestado

sólido, excepto el mercurio que es líquido.• Presentanbrillometálico.• Enlasreaccionesquímicaspierdenelectrones,

es decir se oxidan.• Casi todos los óxidosmetálicos son sólidos

iónicos con carácter básico.

Nota:El metal que mejor conduce la corriente eléctrica es la plata, luego el cobre y después el oro.

Cu > Ag > Au

2. No Metales

• Noconducenelcalornilaelectricidad.• Notienenlustre.

• Los sólidos suelen ser quebradizos, algunosduros y otros blandos.

• En reacciones químicas ganan electronesconvirtiéndose en aniones.

• Lamayorpartedelosóxidosnometálicossonsustancias moleculares que forman soluciones ácidas.

3. MetaloidesLos metaloides tienen propiedades intermedias entre metales y no metales. Podrían tener algunas propiedades características de los metales, pero carecer de otras. Por ejemplo el silicio es metal, pero es quebradizo en lugar de sermaleable yno conduce el calor y ni la electricidad, tan bien como los metales. Varios de los Metaloides son semiconductores eléctricos y constituyen como el silicio los principales elementos empleados en lafabricacióndecircuitosintegradosychipsparacomputadoras. Los metaloides son 8 elementos: B, Si, Ge, As, Sb, Te, Po, At.

III. PROPIEDADES PERIÓDICAS DE UN ELEMENTO QUÍMICOA. Radio Atómico (RA)

Sedefinecomolamitaddeladistanciaentredosátomosidénticosadyacentesenlazadosquímicamente.

d

RA

RA = d2

RA

+ +

B. Radio Iónico (RI)Es el radio de un anión o catión monoatómico.Se cumple que:

RI(Anión)>RA(Átomo neutro) > RI(Cation)

Ejemplo:Sean las especies químicas del elemento carbono (C)

I. 6C4+ → #e–=6–4=2II. 6C → #e–=6III. 6C4 – → #e–=6+4=10

Entonces, se cumple que:RIIII > RAII > RII

Nota:Paraespeciesisoelectrónicassecumplequeelnúmeroatómico es inversamente proporcional al radio iónico.



Ejemplo:Sean las especies isoelectrónicasI. 12Mg2+→ #e-=12–2=10II. 10Ne → #e-=10III. 8O2– →#e-=8+2=10Entonces, se cumple que: RIIII > RIII > RII

C. Energía de Ionización (EI) o Potencial de Io-nización (P.I.)Es la energía mínima necesaria para eliminar un electrón del nivel externo de un átomo en estado gaseoso y así transformarse en un catión.Lamagnituddelaenergíadeionizaciónesunamedidade que tan fuertemente se encuentra unido el electrón alátomo,cuandomayoreslaenergíadeionizaciónesmás difícil arrancar un electrón.X(g) + EI1 → X(g) + 1e–

X–(g) + EI2 → X2–

(g) + 1eX2+

(g) + EI3 → X3+(g) + 1e

Donde:EI1:PrimeraEnergíadeIonizaciónEI2:SegundaEnergíadeIonizaciónEI3:TerceraEnergíadeIonización

Se cumple: EI3 > EI2 > EI1

Nota:• Siempreesmásfácilquitarelprimerelectrónenunaionización.

• Electroafinidad(EA)

D.AfinidadElectrónica(A.E.)ÓElectroafinidad(EA)Es el cambio de energía que ocurre cuando un átomo en estado gaseoso, acepta un electrón para formar un anión. Generalmente este proceso es exotérmico (libera energía) pero en algunos casos especiales es endotérmico (absorbe energía)

X(g) + AE + 1e → X(g)

E. Electronegatividad (EN)Eslacapacidaddeunátomoparaatraerhaciasíloselectrones de un enlace químico.Según la escala de Linus Pauling; el Fluor es elelemento más electronegativo de la TPM.Valor Máximo: EN (F) = 4,0ValorMínimo:EN(Fr)=0,7

F. Variación de las propiedades periódicas

RI

ENEIAEAumenta

Aumenta

Aum

enta

Aum

enta

RA

Nota:Recuerda que los no metales poseen mayor EI, AE y EN que los metales.

IV. TENDENCIAS GENERALES DE LAS PRO-PIEDADES EN LOS GRUPOS

A. Grupo 1A: Metales AlcalinosLos metales alcalinos son sólidos metálicos blandos, son muy reactivos por lo que no se encuentran libres en la naturaleza. Reaccionan con agua paraproducirelhidrógenogaseosoyelhidróxidometálicocorrespondiente.

B. Grupo 2 A: Metales Alcalinos TérreosLos metales alcalinos térreos son sólidos pero más duros y densos que los metales alcalinos. Son menos reactivos que los metales alcalinos y su reactividad con el agua es variable, el berilio no reacciona con el agua,elmagnesiolohacelentamenteconelvapordeagua, el calcio, estroncio y bario en cambio reaccionan con el agua fría.

C. Grupo 7 A: HalógenosLos Halógenos presentan gran reactividad por lo que no se encuentran en estado elemental en la naturaleza. El astato es extremadamente raro yradiactivo,muchas de sus propiedades todavía nose conocen.

D. Grupo 8 A: Gases NoblesSon no metales gaseosos a temperatura ambiente, todos ellos son monoatómicos, presentan gran estabilidad por lo que su reactividad es excepcional-mente baja.



Problema1Hallalos4númeroscuánticosdelúltimoelectrón de un átomo que tiene 8e– en la capa "N".A) (5, 0, 0, +1/2)B) (4, 2, +1, –1/2)C) (4, 2, –1, –1/2)D) (4, 2, –1, +1/2)E) (5, 1, +1, –1/2)

NIVEL FÁCIL

Resolución:

K , L , M , N

1

{

2

{

3

{

4

{

{{{1s22s22p63s23p64s 2 3d104p 65s2 4d 2

–2 +2+10–1

n: 4 ml: –1l: 2 ms: +1/2

Respuesta:D)(4,2,–1,+1/2)

Problema2¿A qué grupo de la tabla periódica pertenece un elemento cuyo Z = 23?A) 5A B) 3B C) 4B D) 8B E) 5B

NIVEL INTERMEDIO

Resolución:

Z = 23 → 1s22s22p63s23p64s23d3

El elemento se encuentra en el Grupo VB.

Respuesta:E)VB

Problema3Un elemento se encuentra en el 4to periodo y grupo 6A de la tabla periódica. Calcula su número demasa tiene 36neutrones.A) 36 B) 38 C) 48D) 70E) 72

NIVEL DIFÍCIL

Resolución:Periodo: 4Grupo: VIA

1s22s22p63s23p64s23d104p4

⇒ Z = 34

142

43 + n° = 36

A=70

Respuesta:D)70

PROBLEMAS RESUELTOS


QUÍMICATEMA 5

ENLACE QUÍMICO

DESARROLLO DEL TEMA

I. ENLACE QUÍMICO INTERATÓMICO Esaquellafuerzadeatracciónentredosomásátomos

que resulta como consecuencia de la transferencia o compartición mutua de uno o más pares de e–, entre los átomos participantes.

Este tipo de enlace define las propiedades químicas de la sustancia, como: la clase de sustancia, valencia(s) del elemento, forma geométrica de la estructura, además estabiliza la estructura de lanueva sustancia liberando energía en su formación; osea los átomos libres poseen mayor energía que los átomos unidos por enlaces.

• Octeto de Lewis: "Todo átomo, al formar un enlace químico, adquiere, pierde o comparte tantos electroneshastaalcanzarlaconfiguraciónelectrónicade un gas noble: , es decir cada átomo debe poseer 8,ensuúltimacapa".

• Kernel: Es todo lo que queda de un átomo al no tomarencuentasuúltimacapa.

• SimbolodeLewis: Es la notación de los electrones de valencia alrededor del símbolo de un elemento representativo (grupo A). Lewis planteó la representación de estos electrones mediante puntos o aspas.

CapadeValencia ns1 ns1 ns2np1 ns2np2 ns2np3 ns2np4 ns2np5 ns2np6

Grupo 1A 2A 3A 4A 5A 6A 7A 8A

Elementos Li

Na

Be

Mg

B

Al

C

Si

N

P

O

S

F

Cl

Ne

Ar

Nota:Lavalencianotienesigno,simplementeesunnúmeroque indica cuántos electrones debe compartir ganar o perder el elemento antes de que se sature.

A. ValenciaEs la capacidad de saturación o combinación con la que un elemento se enfrenta a otro para cumplir con el octeto de Lewis.

B. Carga iónicaEselestadoqueadoptaunátomocuandohaperdidoo ganado electrones (catión o anión). Ejemplo:• 12Mg:Núcleo,1s2, 2s2, 2p5, 3s2 ⇒

Kernel

• Valencia=2 ⇒ Mg2+ ⇒ catióncarga=0 Valencia=0 carga=2+

Mg

• O ⇒ ( O )2 ⇒ anión

• 18Ar:Núcleo,1s2,2s2,2p6,3s2 ,3px py pz ⇒

Kernel

Ar Valencia = 0Carga = 0

ENLACE QUÍMICO


Nota:Hay algunos elementos que no cumplen con el octeto de Lewis: 1H; 2He; 4Be; 5Be; etc.Para los elementos representativos (Grupo "A"), el ordendelgrupocoincideconel#dee–delaúltimacapa.

Ejemplo:VIA: O ; S ; etc

xxxxx

x

VIIA: Cl ; F ; etcxx

xx

xxx

IA: K; Na; etc

II. CLASES DE ENLACE INTERATÓMICO Son 3: Iónico, Metálico y Covalente.

A. Enlace iónico o electrovalenteEs la atracción electrostática entre 2 iones debido a la transferencia de del metal al no metal posiblemente, siemprequela1,7.

Ejemplo1• IA:Na → val = 1 EN(Cl) = 3,0• VIIA: Cl

xx

xxxxx → val = 1; EN(Na) = 0,9

∆ EN = 2,1El enlace es iónico

Nota:Para hallar la fórmula se coloca delmenos almáselectronegativo.

⇒ Na+ ( Cl )–

catión anión

Enlace iónico

xx

xxx xx

Unidad fórmula = NaClAtomicidad = 1 + 1 = 2

Ejemplo2• IA:K→ val = 1; EN (N) = 3,04

• VA: Nxx

xx x → val = 3; EN (K) = 0,82

∆ = 2,22 \ El enlace es iónico

K+ – N – +K

K+

xx

xx x o también: 3K+ ( N

xx

xx x)3–

Unidad fórmula = K3 N

Atomicidad = 3 + 1 = 4

Nota:La valencia de un elemento indica el número deátomos del otro.

Característicasdeuncompuestoiónico• Generalmenteexistenenestadosólido.• Sumínimaporcióneslaceldacristalinaunitaria,

no presentan moléculas.

Ejemplo:

• Enlanaturalezasonsólidos.• Poseenaltopuntodefusiónyebullición.• Sondurosyfrágiles.• ElCaOpresentamayorTebulliciónqueel.• Enestado sólido sonmalos conductoresdel

calor y la electricidad, pero cuando están fundidos o disueltos en agua sí son buenos conductores.

B. Enlace metálico Es la fuerzadeatracciónentre lanubeelectrónica

circundante y los cationes metálicos sumergidos en el océano de electrones.

Ejemplo:

+

+

+

+

+

+

+

+

+

+

+

+

+

+

+

+

: Catión Metálico

Enlace Metálico

: Flujo de Electrones

+

Característicasdeunasustanciametálica• Sonrelativamenteblandos,perotenaces.• Temperaturadefusiónyebulliciónvariables.• Excelentesconductoresdelcaloryelectricidad.• Lamayoríasondúctilesymaleables.• Todometalesmuyelectropositivo(puedeperder

fácilmente electrones).• Todossonsólidos(exceptoelHg).• Sumínimaporcióneslaceldacristalinaunitariay

no la molécula.

ENLACE QUÍMICO


C. Enlace covalentePor lo general es la atracción electromagnética entre 2 átomos, en lo posible no metálicos, debido a la compartición mutua de uno o más pares de electrones entre los átomos participantes. Este enlace ocurre siempre que la ∆EN<1,7.Existen 2 clases: normal y coordinado.

1.Enlacecovalentenormal Resulta cuando del total de e– compartidos, cada

átomoaportalamitad,asuvezpuedeserde2clases:

a.Enlacecovalentepolar Sedaentrenometalesdediferentenaturaleza

siempre que la ∆EN ≠ 0, el o los pares de e– se comparten por desigual, es atraido mejor por el no metal mas electronegativo.

Ejemplo: Pero:

• VIIA: Clxx

xxxxx → val = 1; EN (O) = 3,44

• VIA: O → val = 2; EN (Cl) = 3,16

∆ EN = 0,28 ≠ 0

⇒ Clxx

xxxx Cl

xx

xxxx

Ox x

⇒ Cl Cls s

O

Conclusiones• Presenta 2 enlaces covalentes: normales

polares y simples (2).• Presenta8orbitalessolitarioso8paresde

electrones libres.• Unidadfórmula= • Atomicidad= 3. • Tiene20e– de valencia.

b.Enlacecovalenteapolar Se da entre no metales tal que la EN = 0 y ello

ocurre generalmente entre no metales de la mismanaturaleza,losparesdee– se comparten equitativamente.

Ejemplo:

• VIIA: F F ⇒ F – F ⇒ F2

hayunenlacesimple

• VIA: O O ⇒ O = O ⇒ O2xx

x

xxx x

x xxx

x hayunenlacedoble

• VA: N N ⇒ N ≡ N ⇒ N2 hayunenlacetriple

Nota:El H no cumple con el octeto de Lewis, pero sí con el dueto, al igual que el He.Se llaman enlacesmúltiples al enlace doble (D) yenlace triple (T).Fuerzadeenlace:T>D>S.Longitud de enlace: S > D > T.

2.EnlacecovalentecoordinadoodativoEs aquel enlace donde sólo uno de los átomos (dador) aporta un par de a compartirse y el otro simplemente los acepta (aceptor) para que ello ocurra se deben seguir las siguientes indicaciones:• Recordar el orden del grupo de cada

elemento.• Ladisposicióndelosátomosydelaestructura

debe ser lo más simétrico posible.• El"H"jamásvaenelmediode2elementos,

siempre va en una esquina y por lo general pegado al oxígeno.

• Átomosdelamismanaturalezaenloposiblenodeben estar juntos.

• En lo posible los e– libres de un átomo intermedio colocables a un solo lado, no entre enlaces.

Ejemplos: Halla la estructura de Lewis de las siguientes sustancias químicas:

I. H Cl O4 ⇒ O Cl O ⇒ O Cl OH

O

Oxxx

x x

x x

IA

VIAVIIA

Conclusiones:• Hay 5 orbitales covalentes (2 normales

polares/ 3 coordinados o dativos)• Hay11orbitaleslibres.• Hay32devalencia.• Todoslosenlacessonsimples(5).

II. ⇒ O

OOsxx xx

x x

OO

O

Conclusiones:•Hay 2 enlaces (1 normal apolar doble / 1

coordinado)• Hay 6 orbitales solitarios o 6 pares deelectronesantienlazantes.

• Hay18e– de valencia• Hay2enlacessigma(s) y un enlace pi (p)

ENLACE QUÍMICO


Característicasdeunasustanciacovalente• Lamayoría de ellos presentan comomínima

porción a la molécula.• Ensuestructurapor logeneralhaypurosno

metales.• Las sustancias moleculares presentan bajo

punto de fusión y ebullición.• Son malos conductores del calor y la

electricidad.• Puedenencontrarseenestadosólido,líquidoy

gaseoso, a condiciones ambientales.• Porlogenerallamayoríadesólidossonblandos

y frágiles.

3.Parámetrosdelenlacecovalentea.Energíadeenlace(E) Es la energía que se requiere para romper una

unión o enlace covalente, o como la que se libera cuando se forma un enlace covalente, generalmente expresada en función de una mol de enlaces.

Curva de energía potencial para elhidrógeno

Ener

gía

pote

ncia

l (KJ

.mol

–1)

Distancia internuclear

Energía de disociación de enlace

(pm)74

H2

0

0

H + H

En la disociación o ruptura del enlace hay

absorción de energía.

H + HH H + 432 kJ. mol–1 →

En la formación del enlace hay liberación deenergía.

H + H → H – H + 432 kJ. mol–1

Energía de formacióndel enlace

b.LongituddeEnlace(L)Es la distancia promedio de separación entre losnúcleosdedosátomosenlazadosenunamolécula.

Variación– La longitud de enlace varía en relación directa conelnúmeroatómico.

– A mayor unión química, menor longitud de enlace.

– A menor longitud de enlace, mayor es la energía de disociación.

Ejemplo:

Enlace L(pm) E(kJ.mol–1)

– C – C – 154 348

C = C 134 614

– C ≡ C – 120 839

c. Ángulo de enlace Es el ángulo formado por las líneas imaginarias que unen los núcleos de un átomo centralenlazadosaotrosdosátomos.

Ejemplo: En el agua (H2O).

L = 96 pm

HHa

a = 104,5°

Nota:Los electrones libres del átomo central (oxígeno) se van a un solo punto y oprimen a los electrones de enlace haciendo a lamolécula asimétrica, el polonegativo semanifiesta en el lugar donde haymásconcentración (> densidad electrónica).

+

e–

e–

e–

Núcleo

ENLACE QUÍMICO


PROBLEMAS RESUELTOS

Problema1¿Qué compuestos tiene enlace iónico?A) C6H12O6 B) CH3OHC) H2O D) KI E) C12H12O11

NIVEL FÁCIL

Resolución:K I

metal alcalino

halógeno(nometal)

Forman enlace iónico

Respuesta:KI

Problema2Indicar la notación Lewis para un átomo con(z=7)A) x B) x C) x

D) x E) x

NIVEL INTERMEDIO

Resolución:

z=7:1s2 2s2 2p 3 +2

grupo:VA

notación: x

Respuesta: x

Problema3¿Quéenlaceformax(z=12),y(z= 35)?A) iónico B) covalente C) apolarD) dativo E) metálico

NIVEL INTERMEDIO

Resolución:12X: 1S2 2S2 2P6 3S2

grupo: IIA (metal alcalino)

35y[Ar]4s2 3d10 4p5

grupo:VIIA(halógenonometal)

Forman un enlace iónico

Respuesta:Iónico


QUÍMICATEMA 6

UNIDADES QUÍMICA DE MASA

DESARROLLO DEL TEMA

I. MOL1 mol < > 1NA de partículas discretas

Donde:• NA = Constante de avogadro• NA = 6,02 . 1023

• Partículasdiscretaspuedenser:átomos, moléculas, iones,... etc.

Ejemplo:A) 1 mol Ca Contiene NA de átomos de Ca

< > 6,022.1023 átomos de Ca< > 6,02 . 1023 Ca

B) 1,8 mol H2O Contiene 1,8 Na de moléculas de H2O< > 1,8 (6,02.1023 moléculas de H2O)< > 1,8 (6,02 .1023 H2O)

II. UNIDAD DE MASA ATÓMICA (u)Equivale a la doceava parte del átomo patrón (isótopocarbono –12)

1u1u

1u1u

1u1u1u

1u1u1u

1u1u

Átomopatrón

1u = masa del carbono–12x

1u = 112 MC–12

1u = 1,66 . 10–24 g Observación:

1u = 1gNA

Esta unidad es apropiada para medir la masa de partículas discretas.

III. MASA ISOTÓPICA O MASA RELATIVADE UN ÁTOMO

( ) ii

AA

24 1masa absoluta gramos de Jm.A. J

1,66.10 g.u– –=

Aplicación Determine la masa atómica del isótopo cloro –37sisumasa absoluta es 6,138 . 10–23 gramos.

Resolución

( )37

3724

23

24 1

masa absoluta Cm.A. C1,66 .10

6,138.10 g1,66.10 g.u36, 98u

l

l –

–

– –

=

=

=

IV. MASA ATÓMICA PROMEDIO O MASAAPARENTE DE UN ELEMENTO

Isótopos1AzJ 1A

zJ ... 1AzJ

N° de masa A1 A2 ... An

Masa isotópica mA1 mA2 ... mAn

Abundancia relativa a1 a2 ... an

A. mA (J) Aproximada ......................... (u)

( ) 1 1 2 2 n nAprox

1 2 n

a .A a .A ... a .AmA J a a ... a+ + += + + +

B. mA (J)Exacta ......................... (u)

( ) 1 1 2 2 n nEx

1 2 n

a .mA a .mA ... a .mAmA J a a ... a+ + += + + +



Problema1Elazuldeprusiaesunasalcompleja,si un alumno lo escribe de la siguiente forma Fe4[Fe(XY)6]3 y recuerda que el peso molecular era 860. Determinar el peso molecular de XY. (Dato P.A Fe = 56)A) 26 B) 28 C) 24D) 30 E) 32Resolución:ParahallarMxy requerimos sus pesos atómicos a partir del dato:

MFe4[Fe(XY)6]3 = 860

4 × 56 + (56 + (XY)6)3 = 860

168 + 18XY = 860 – 224

168 + 18XY = 636

18XY = 636 – 168

M(XY) = 46818 = 26

Respuesta:26

Problema2Setiene1026gdeazúcar(C12H22O11). Calcularcuántasmoléculasdehidrógenocontiene.A) 11NA B) 22NA C) 30NA D) 33NA E) 44NA

Resolución:Nospiden#moléculas(H2) en:

PROBLEMAS RESUELTOS

Aplicación: Para el cloro:

Cl3517 Cl35

17

(liviano) (pesado) mA1 = 35,11 i mA2 = 36,98 u a1 =75% a2 = 25% Determine la masa aparente en unidades de masa

atómica (u) de este elemento de forma aproximada y exacta.

Resolución:

( )

( ) ( )

( )

( ) ( )

1 1 2 2Aprox

1 2

1 1 2 2Ex

1 2

a A a .AmA C a a75% 35 25% 37

75% 25%35,5u

a .mA a .mAmA C a a75% 35,11 25% 36,98

75% 25%35,58u

l

l

+= ++– +

=+= +

+= +=

V. MASA MOLECULAR (M)T Es la masa de una molécula expresada en unidades de

masa atómica (u). Ejemplo:

1. Mo3 = 3MA(O) = 3(16u) = 48 u

2. MH2O = 2MA(H) + 1mA(O) = 2(1 u) + 1(16 u) = 18 u

3. MH2SO4 = 2MA(H) + 1mA(S) + 4mA(0)

= 2(1u) + 1(32) + 4(16u) = 98 u

VI. MASA FÓRMULA (mF) Es la masa en u de una sola unidad fórmula (especie

iónica). Ejemplo:

1. ( ) ( )NaCmF 1mA Na 1mA C23u 35,5u58,5u

l

l

+ –= += +=

2. ( ) ( )

( )( )

3CaCOmF 1mA Ca 1mA C

3mA O40u 12u 3 16u100u

= +

=+= + +=

VII. MASA MOLAR (M) Es la masa de una mol es decir de un NA de partículas

discretas. Ejemplos:

1. MO3 = 48 g/mol

2. MH2O = 18 g/mol

3. MH2SO4 = 98 g.mol–1

4. MNaCl = 58,5 g.mol–1

VIII. NÚMERO DE MOLES (n)

J JJ

A mJ

m VNºpartículas Jn N VM= = =

CNsignifica:Condicionesnormalesesdecir:P= 1 atm; T = 0ºC.

Luego a C.N. se cumple.

Vgas = ngas.VmCN

VmCN = 22,4 L/mol



1 mol-gC12H22O11 = (M)g= 12×12+22(1)+16×11= 342 g → 22at - gH= 11 mol – gH2

14442444311NA moléculas H2

1026g → x

⇒ x =1026 × 11NA

342 x = 33 NA moléculas de H2

Respuesta:33NA

Problema3¿Cuánto pesa una molécula deCH3 – (CH2)16 – COOH?(P.A. C = 12; O = 16)A) 1,41 × 10–21gB) 9,43 × 10–22gC) 4,71× 10—22gD) 9,43 × 10–22gE) 1,66 × 10–23g

Resolución:Hallando el peso molecular del compuesto:

MCH3(CH2)16COOH = 12+3(1)+(12+2)

16+12+16×2+1MCH3(CH2)16COOH = 2841mol-gCH3(CH2)16COH = 284 g6,023 × 1023 moléculasx ← 1 molécula

⇒ x =284

6,023 × 1023

x =4,71× 10–22 g

Respuesta:4,71x10–22g


QUÍMICATEMA 7

ESTADO GASEOSO

DESARROLLO DEL TEMA

I. DEFINICIÓN Es uno de los estados de agregación de la materia y se

caracteriza porque susmoléculas están en constantemovimiento ya que posee alta energía cinética.

Debido a esta característica los gases poseen forma y volumen variable.

En el estado gaseoso sus moléculas están sometidas a dosfuerzasmoleculares:lafuerzaderepulsión(FR) que sonmayoresquelasfuerzasdeatracciónocohesión(FA).

FA

FR

FR > FA

Analizandounamoléculagaseosa:

Ejemplo de gases: N2, O2, F2, Cl2, gases nobles (He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn) CO, CO2, SO2, HCl, CH4.

II. PROPIEDADES DE LOS GASESA. Expansibilidad

Todo gas trata de ocupar el máximo volumen que le sea permitido. Se expande fácilmente por un aumento de temperatura, es decir el volumen aumenta.

M MV2V1

B. CompresibilidadTodo gas se puede comprimir, es decir, disminuir su volumenalaplicarleunafuerzaexterna.

Ejemplo:

GAS GASV1 V2

P1 P2

V1 > V2

P2 > P1 ⇒al comprimir

C. DifusiónTodo gas puede difundirse, es decir, trasladarse a través de otro gas o de un líquido.

Ejemplo:

Aroma

D. EfusiónTodogaspuedepasaratravésdeorificiospequeñoso poros, es decir pasan de una presión alta a una presión baja.

Globo Globo

Presiónbaja

Presiónalta

III. PARÁMETROS DEL ESTADO GASEOSO Son aquellas variables que alteran las características

físicas de los gases.

1442

443

PVT

Tanque de hospital Son:

P = presión T = temperatura V = volumen

IV. GAS IDEAL• Es un gas hipotético que cumple con las leyes de

Boyle,CharlesyGay-Lussac.• Lascaracterísticasparagasidealson:

– Baja presión.– Elevada (alta) temperatura.– Elevada energía cinética entre sus moléculas.– Las fuerzas intermoleculares de repulsión y

atracción son nulas.– El volumen de cada una de sus moléculas es igual

a cero.

ESTADO GASEOSO


V. ECUACIÓN UNIVERSAL DE LOS GASESIDEALESSe denomina también ecuación de estado de los gasesideales, porque nos permite establecer una relación deparámetros (variables) de estado.

1442443P

VTn

P.V. = R.T.n⇒

NemotécniaP a V o = R a T o n

Donde: P = presión absoluta (atm, mmHg, Torr, KPa) V = volumen (litros) T = temperatura absoluta (°K) n =númerodemolesdelgas

R = constante universal de los gases ideales o constante de Regnault.

Valores de R

R = 0,082 atm.Lmol.K = 62,4 mmHg.L

mol.K = 8,3 kPa.Lmol.K

Equivalencias

P1atm =760mmHg=760Torr1 KPa = 1000 Pa = 103 Pa14

243

V 1 L = 1000 ml = 1000 cm3 = 1 dm3

1 m3 = 1000 L14243

T°K = °C +273°R = °F + 46014

243

masa1 kg = 1000 g1 libra = 1 lb = 453,6 g14

243

VI. FÓRMULA PARA CALCULAR EL PESOMOLECULAR (M) DE UN GAS

De: P.V. = R.T.n ... (1)

Además: n = mM ... (2)

(2) en (1): P.V. = R.T.JKLmM

NOP

⇒ M = RTmP.V.

VII. FÓRMULA PARA CALCULAR LA DEN-SIDAD (D) DE UN GAS

De: P.V. = R.T.n ... (1)

Además: n = mM ... (2)

(2) en (1): P.V. = R.T.JKLmM

NOP

⇒ P. M = R.T.JKLmV

NOP 123

D = P.MR.T

D

Nota:• Ungasidealesunmodelohipotéticocuyas

características se basan en la Teoría CinéticaMolecular (T.C.M).

• Alaumentarlatemperaturaydisminuirlapresiónde un gas, su densidad aumenta.

• TemperaturaabsolutasonlosgradosKelvinyparahallarlosecalculausandolafórmula:

• Ungasidealesunmodelohipotéticocuyascaracterísticas se basan en la Teoría CinéticaMolecular (T.C.M).

• Alaumentarlatemperaturaydisminuirlapresiónde un gas, su densidad aumenta.

• Temperatura absoluta son los grados Kelvin yRanking

VIII. GAS A CONDICIONES NORMALES(C.N.)Un gas se encuentra a condiciones normales cuandocumpla lo siguiente:

P = 1 atm =760mmHg= 101,3 KPaT = 0°C =273°K

Vn

= 22,4 Lmol

Nota:Para usar la constante "R" debes tener cuidado en identificarlosdatosdepresión:Si "P" esta en atmósfera R = 0,082Si "P" esta en mmHg R = 62,4

IX. ECUACIÓN GENERAL DE LOS GASESIDEALES (LEY DE CLAUSIUS)• Lascondicionesdeungas(P,V,T)enunmomento

dado pueden cambiar, debido a que no son estáticos.• Laecuacióngeneralrelacionaloscambiosquesufre

una misma masa del gas (proceso isomásico), portanto se cumplirá

14243

142

43

144424443 144424443

V1T1

V2T2

CondiciónInicial

Estado 1

CondiciónFinal

Estado 2

P1 P2

ProcesoIsomásico

(masaconstante)

ESTADO GASEOSO


P1.V1T1

= P2.V2

T2 = ..... = constante

Nemotecnia:

P a V i T o

Como: D = mV

V1m1

= 1D1

y V2m2

= 1D2

Reemplazandoenlaecuacióngeneral:

P1D1.T1

= P2

D2.T2 = ..... = constante

X. PROCESOS GASEOSOS RESTRINGIDOS Son los cambios que experimenta un gas, manteniendo

constante la masa y cualquiera de las variables de estado (P, V ó T).

A. Ley de Boyle-Mariotte (Proceso isotérmico, "T" constante)

"Si la temperatura (T) es constante, el volumen (V) de una misma masa gaseosa es inversamente proporcional a su presión absoluta (P)".

De: P1.V1

T1 =

P2.V2T2

⇒ P1.V1 = P2.V2 T=Temperaturaconstante

T1 = T2

Tb > Ta

V(L)V1

Tb

Ta

V2

1

2 isoterma

P1

P2

P(atm)

B. Ley de Charles (Proceso isobárico, "P" cons-tante)"Si la presión (P) es constante, el volumen (V) de una misma masa gaseosa es directamente proporcional a su temperatura absoluta (T)".

De: P1.V1

T1 =

P2.V2T2

⇒V1T1

= V2T2

P= Presiónconstante

isóbara

T(°K)

P1=P2

T2

Pa

T1

12V1

V2

V(L)

C. Ley de Gay-Lussac (Proceso Isocórico Isomé-trico, "V" constante)"Si el volumen (V) es constante, la presión absoluta (P) de una misma masa gaseosa es directamente proporcional a su temperatura absoluta (T)".

De: P1.V1

T1 =

P2.V2T2

⇒ V1T1

= V2T2

P= Presiónconstante

isócora

T(°K)T2T1

P1

P2

P(atm)

Nota:Recordar para los procesos gaseosos:

− =

=

− =

1 1 2 2

1 21 2

1 21 2

VariableLey Proceso FórmulaConstante

Boyle Marriotte Isotérmico T P .V . P .V

V VCharles Isobárico P T T

P PGay Lussac Isocórico V T T

• La unidad de la densidad de un gas es g/L.• Ungasseencuentraacondicionesnormales (C.N.) cuando la presión es 1 atm y la temperatura es0°Có273°K.

XI. MEZCLA DE GASES• Unamezcla gaseosa es la unión demoléculas de

dos omásgases sinqueentre ellos seproduzcauna reacción química. Es decir, cada uno de los componentes de la mezcla mantiene todas suspropiedades.

• Enunamezclagaseosalatemperaturaesconstante.

Molécula de gas "A"

Molécula de gas "B"

A. Fracción Molar Eslarelaciónqueexisteentreelnúmerodemoles

parcialesdeuncomponenteyelnúmerodemolestotalesdelamezclagaseosa.

ESTADO GASEOSO


A Gas "A" nA

nB

nt = nA + nB

Gas "B"B

XA = nAnT

XB = nBnT

Además: xA + xB = 1

B. Ley de las presiones parciales (Dalton)• "Lapresiónparcialdeunamezclagaseosaesiguala

la suma de las presiones parciales de cada gas".

• La presión parcial de cada gas es lamisma quetendría al encontrarse solo ocupando el volumen del recipiente a igual temperatura.

A B A+BV V V+

PA PB PT

nA nB nT

Se cumple: PT = PA + PB Ley de Dalton

y nT = nA + nB ; XA = PAPT

XB = PBPT

C. Ley de los volúmenes parciales (Amagat)• "Elvolumentotaldeunamezclagaseosaesiguala

lasumadelosvolúmenesparcialesdecadagas".

• Elvolumenparcialdecadagaseselmismoquetendría al encontrarse solo a la presión total y a igual temperatura.

A B A+BVA VB VT+

P P P

nA nB nT

Se cumple: VT = VA + VB Ley de Amagat

y nT = nA + nB ; XA = VAVT

XB = VBVT

Donde:PA = presión parcial del gas AVA = volumen parcial del gas APB = presión parcial del gas B.VB = volumen parcial del gas B.

XII. PESO MOLECULAR PROMEDIO APA-RENTE DE UNA MEZCLA GASEOSA

Como: mT = mA + mB ... (1)

A+B

De: n = mM

→ m = n . M .... (2)

(2) en (1): nT . MT = nA . MA + nB . MB

MT =nA MA

nT

nB MBnT

+

MT = xA.MA + xB.MB

Problema1Se tiene 40 litros de un gas, si la presión aumenta en un 40 % y la temperatura disminuye en 30%, ¿cuál seráelvolumenfinal?A) 30 L B) 40 L C) 50 L D) 20 L E) 10 L

NIVEL INTERMEDIO

Resolución:P1 = P + 40%P P2 = 140%P = 75P

T1 = T – 30%T T2 =70%T= 710T

V1 = 40l ______ V2 = ?

Por la ecuación general de los gases.

P1.V1T1

= P2.V2

T2

Reemplazando:

P×40LT =

75P×V2

710T

\ V2 = 20L

Respuesta:V2=20L

Problema2En un proceso isócoro la presión de un gas se reduce un medio de su valor inicial.Determine la temperaturafinal,silainicialfuede127ºC.

NIVEL INTERMEDIO

A) 150 K B) 190 KC) 200 K D) 209 KE) 300 K

Resolución:Proceso isócoro: V = Cte

P1T1

= P2T2

... (a)

PROBLEMAS RESUELTOS

ESTADO GASEOSO


P1 = P – P/2 P2 = P2T1 =127°C

T1 = 400 K _____ T2 = ?Reemplazando:

P400 =

P2T2

\ T2 = 200K

Respuesta:T2=200k

Problema3Calcularelnúmerodemolesdeungas"L" que ocupa un volumen de 4,1 atm a 27ºCy1,5atmdepresión.

NIVEL INTERMEDIOA) 0,1 B) 0,25 C) 0,50D) 1,0 E) 1,5

Resolución:P = 1,5 atmV = 4,1 lT =27ºC+273= 300 K

R = 0,082 atm.LK.moln = ?

Segúnlaecuaciónuniversaldelosgases.PV = nRT

Reemplazando:

1,5atm. 4,1l = n.0,082 atm.LK.mol

.300K n = 0,25 mol.

Respuesta:0,25


QUÍMICATEMA 8

REACCIONES QUÍMICAS

DESARROLLO DEL TEMA

Son procesos en la cual una o más sustancias iniciales, llamadas “reactantes” sufren cambios en su estructura molecular dando lugar a la formación de nuevas sustancias, llamados “productos”.

I. ECUACIÓN QUÍMICA Es la representación literal de una reacción química.

Coeficientes

2Fe(s) + 3H2O(l) + Q → 1Fe2O3(s) + 3H2(g)

14444244443 1444442444443 Reactantes Productos

Q = Calor g = Gas

S = Sólido l = Líquido

Ejemplo:

Fe(s)

Fe2O3(s)

H2O(g)(Vapor)

H2O(l)

Calor(Mechero)

II. FUNDAMENTOS PARA RECONOCER UNA REACCIÓN QUÍMICA

Tenemos los siguientes fundamentos más importantes:• Desprendimientodeungas• Liberacióndecalor.• Cambiodeolor• Formacióndeprecipitados• Cambio de propiedades físicas y químicas de los

reactantes.

III. CLASIFICACIÓN DE LAS REACCIONES QUÍMICAS

A. De acuerdo a la naturaleza de las sustancias

1.Reacciones de Adición o Asociación oCombinaciónReacciones dos o más sustancias para formar una nueva sustancia.Ejemplos: (Sin balancear)1) Síntesis de Lavoisier:

H2 + O2 → H2O2) Síntesis de Haber –Bosh

N2 + H2 → NH3

2.ReaccióndeDescomposiciónSon aquellas que a partir de un solo reactante (compuesto) se obtiene varios productos, por lo generalsenecesitaenergía(calorífica,eléctrica,luminosa, etc.)Ejemplos:

1) CaCO3(s) Calor∆

CaO(s) + CO2(g)

Reacción de Pirolisis

2) NaCl(s) CorrienteEléctrica

Na(s)+ Cl2(g)

3) H2O2(l) CorrienteEléctrica

H2O(l) + O2(g)


3232 SAN MARCOSQUÍMICATEMA 8

3.Reacción de Simple Desplazamiento osustituciónSimpleEs la reacción de un elemento con un compuesto, donde el elemento desplaza a otro que seencuentra formando parte del compuesto.Esto se fundamenta en la mayor actividad química.

NOMETALMAS

ACTIVOMETALMAS

ACTIVO

* Losmetalesmásactivosdesplaza:H,excepto:Cu, Ag, Au, Hg, Pt.Ejemplos:

1) Zn(s)+H2SO4(l)→ ZnSO4(ac)+H2(g) Desplaza

2) Na(s)+ H2O(l) → NaOH(ac) + H2(g) Desplaza

3) F2(g) + NaCl(ac) → NaF(ac) + Cl2(g) Desplaza

4.Reacción de Doble Desplazamiento(MetatesisoNoRedox)Reacción donde existe un intercambio de elementos entre dos compuestos, formándose dos nuevos compuestos.

Ejemplo:

1)ReaccionesdeNeutralización:

HCl(ac) + NaOH(ac) → NaCl(ac) + H2O(l)

(Ácido) (Base) (Sal) (Agua)

2) Reacciones de Precipitación

Pb(NO3)2(ac) + K2CrO4(ac) → PbCrO4(s) + KNO3(ac)144444424444443

Precipitado

AgNO3(ac) + NaCl(s) → AgCl(s)+NaNO3(ac) 1444442444443 Precipitado

B. PorelintercambiodeenergíacaloríficaCuando se produce una reacción química, ésta se realiza liberando o absorbiendo calor neto almedio que lo rodea, esto permite clasificar a lasreacciones como: Endotérmicas y Exotérmicas.

1.ReaccionesEndotérmicas(∆D>0)Reaccióndondehayunaganancianetadecalor,por lo tanto la entalpía del producto es mayor respecto a la del reactante.

Ejemplo:CO2 + H2O + 890 KJ/mol → CH4 + O2CO2 + H2O → CH4 + O2 ∆H = + 890 KJ/mol ∆H = EntalpíaDonde:

∆H = ∆H (Productos) – ∆H (Reactantes)

EntalpíadeReacción(∆H)Es el cambio de calor de reacción a una presión y temperatura constante.∆H° = Entalpía estándar de la reacción a condiciones estándar (25º C y 1 Atm).Analizando: la variación de la entalpía (∆H) a medidaqueavanzalareacción.

C.A.

950

900

10

EA ∆ H

CO2 + H2O

∆H = (KJ/mol)

Avance de la reacción

CONCEPTOSYVALORES:* EnergíadeActivación(EA) Es la energía (calor) necesaria que debe

absorber los reactantes para iniciar la reacción. Dondeelgráfico: EA = (950 – 10) = 940 KJ/mol

* ComplejoActivado(C.A.) Esunestadodemáximoestadocaloríficoquealcanzalosreactantes.Aestacondiciónocurrela ruptura y formación de enlace.

C.A. = 950 KJ/mol Dondeelgráfico: ∆H = (900 – 10) = + 890 KJ/mol

Significaque ganó calor

2.ReacciónExotérmica(∆H>0)Reacciónendondehayunapérdidanetadecalor,por lo tanto la entalpía del producto es menor



respecto a la del reactante.Ejemplo:C + O2 → CO2 + 390 KJ/molC + O2 → CO2 ∆H = –390 KJ/molGraficando:

∆H = (KJ/mol)

100

0EA

C.A.

∆ H–390

Avance de la reacción

VALORES ENERGÉTICOS:EA = 100 – 0 = 100 KJ/molC.A. = 100 KJ/mol∆H = –(390 – 0) = – 390 KJ/mol

Significaque perdió calor

III. REACCIONES DE COMBUSTIÓN Son aquellas que se producen por desprendimiento de

caloryluzquedanorigenalossiguientestipos:

A. Combustión Completa

Seproduceenpresenciadesuficientecantidaddeoxígeno obteniéndose Dióxido de Carbono (CO2) y agua (H2O)

Ejemplo: 1C3H8 + 5O2 → 3CO2 + 4H2O

B. Combustión Incompleta

SeproducepordeficienciadeOxígeno,obteniéndosecomo producto, Monóxido de Carbono (CO), Carbono (C) y Agua (H2O)

Ejemplo:

2CH4 + 52O2 → 1CO + C + 4H2O

IV. REACCIONES DE NEUTRALIZACIÓN Es una reacción entre un ácido y una base. Las reacciones

acuosas Ácido – Base, por lo general, tienen la siguiente forma:

Ácido + Base → Sal + H2O

Ejemplo: 1HCl + 1NaOH → 1NaCl + 1H2O 1H2SO4+1Ca(OH)2→1CaSO4+ 2H2O

V. REACCIONES CATALÍTICAS Son aquellas que se producen en presencia de un

catalizadorqueinfluyeenlavelocidaddereacción. Ejemplo: KClO3(s)

MnO2 + KCl(s) + O2(g)

H2O2(ac) MnO2 H2O(l) + O2(g)

VI. REACCIONES REDOX Son aquellas en donde existen transferencias de

electrones de una especie a otra. Los átomos o iones experimentan cambios en sus estructuras electrónicas debido a la ganancia o pérdida de electrones.

Ejemplo:

°Zn + °O2 → +2Zn

–2O

Donde:

°Zn – 2e– → +2Zn (se oxida)

°O2 – 2e– → –2O (se reduce)

SignificadodeRedox

REDUCCIÓN OXIDACIÓN

Gana electrones Pierde electrones

E.O. disminuye E.O. aumenta

Es una agente oxidante Es un agente reductor

Nota:Se debe conocer la regla del E.O. de los principales elementos.Por ejemplo:

REDUCCIÓN

OXIDACIÓN

°F + +1K

–1I → °I2 +

+1K

–1F

14424431442443142431442443 Agente Agente Forma Forma Oxidante Reductor Oxidada Reducida

VII. REACCIONES DE DESPROPORCIÓN O DE DISMUTACIÓN

Un tipo especial de reacción REDOX, se llama reacción de desproporción en donde un mismo elemento se oxida ysereducealavez.

Ejemplo:

Reducción Oxidación

°Cl2 +

+1Na

–2O

+1H →

+1Na

–1Cl +

+1Na

+5Cl

–2O + H2

+1O



IGUALACIÓN O BALANCE DE ECUACIONES QUÍMICAS

EntodaReacciónQuímicaelnúmerodeátomosparacadaelemento en los reactantes debe ser igual a los productos, paraellosehaceusodediferentesmétodosdeBalanceodeacuerdo al tipo de reacción.

I. MÉTODO DE TANTEO O SIMPLE INS-PECCIÓN

Estemétodo se utiliza para reacciones simples y serecomiendahaciendodeacuerdoalsiguienteorden:1. Metal(es)2. No Metal(es)3. Hidrógeno y Oxígeno

Ejemplo: H2SO4 + Ni → Ni2 (SO4)3 + H2

↓ ↓ ↓ ↓ ↓

RelaciónMolar 3 2 2 3 3

II. MÉTODO DE COEFICIENTES INDETER-MINADOS (ALGEBRAICO)1. Se le asigna coeficientes (a,b,....) a todas las

sustancias que participan en la reacción.2. SeefectúaunBalancedeÁtomoparacadaelemento

obteniéndose un sistema de ecuaciones algebraicas.3. Seasumeunnúmeroconvenienteparalaletraque

más se repite generalmente la unidad.4. Se resuelve el sistema de ecuaciones y los valores

obtenidossereemplazanenlaecuaciónoriginal.5. Sielcoeficienteresultafraccionariosemultiplicapor

el m.c.m. del denominador.Ejemplo: aK2Cr2O7 + bHCl → cKCl + dCrCl3 + eCl2 + fH2O

Se forman ecuaciones algebraicas K : 2a = c ................................................... (1) Cr : 2a = d ................................................... (2) O : 7a= f .................................................... (3) H : b = 2f .................................................. (4) Cl : b = c + 3d + 2e .................................. (5)

Ysedeterminanlosvaloresdeloscoeficientesliterales:a = 1 (repetida).a = 1 b = 14 c = 2d = 2 e = 3 f =7

III. MÉTODO REDOX Se aplica a ecuaciones donde existe Reducción y

Oxidación.

Reglas(Procedimiento):• SeasignanlosvaloresdeE.O.aloselementosenla

ecuación.

• Seidentificanlasespeciesqueseoxidanylasquesereducen.

• Balancearátomosydeelectronesencadasemireacción,teniendoencuentaelnúmerodeelectronesganadosy perdidos, son iguales.

• Sereemplazanloscoeficientesenlaecuaciónoriginal.• Seanalizalaecuaciónysinoseencuentrabalanceada

se produce por tanteo.

Ejemplo:

–3 –2 –1 0 +1 +2 +3 ...... E.O.

OXIDACIÓN

REDUCCIÓN

a) En la oxidación: Balancear:

1) Fe – 3e– → Fe+3

144424443 Ag. Reductor

2) Cl–1 – 4e– → Cl+3

144424443 Ag. Reductor

b) En la Reducción:1) C + 4e– → C–4

144424443 Ag. Oxidante

2) N2 + 6e– → 2N–3

144424443 Ag. Oxidante

Ejemplo: Ecuación Completa:

Balancear por RedoxNH3 + O2 → NO + H2O

Calcular:

E = Coef. (reductor)N° e transferidos

IV. MÉTODO IÓN – ELECTRÓN En un caso de Balance Redox donde participan iones y

moléculas y depende del medio.

Forma Práctica:• Enprimer lugarescogemoselparde ionesquese

oxida y reduce, para formar las dos semireacciones.• LuegoanalizamoselBalancedeMasa,peroenéste

Balance no considere el átomo de H y O.• ElHyOsebalanceandeacuerdoalmediodondese

realizan.

A. Medio Ácido o Neutro

1. Balance de cargas iónicas2. Balance los Iones H+

3. Balance con el H2O, por exceso de “H”



PROBLEMAS RESUELTOS

B. Medio Básico1. Balance de cargas iónicas.2. Balance con los Iones OH–

3. Balance con el H2O por exceso de “H”

Ejemplo: Balancear en medio ácido.Cu + NO3

– → Cu2+ NO2

Aplicamos Redox: en el par iónico.

1x Cuº –2e– Cu 2+

2x 14243

N+5 +1e– N +4

Donde:1 Cuº + 2 NO3

– → 1 Cu2++2NO2

• Balance de cargas iónicas: (M. Acido) –2 = + 2

• Balance con H+ : 4H+

\ –2 + 4H+ = +2 +2 = +2

• Balance con H2O – = 2H2O

Finalmente:1 Cuº + 2NO3

– + 4H+ → 1Cu2+ + 2NO2 + 2H2O

Problema1

Determineelnúmerodeoxidacióndelcobre en:

CuSO4A) +1 B) +2C) +3 D) +4E) – 4

Resolución:

CuSO–24

+6x

x + 6 – 8 = 0

x = +2

Respuesta:+2

Problema2Identifiquelasustanciaqueseoxidaen:

Na + H2O NaOH + H2

A) NaB) H2OC) NaOHD) H2

E) Na y H2

Resolución:

Na + H2O → NaOH + H2O +1

–e–

el Na se oxida porque pierde electrones.

Respuesta:Na

Problema3Determine agente reductor en:

Zn + HCl → ZnCl2 + H2

A) ZnB) HClC) ZnCl2D) H2

E) HCl y H2

Resolución:

Zn + HCl → ZnCl2 + H2O O+2 –1+1–1

–2e–

El Zn se oxida y es el agente reductor.

Respuesta:Zn


QUÍMICATEMA 9

ESTEQUIOMETRÍA

DESARROLLO DEL TEMA

I. DEFINICIÓN La palabra "estequiometría", se deriva del griego

stoicheion,quesignifica"primerprincipiooelemento",que quiere decir "medida". La estequiometría describe las relaciones cuantitativas entre los elementos en los compuestos (composición estequiométrica) y entre las sustancias cuando experimentan cambios químicos (estequiometría de reacción).

Las leyes Estequiométricas tienen su importancia porque radica en que podemos predecir la masa de los productos formados en una reacción química conociendo la cantidad de sustancias de los reactantes.

II. LEYES PONDERALES (GRAVIMÉTRICAS)

A. Ley de conservación de las masas o materiaFue planteado por el químico francés Antoine Lavoisier en 1789 "En toda reacción química, lasmasas delas sustancias reactantes es siempre igual a la suma delasmasasdelosproductos"afirmandolaleydeconservación de la materia, donde esta no se crea ni se destruye, sólo se transforma.

Ejemplo1:

CaCO3

Calor CaO CO2

100 g 56 g 44 g

100 g 100 g

Ejemplo2:N2 H23 NH23

28 g 6 g 2 (17 g)

34 g 34 g

Nota:Según la Ley de conservación de masas, la suma de masas reactantes es igual a los productos.

B. Leydelasproporcionesdefinidasocomposi-ción constante

Fue enunciado por el químico francés Joseph LProust en 1799 "cuandodos o más elementos se combinan para formar un determinado compuesto, lo hacen siempre en unarelación o proporción en masafijaoinvariable",cualquierexcesoquedarásinreaccionar.

Ejemplo:

2 SO2

O2

2 SO3

ESTEQUIOMETRÍA


C. Ley de las proporciones múltiples

Esta ley fue enunciada por el químico inglés JohnDalton en 1804, considerado como el Padre de la Teoría Atómica Moderna.

"Si dos elementos forman compuestos diferentes, las masas de un elemento que se combina con la masa fija de otro elemento seencuentran en relaciones de números en te rossencillos".

Ejemplo:

2 C + O2

2 CO c oo

+c

o

0,75 g 1,00 g 1,75 g

C + O2

CO c oo

+ co

0,75 g 2,00 g 2,75 g

o

Se observa que la relación de pesos de oxígeno que reaccionanconunpesofijodecarbono(0,75g)es

1,00 g2,00 g = 12

D. Ley de las proporciones recíprocas (o pesos de combinación)

Fue planteado por J.B. Richter y C.F. Wenzel en1792:

"Las masas de diferentes elementos que se combinan con una misma masa de otro elemento dan la relación en que ellos se combinarán entre sí (o bienmúltiplos osubmúltiplosdeestasmasas)".

Ejemplo:

H2

Cl2+ HCl2 H H

Cl

Cl+

HCl

H

HCl

H

2 g 71 g

Cl2+ NaCl2Na2

Na

Na Cl

Cl+

Na

Na Cl

Cl

46 g 71 g

H2 + Na2 NaH2

H

H

Na

Na+

NaH H

NaH H

2 g 46 g 48 g

III. LEYES VOLUMÉTRICASA. Ley de los volúmenes de combinación

Fue dada a conocer por el científicofrancésJosephGay-Lussac en 1808 como producto de sus investigaciones sobre la compresión y expansión de los gases y la reacción entre ellos."A temperatura y presión constante, los volúmenesde los gases que reaccionan están en la misma proporción que sus coeficientes estequiométricas".Las proporciones pueden ser molares y volumétricas.

Ejemplo:

H

2Cl

2+ HCl2 H HCl

Cl+

HCl

H

HCl

H

1 mol 1 mol 2 moles 1 V 1 V 2 V

O sea: (5 L) (5 L) (10 L) Sabiendo que V = 5 Ejemplo:"Acondicionesnormales(CN),losvolúmenesmolaresequivalen a 22,4 L.

N2

H2+ NH

32

H H

+3 H H

H H

N

N

NH

HH

NH

HH

1 mol 3 moles 2 moles A: C.N. 1(22,4 L) 3(22,4 L) 2(22,4 L)

B. Contracción volumétrica (C.V.)

Es una proporción que se tendrá de la disminución del volumen en una reacción gaseosa respecto al volumen de los reactantes:

C.V. = VR – VP

VR

VR = Suma de los coeficientes gaseosos de los reactantes.Vp = Suma de los coeficientes gaseosos de los productos.

Ejemplo:N2(g) + 3H2(g) → 2 NH3(g)

C.V. = (1 + 3) – 2

(1 + 3) = 12

(el volumen se contrae en un 50%)

Ojo:Si sucede lo contrario el volumen se expande.

ESTEQUIOMETRÍA


IV. CASOS ESPECIALES

A. Reactivo limitante (RL), y Reactivo en exceso (RE)

RL: Es aquel reactante que se consume totalmente porque interviene en menor proporción estequiométrica (Agota sustancia).

RE: Es aquel reactante que se consume parcialmente porque interviene en mayor proporción estequiométrica (sobra sustancia).

Regla particular para determinar el RL y RE.

RL = CRCT = menor valor

RE = CRCT = mayor valor

Ojo: CT = Cantidad teórica CR = Cantidad real

Ejemplo:

C + O2 → CO2 123 123 123

12 g 32 g 44 g ... (CT)

6 g 6 g x ... (CR)

612 = 6

32 =144424443144424443

Mayor valor Menor valor (RE) (RL)

0,5 0,19

11

\ x = (6) (44)(32) = 8,25 g CO2

8

Ojo:También se cumple con la relación molar y volumétrica.

B. Porcentajedepurezadeunamuestraquímica

En toda reacción química, las sustancias que deben reaccionar deben ser 100% puras; por lo tanto, extraeremoslasimpurezasbajoeste criterio:

%Pureza= cantidad sust. puracantidad muestra . 100

C. Rendimientooeficienciadelareacción(RR)

Es la relación expresada en porcentaje de las cantidades reales (CR) frente a los teóricos (CT) según:

C.T. → 100 %C.R. → RR ó RR = CR

CT . 100%

V. RELACIONES ESQUIOMÉTRICAS QUE SE CUMPLEN EN UNA REACCIÓN QUÍMICA• mol→ mol ó vol →vol(coeficienteestequiométrico)

• gmasa→ masa (masa atómica (m.A.) ó masa molar (M))

• mol→masa(coeficientesestequiométricas→ m.A. ó M

• Vol(CN) → mol (coef x 22,4 L →coeficiente)

• gramos→ Vol(CN) (m.A. ó M → coef x 22,4 L)

• NA → gramos (Avogadro (6.1023) → m.A. ó M)

• Vol(CN) → NA (coef x 22,4 L → Avogadro (6.1023))

Ojo:Si nos piden moléculas (NA) y si piden átomos (NA x subíndice)

Nota:Reglas para resolver un problema por estequiometrías.• La ecuación debe estar completamente y balanceada.• Aplicarlarelaciónestequiométrica.• Resolverporreglade3simpledirecto.• Comprobarelrendimientodelareacción.

ESTEQUIOMETRÍA


Problema1¿Cuántos gramos de agua se formarán alhacerreaccionar10gdeH2 con 500 g de O2?Datos: Pesos atómicos: O = 16, H = 1A) 45 B) 90 C) 180D) 270 E) 135

UNMSM2008NIVEL FÁCIL

Resolución: 2H2 + O2 → 2H2O 4 22 36

10 g 5000 x g 2,5 15,625Reactivo Reactivolimitante en exceso

÷ ÷

x = 10 × 364 g

x = 90 g

Respuesta:90

Problema2¿Cuántos gramos de carbón vegetal con 90% de carbono se requieren para obtener280gdehierro?Datos: PA: Fe = 56; C = 12; O = 16A) 50 g B) 60 g C) 40 gD) 55 g E) 45 g

UNMSM2007NIVEL INTERMEDIO

Resolución:2Fe2O3(S) + 3C(s) 4Fe(s) + 3CO2(g)

3 × 12 4 × 56 xg 280 g

x = 45 g de "C"

90 % → 45 g 100 % → y

y = 50 g de carbon vegetal

Respuesta:50 g

Problema3El compuesto (CH3)2 NNH2 se usa como un combustible para propulsar naves espaciales. Tal compuesto reacciona con N2O4, de acuerdo con la reacción:2(CH3)2NNH2+4N2O2 →4CO2+6N2+8H2OCalcule la masa en gramos de N2O4 que serequiereparahacerreaccionar120gde (CH3)2NNH2.Datos: Pesos moleculares (CH3)2NNH2 = 60 g/mol; N2O4=92 g/molA) 368 g B) 230 g C) 240 gD) 123g E) 417g

UNMSM2007NIVEL INTERMEDIO

Resolución:2(CH3)2NNH2+4N2O2 → 4CO2+6N2+8H2O

2 × 60 4 × 92 120g x g

x = 368 g

Respuesta:368 g

PROBLEMAS RESUELTOS


QUÍMICATEMA 10

SOLUCIONES

DESARROLLO DEL TEMA

I. DEFINICIÓN• Sonmezclashomogéneasformadasporunoomás

solutos y un solvente.• Elsolventeeselqueseencuentraenmayorproporción

y es el que determina el estado de agregación físicade la solución.

• Elsolutoeslasustanciaqueestáenmenorproporcióny es de quién depende el nombre y la concentraciónde la solución.

Ejemplo:

Solución de "salmuera", será:

II. CLASIFICACIÓN DE SOLUCIONESA. Por la concentración de soluto1. Solucióndiluida

El soluto se encuentra en una pequeña cantidad.Ejemplo:

2. SoluciónconcentradaEsaquelladondefaltapocosolutoparaalcanzarla saturación.Ejemplo:

3. SoluciónsaturadaEs aquella que contiene la máxima cantidad desoluto disuelto a una determinada temperatura.Ejemplo:

4. SoluciónsobresaturadaEs aquella que admite un excedente de la máximacantidad de soluto disuelto en el solvente. Elexcedente puede ser disuelto en "baño maría".Ejemplo:

jhsf

SOLUCIONES


B. Por la disgregación del soluto1.SolucióniónicaElsolutodeestasoluciónsedisociaose ionizapor lo cual estas soluciones son "conductoras" de la electricidad.Ejemplo:Salmuera (Cloruro de sodio, NaC, disuelto en agua).

2.SoluciónmolecularEl soluto de esta solución se disgrega a nivel molecular; por lo cual estas soluciones son "no conductoras" de la electricidad, no forma iones.Ejemplo:Azúcarcomún(Sacarosa,C12H22O11) disuelta en agua.

C. Por estado de agregación física del solvente

III. UNIDADES FÍSICAS DE CONCENTRACIÓNA. Porcentaje en masa(% msto)

Indica la masa del soluto disuelto en 100 g de solución:

stosto

sol

sol sol ste

m%m x100 %m

donde : m m m

=

= +

B. Porcentaje en volumen (% vsto)Indica el volumen de soluto disuelto en un litro de solución.

stosto

sol

sol sol ste

v%m x100%v

donde : v v v

=

= +

C. Partes por millón (ppm)Indicaelnúmerodemiligramos(mg)desolutoporlitro (L) de solución. Un ppm es lo mismo que 1 gramodesolutoenunmillóndecentímetroscúbicosde disolución.

sto

sol

mppm V=

Además: 1 g = 103 mg

Ejemplo:Si 0,50 L de una disolución acuosa contiene 4,4 mg de ión cloruro. ¿Cuántos ppm de iones cloruro contienen?Solución:

4,4mg mgmppm ppm 8,8v 0,50L L= ⇒ = =

8,8 partes por millón de ión cloruro.

IV. DETERMINACIÓN DEL PARÁMETRO "q"

SOLUCIONES


V. UNIDADES QUÍMICAS DE CONCEN-TRACIÓNA. Molaridad (M)

Eselnúmerodemolesdesolutodisueltoenunlitrode solución.

sto

sol

n molM Unidades : molarv L= < >

Como:

sto sto stosto sol

mmn M en función de M y mM M .v

= ⇒ =

Además:

Dsol = densidad de la solución en g/mL

%m = porcentaje de masa.

Msto = masa molar del soluto (g/mol)

sol

sto

(10) (%m) (D )MM

⇒ =

B. Normalidad (N)

Eselnúmerodeequivalentesgramos(Eq-g)desolutodisuelto en un litro de solución.

stosol

#Eq g eq gN unidades normalv L− −= < >

También se cumple:

N M⇒ = × q (relación entre normalidad y molaridad)

Donde "q" es el parámetro mide la capacidad de reacción y depende del soluto.

C. Molalidad (m)

Es el número demoles de soluto disuelto en 1kilogramo de solvente.

stosto

ste

n molm unidades : molalw kg= < >

donde: Wste: peso o masa del solvente en kg.

También se cumple:

sto

stosto

1000(%m )m(100 %m ).M

=−

D. Fracción molar (x)

stosto

sol

nX n= ; steste

sol

nX n=

Para soluciones gaseosas o líquidas volátiles donde:

sto steX X 1+ = sol sto sten n n= +

VI. APLICACIONES DE LAS UNIDADES DECONCENTRACIÓNA. Dilución de una solución

Es el procedimiento que se usa para prepararsoluciones de baja concentración a partir desoluciones muy concentradas.El proceso consiste en añadir agua a una solución dealta concentración hasta alcanzar la concentracióndeseada.

Se cumple que:

sto1 sto2

1 1 2 2

n n

C .V C .V

=

=

Donde: C = concentración molar o normal.

B. Mezcla de solucionesSe obtienen al unir dos o más soluciones de un mismosoluto, pero de concentraciones diferentes.

C2

V1

C2

V2

+

C3

V3=V +V1 2

Se cumple que: sto1 sto2 sto3

1 1 2 2 3 3

n n n

C .V C .V C .V

+ =

+ =

C. NeutralizaciónEs una reacción entre un ácido y una base, formándosecomo producto sal y agua.

Cumpliéndose:#Eq– g (Ácido) =#Eq– g (Base)

Base BaseÁcido ÁcidoN V N V⋅ = ⋅

SOLUCIONES


Problema1En medio litro de una solución 1 N de H2SO4,hay____gramosdesoluto.Masa atómica: H = 1; O = 16; S = 32A) 98,0 B) 49,0 C) 45,0 D) 24,5 E) 12,25

UNMSM2009-IINIVEL INTERMEDIO

Resolución:Segúnlosdatos:

Sabemos que:

N M= × qstolsol sol

1 = Msol x 2 → Msol = 0,5 mol/L

Además: W

MM V×

sto

stosol

sol= ; ×

sto

W0,5 98 0,5

W 24,5g

sto=

=

Respuesta:D)24,5

Problema2Al disolver 14,5 g de Mg(OH)2 en suficientecantidaddeagua,seobtiene200 mL de solución; en consecuencia, su normalidad es _______ y su molaridad, __________.Masa atómica: Mg = 24; O = 16; H = 1A) 2,50–5,00 B) 1,25–2,50 C) 5,00–2,50D) 2,50–1,25 E) 1,25–5,00

UNMSM2010-INIVEL INTERMEDIO

Resolución:

Sabemos que:WM

M V×sto

solsto sol

=

14,5M 58,5.0,2sol =

molM 1,25 L⇒ sol =

Además: N M × qsol sol sto=

Reemplazando:Nsol=1,25 × 2 ⇒ Nsol=2,50 equivalente/L

Respuesta:D)2,5 – 1,25

Problema3La normalidad de una solución de H2SO4 2M que se diluye la doble de su volumen es:A) 2,0 B) 1,0 C) 4,0D) 4,0 E) 8,0

UNMSM2010-IINIVEL INTERMEDIO

Resolución:Segúnlosdatos:

En una dilución se cumple:

N V N V⋅ ⋅1 1 2 2=

4 V N 2V⋅ ⋅2=equivalenteN 2 L2 =

Respuesta:A) 2,0

PROBLEMAS RESUELTOS


QUÍMICATEMA 11

CÁLCULO DEL PH, POH Y NEUTRALIZACIÓN

DESARROLLO DEL TEMA

I. POTENCIAL DE IONES HIDRÓGENOS(PH)Es aquel factor numérico que indica el grado deconcentración de iones H+ de una solución.

+ ++

⇒

–pH1pH log – log[H ] [H ] 10H

= = =

II. POTENCIAL DE IONES OXHIDRILOS(POH)Es aquel factor numérico que indica el grado deconcentración de iones (OH)– que posee una solución.

⇒ pOH–

1pOH log – log[OH ] [OH ] 10[OH ]

– – –= = =

Nota:• ElagualiberaionesH+ y iones OH– por lo que es una

sustancia anfotera, es decir se comporta como ácidoybasealavez.

• El agua y el HCO3– son sustancias anfipróticas,

actúancomoácidoobasesegúnlascircunstancias.

Producto iónico del agua (Kw)

2H O H OH a 25ºC atm+ –+

Entoncesenelequilibrioquímico(E.Q.)

E.Q.2

[H ][OH ]K [H O]+ –

=

E.Q. 2K [H O] [H ][OH ]+ –= =

14wK [H ][OH ] 10+ – –= =

14[H ][OH ] 10+ – –=

pH pOH 14+ =

Nota:• En toda solución neutra: [H+] = [OH–] = 10–7M

pH = pOH =7• Entodasoluciónácida:[H+] > [OH–]

pH < pOH• Entodasoluciónbásica:[H+] < [OH–]

pH > pOH

CÁLCULO DEL PH, POH Y NEUTRALIZACIÓN


Problema1Calcular el pH de una solución, cuyo pOH es 4,5.A) 9,2 B) 8,9 C) 9,5 D) 9,6 E) 9,3

UNMSM2014-IINIVEL FÁCIL

Resolución:Sabemos que a 25 ºC, se cumple:

pH + pOH = 14

Reemplazando:pH + 4,5 = 14 pH = 9,5

Respuesta:9,5

Problema2El pH de una solución que se obtiene al disolver 2,0×10–4 moles de Mg(OH)2 en 40 mL de agua es:A) 13 B) 8 C) 6 D) 12 E) 9

UNMSM2010-IINIVEL DIFÍCIL

Resolución:

M = nv = 2×10–4

4×10–2 = 5×10–3

1Mg(OH)2 → Mg2+ + 2(OH)–1

5×10–5 2(5×10–3) 1442443 10–2

pOH = –log(10–2) = 2⇒ pH = 14 – 2 = 12

Respuesta:12

PROBLEMAS RESUELTOS

Problema3¿Quévolumendeácidosulfúrico0,1Nse requiereparaneutralizar5,83gdeMg(OH)2? Dato: el peso fórmula del Mg(OH)2 es 58,3 g/mol.A) 0,2 L B) 2 L C) 20 mL D) 2 mL E) 22 mL

UNMSM2005-INIVEL INTERMEDIO

Resolución:N VH2SO4

= N Vmg(OH)2N × VH2SO4

= R × q

0,1 × VH2SO4 = 5,83

58,3 × 2

VH2SO4 = 2L

Respuesta:2L


QUÍMICATEMA 12

CINÉTICA QUÍMICA – EQUILIBRIO QUÍMICO

DESARROLLO DEL TEMA

I. CINÉTICA Eselestudiodelasvelocidadesdereacción;sedefinela

velocidad de reacción (v):

[ ]v t∆=

∆ Donde: ∆[ ] ⇒ Variación de las concentraciones ∆t ⇒ Variación de un intervalo de tiempo Sea la reacción química: aA + bB → cC + dD Se cumple que la velocidad media de un reactante o

producto. Es:

[ ] [ ] [ ] [ ]A B C D

A B C Dv – ; v – ;v ; vt t t t∆ ∆ ∆ ∆= = = + = +

∆ ∆ ∆ ∆

Observación: Lossignosnegativosopositivossignificanquedisminuyen

su concentración o aumentan su concentración, respectivamente.

Tambien se cumple que la relación de velocidades es igualalarelacióndeMOL(proporcionalaloscoeficientesestequiométricos)

CA B Dvv v va b c d= = =

A. Factoresqueafectanalavelocidaddereacción1. Naturalezaquímicadelosreactantes2. Temperatura3. Gradodedivisiónosuperficiedecontacto4. Concentración de los reactantes5. Presenciadecatalizadores

B. Ley de las velocidades de acción de masas (Guldberg y Waage 1864-1867)"La velocidad de una reacción química es proporcional a las masas activas de las sustancias reaccionantes".Dentro del Marco de la Cinética química, las masas activas son las concentraciones molares y dentro del marco de la termodinámica son las actividades de los reactantes.Sea la reacción: aA + bB → cC + dD

Secumpleque:

[ ] [ ]x yv k A B=

Donde: k ⇒Constantedevelocidadespecífica[ ] ⇒ Concentración molarx ⇒ Orden de la reacción con respecto al reactante Ay ⇒ Orden de la reacción con respecto al reactante Bx + y ⇒ Orden de la reacción experimentalmente.

Para reacciones elementales se cumple:

[ ] [ ]a bv k A B=

II. EQUILIBRIO QUÍMICO Estudia a la constancia de propiedades macroscópicas:

A. Característicasdelequilibrioquímico

1. La concentración de los reactantes y productos se mantiene constante.

2. Se cumple que la velocidad de reacción directa es igual a la velocidad de reacción inversa.

3. A nivel molecular las reacciones directa e inversa continúandesarrollando.

4. Las propiedades físicas, como la temperatura, presión, densidad, viscosidad, etc. se mantiene constante, es decir, desde el punto de vista físico es estático.

Sea la reacción química en equilibrio:aA(g)+ bB(g) → cC(g) + dD(g)

Secumple:

[ ] [ ][ ] [ ]

c d

C a bC . DKA . B

=

Kc: Cte de equilibrio en función de las concentraciones molares.

CINÉTICA QUÍMICA - EQUILIBRIO QUÍMICO

4747SAN MARCOS QUIÍMICA TEMA 12

Problema1El siguiente proceso elemental transcurre durante 40 minutos a una temperatura constantede127ºCy2atmdepresiónabsoluta.2SO2(g) + 1O2(g) → 2SO3(g)

Determina:I. La velocidad de reacción del SO2

si su concentración inicial y finalson respectivamente 12 molar y 4 mol–g/L, esto para un intervalo de 10 segundos.

II. Para el mismo intervalo de (I), la velocidad de formación del óxido sulfúrico.

A) I. 0,4 m/s II. 0,6 m/sB) I. 0,9 m/s II. 0,6 m/s C) I. 0,8 m/s II. 1,2 m/sD) I. 0,5 m/s II. 0,4 m/sE) I. 0,8 m/s II. 0,8 m/s

NIVEL FÁCILSea el proceso elemental a:T =(127+273)KT = 400K ; P = 2 atm

2(g) 2(g) 2(g)2SO 1O 2SO+ →

[i] 12 M . |∆[i] . . [i]f 4 M

I. Nos piden la velocidad de consumo del SO2(g)

( )2

2SO

– SOV ... ( )tiempo

∆ = ∞∆

Dato: • 2 2 2f 0

2

2

SO SO – SO

SO 4 M – 12MSO –8M

∆ =

∆ = ∆ =

• Reemplazando:( )

SO8MV 0,8M / s10s2

– –= =

• Lo cual significa que por cadasegundo transcurrido 0,8 mol–g de SO2(g) se transforman en el producto deseado.

II. Nos piden la velocidad de formación de SO3(g).

( )3

3SO

SOV ...?tiempo

+ ∆ = =∆

• Comonosetienelasconcentracionesdel producto SO3(g) entonces empleamos la siguiente relación estequiométrica:

32 2 SOSO O VV V2 1 2= =

• Donde los denominadores sonsus corresponidentes coeficientesestequiométricos.

• Luego:SO SOV V 0,8 M/s2 3= =

• Esto quiere decir que por cada

segundo que transcurre, se forman 0,8 mol–g de SO3(g).

Respuesta:E) I.0,8M/sII.0,8M/s

Problema2Respecto a la ley de acción de masas y la cinética de una reacción, no es de importancia:I. Temperatura.II. Concentración (actividad) de una

sustancia.III. Tipo y material del reactor.IV. Tamaño de las partículas de los re-

actantes.A) I y II B) II y IV C) Solo I D) Solo III E) Solo IV

NIVEL INTERMEDIO

Resolución:La velocidad de una reacción está determinada por la naturaleza de lassustancias reactantes, además de otros factores como son la temperatura, la concentración de los reactantes, el tamaño de las partículas que reaccionan yelefectodeuncatalizador.

Respuesta:D)SoloIII

Problema3Determina en cuántas veces se incrementará la velocidad de la reacción.

2NO(g) + O2(g) → 2NO2(g)Si el volumen del recipiente en el cual se realizadichoprocesodisminuyeasuterceraparte y la temperatura es la misma.

PROBLEMAS RESUELTOS

( ) ( )( ) ( )

dcC D

P a bA B

P . PK

P . P=

Kp: Constante de equilibrio en función de las presiones parciales

También:( ) n

P CK K RT ∆=

Donde: ∆n = (c + d) – (a + b)

atm.LR 0,082 mol.K=

B. Principio de Le Chatelier"Cuando un factor externo perturba un sistema en equilibrio,dichosistemasedesplazaenelsentidoquetiende a contrarrestar la perturbación y restablecer nuevamente el equilibrio".Elequilibrioquímicosepuedeperturbarpor:1. Cambio de concentración. 2. Cambio de presión.3. Cambio de volumen.4. Cambio de temperatura.

4848 SAN MARCOS

CINÉTICA QUÍMICA – EQUILIBRIO QUÍMICO

QUÍMICATEMA 12

NIVEL INTERMEDIO

Resolución:Por la ley de acción de masas:

[ ] ( )2 12V K NO O ...= ∞

fViSi : V ...(relación de volúmenes)3=

22

ONO1i i

nnV K V V

=

2i i

2ONO2 V V

3 3

nnV K

=

( ) ( )212

O2 1NO2i i

nnV K 3 3V V

=

( )212

ONO2i i

2 1

nnV K 27V V

V 27 V

=

=

La velocidad se incrementará 26 veces más,esdecir;será27veceslavelocidadinicial ( )1V .

Respuesta:D)27


QUÍMICATEMA 13

ELECTROQUÍMICA

DESARROLLO DEL TEMA

I. DEFINICIÓN Es la ciencia que se encarga de estudiar las transformaciones

de la energía eléctrica en energía química o viceversa en dispositivos conocidos como celdas electroquímicas, las queasuvezpuedenserdedosclases:• Celdaselectrolíticas• Celdasgalvánicas

II. CELDA ELECTROLÍTICA Llamada también cuba electrolítica o voltámetro, es el

recipiente o dispositivo donde la energía eléctrica se transforma en energía química a este proceso se le llama electrólisis.

III. ELEMENTOS DE UN PROCESO DE ELEC-TRÓLISISA. Fuente electromotriz

Es un sistema que produce una diferencia de potencial eléctrico,conlafinalidaddemantenerunacorrienteeléctrica entre los electrodos.

B. ElectrodosSon sistemas que permiten conducir la corriente eléctrica de un medio externo a un medio interno y viceversa.Los electrodos pueden ser inertes, si solo conducen la corriente eléctrica y activos, si además de conducir la corriente eléctrica, participa de la reacción redox. 1. Ánodo Es el electrodo conectado al polo positivo de la

fuente.2. Cátodo Es el electrodo conectado al polo negativo de la

fuente.3. Electrolito Sustancia que está en solución y que por efecto

de la corriente son iones que se dirigen a los electrodos.

ElectrólisisdelNaClfundido

Cátodo : Na+ + 1e → Na(l) Ánodo : 2Cl– – 2e → Cl2(g) Reacción Neta : 2Na+ + 2Cl– → 2Na(l) + 2Cl2(g)

IV. RELACIONES FÍSICO-QUÍMICAS

A. Coulomb (C) Es la cantidad de carga eléctrica que necesita para que se deposite o libere en uno de sus electrodos de la celda electrolítica, un equivalente electroquímico ó electroequivalente de alguna sustancia.

( )sust1C 1Eq – equim→

B. Faraday (F)Es una cantidad de carga eléctrica necesaria para que se deposite o libere en uno de sus electrodos de una celda, un equivalente gramo o equivalente químico de alguna sustancia.

( )sust1F 1Eq – g→

1F → 96 500 C1Eq – g(sust)→ 96 500 . 1 Eq– equim(sust)

ELECTROQUÍMICA


Problema1Determina la masa de aluminio producida por acción de 2 Faraday sobre Al(OH)3.A) 18 B) 16 C) 22 D) 19 E) 20

NIVEL INTERMEDIOResolución:Por la 1.a Ley de Faraday:

sustmEqm q96 500= ×

1F → 96 500C2F → q = 2(96 500 C)

a 6h 3=

mAl = 18 gRespuesta:A)18

Problema2Determina que masa de calcio se produce por acción de 1 Faraday.A) 21 B) 22 C) 24 D) 20 E) 23

NIVEL INTERMEDIO

Resolución:1.a Ley de Faraday


A a 32=

mCa = 20 g

Respuesta:D)20

Problema3Hallar la masa que se depositará en el cátodo por acción de 20 A sobre una solución de Ca(OH)2 durante 9650 segundos. (mA(Ca) = 40)A) 5 B) 6 C) 3D) 2 E) 4

NIVEL INTERMEDIOResolución:Por la 1.a Ley de Faraday:


a 2V 123

=

AG BH CE DF a 3= = = =

msust = 40 gRespuesta:E)4

PROBLEMAS RESUELTOS

Nota:1 F = 1 Eq – g = 96 500 C = 96 500 Eq – equím = 1 mol e–

(sust)1 Eq – g1 Eq – equím (sust)96500

=Unidadg mg.C C

1. Primera Ley de Faraday "La masa de toda sustancia depositada o liberada

es directamente proporcional a la cantidad de carga eléctrica que circula por la celda electrolítica".

m(sust) a q m(sust) = 1 Eq – equim(sust) . q

(sust)(sust)

1Eq – gm .q96500=

• msust = masa de la sustancia depositada o liberada.

• q= carga eléctrica que circula en la celda electrolítica.

(sust)q#Eq – g 96500=

q = i t ↓ ↓ ↓

C = A s

2. Segunda Ley de Faraday "Si se tiene dos o más celdas conectadas en serie

y por ella circula la mínima cantidad de corriente y carga eléctrica, entonces se descompone, deposita olibera,igualnúmerodeequivalentegramodealgunas de las sustancias de cada celda".

Cátodo(–)

ánodo (+)NaCl

(–)

Cátodo(–)

ánodo (+)

Au(CN)3

(+)

CN–Au3+

C –l

Na+

Se cumplirá que:( ) ( )[ ] ( )NaC Au CN 3 Na

#Eq – g #Eq – g #Eq – g += =l

( ) ( )3 2C HAu#Eq – g #Eq – g #Eq – g+

= =l

Nota:sto

sto sto (sto) sol sol(sto)

m#Eq – g n N V (L)mEq= = ⋅ q = ⋅


QUÍMICATEMA 14

PROPIEDADES DEL CARBONO

DESARROLLO DEL TEMA

I. LA TEORÍA VITALISTA JacoboBerzeliusproponeenelaño1809lateoríavitalista,

segúnestateoríaloscompuestosorgánicossolopuedensersintetizadosporseresvivosporqueellosposeenla"Fuerzavital".

Es por ello que en esos tiempos la química orgánica era el estudio de los compuestos que se extraían de los organismosvivosoproductosnaturalescomoelazúcar,úrea,levadura,cerasyaceitesvegetales.

En1828elquímicoalemánFriedrichWöhlerconvirtióelcianatodeamonioenúreasimplementecalentandoelcianato en ausencia de oxígeno.

ConestehechoWöhlerdemuestraquelafuerzavitalno

existe, posteriormente se llevaron a cabo otras síntesis porloquelateoríadelafuerzavitalsedescartó.

II. PROPIEDADES GENERALES DE LOS COMPUESTOS ORGÁNICOS• Constituidosprincipalmenteporelementosquímicos

llamados organógenos (C, H, O, N) que están presente en la mayoría de los compuestos orgánicos y en una proporción menor tenemos otros elementos denominados secundarios como el Na, Cl, Si, Mg, Ca, Br, Fe, etc.

• Generalmentesoncovalentes.• En sumayoría son insolubles en agua pero son

solubles en solventes apolares.• Sedescomponenfácilmenteenelcalor,generalmente

< 300º C.• Sonmásabundantesqueloscompuestosinorgánicos.• Generalmentesoncombustibles.• Noconducen laelectricidadenestado líquidooen

solución acuosa.

• Susreaccionesquímicassonlentas.• Presentan isomería es decir unamisma fórmula

global representa a varios compuestos, con diferentes propiedades.

III. EL CARBONO Es el sexto elemento no metálico, de la Tabla Periódica

Moderna (Z = 6p+), de todos sus isótopos que lo conforman, los más importantes son:• 12

6C – 12 C< > (Isótopo Estable) Sirve como patrón para determinar la masa atómica

de los elementos químicos.

• 146C – 14 C< > (Isótopo Radioactivo)

Sirve para determinar la edad de los restos fósiles con una antigüedad menor a 50 000 años.

IV. PROPIEDADES FÍSICAS DEL CARBONOA. Carbono cristalizado (puro) Es la forma más pura de carbono, presenta los

siguientes alótropos cristalinos.1.Grafito(natural)

Es el alótropo más estable del carbono, es un sólido blando negro, con lustre metálico, conduce la electricidad.Enelgrafitolosátomosdecarbonoseunenporenlacesmúltiplesconhibridaciónsp2, formando estructurascristalinashexagonalesqueasuvezconstituyen capas o láminas planas.Elgrafitoesusadocomo lubricantesólidoen lafabricación de lápices, electrodos inertes, etc.




2.Diamante(natural)En el diamante cada átomo de carbono se encuentraenlazadoconotros4carbonosformandoun tetraedro y constituyendo una estructura cristalina cúbica, donde cada carbono presentahibridaciónsp3.El diamante es muy duro, pero frágil, tiene elevado punto de fusión, no conduce la electricidad, posee gran valor en joyería y es muy usado en la fabricación deherramientasdecorte,moliendaypulimentado.

3.Fullerenos(artificial)• Presentanformadeesferahuecacomounbalóndefútbolformandohexágonosypentágonos.

• Existen variedades de 60, 70, 74, 84, etc; einclusomayornúmerodeátomosdecarbono.

• Unaestructurasimilaralosfullerenossonlosnanotubos.

• Losnanotubossonmásfuertesqueloscablesde acero de dimensiones similares.

• Algúndíasepodríanutilizarparalafabricaciónde bicicletas ultraligeras y recubrimiento de motores para naves espaciales.

• LosfullerenosevitanlareproduccióndelvirusVIH.

1

Nota:Losalótroposdelcarbonosonelgrafito,eldiamante,los nanotubos y los fullerenos.

B. Carbono amorfo (impuro)Es la forma impura del carbono, existen como sólidos amorfos de color variable que van desde el negro gris hastaelnegrooscurollamadoscarbones.

1.Carbonesnaturales Formados por la descomposición de restos de

vegetales durante cientos de miles de años, a mayor antigüedad mayor es el porcentaje de carbono y su contenido calórico.

2.Carbonesartificiales

V. PROPIEDADES QUÍMICAS DEL CARBONOA. Covalencia Es la capacidad del carbono de unirse químicamente

con átomos iguales o diferentes, debido a una compartición de electrones, es decir mediante enlace covalente. Ejemplo:

B. TetravalenciaMedianteestapropiedadelcarbonohaceparticipara sus 4 electrones de valencia en la formación de 4 enlacescovalentes,razónporlacualsuvalenciaes4.Ejemplo:

2 2 26

–4e de valenciaC 1s 2s 2p→



C. Concatenación Capacidad del carbono de unirse con otros átomos de

carbono mediante enlaces simples, dobles o triples para formar cadenas carbonadas abiertas muy largas o cerradas, muy estables. Debido a esta propiedad se explica la existencia de millones de compuestos orgánicos.Segúnsuarregloodisposiciónespacialseclasificanen:

D. Hibridación

Es la combinación de orbitales atómicos puros de diferentes subniveles (s, px, py, pz) de una misma capa energética, para obtener orbitales híbridos,dándole al carbono diferentes geometrías moleculares.

VI. TIPOS DE CARBONOS SATURADOS O TETRAÉDRICOS (SP3) Sehaencontradoqueessumamenteútilclasificarcadaátomodecarbonodeunalcanoohidrocarburosaturadoen:

A. Carbono primario (C 1°)

Es aquel que está unido a un solo átomo de carbono; sehallaenlosextremosoramificacionesdeunamolécula,ypodríaposeerhidrógenosprimarios.

Ejemplo:



B. Carbono secundario (C 2°) Es el que está unido a otros 2 átomos de carbono y

podríaposeerhidrógenossecundarios. Ejemplo:

C. Carbonoterciario(C3°) Es el que se encuentra unido a 3 átomos de carbono

ypodríatenerunhidrógenoterciario. Ejemplo:

D. Carbono cuaternario (C 4°)Es un carbono que se encuentra completamente rodeado por otros 4 átomos de carbono a los cuales está unido.Ejemplo:

Nota:Estaclasificaciónsólo incluyecarbonossaturadosyno incluye al metano, CH4.

VII. TIPOS DE FÓRMULASA. Fórmula molecular o global

Es la fórmula general en la que se indican mediante subíndices la cantidad de átomos de cada elemento participante en la formación de una molécula de sustancia.Ejemplo:

C2H6 ; C3H4 Etano Propino

Nota:Estas fórmulas globales pueden representan a uno o más compuestos (llamados isómeros).

B. Fórmula desarrolladaEs aquella en la que se indican todos los enlaces que hayenunamolécula.

Ejemplo:

C Fórmula semidesarrollada Son fórmulas intermedias entre la fórmula global y la

fórmula desarrollada. Omite los enlaces entre carbono ehidrógeno.Ejemplo:

D. Fórmula condensada Omite los enlaces. Ejemplo: CH3CH3; CHCCH3 Etano Propino

E. Fórmula topológica Ejemplo:

VIII. CLASES DE COMPUESTOS ORGÁNICOS Loscompuestosorgánicossepuedenclasificarendos

grandes grupos:A. Alifáticos

Sustanciasdecadenasabiertas,linealesoramificadasy también las cíclicas semejantes a ellas, de átomos de carbonos unidos por ligaduras simples, dobles o triples o sus combinaciones.Ejemplo:

B. Aromáticos

Son el benceno, C6H6, y sus derivados y también aquel las sustancias semejantes a él en su comportamiento químico.Ejemplo:

Puede habermuchas cadenas laterales o gruposunidos al anillo aromático.



PROBLEMAS RESUELTOS

Problema1Señala secuencialmente, el númerode carbonos terciarios, primarios y secundarios para el siguiente compuesto:

A) 2; 6; 5 B) 2; 5; 5C) 2; 5; 6 D) 3; 5; 5E) 3; 6; 4

Resolución:Según la clasificación de los carbonossaturados o tetraédricos (sp3)

Enelproblema,analizandolaestructuradel compuesto.

Se observa: 6C1°, 5C2°, 2C3° y 1C4°

Respectivamente, nos piden determinar:2C3°, 6C1° y 5C2°

Respuesta:2;6;5Problema2Determina la fórmula global del siguiente alcano:3 – etil – 3, 4, 6, 6 – tetrametiloctanoA) C3H14 B) C8H16C) C8H18 D) C12H26E) C14H30

Resolución:Primero determinamos la fórmula semidesarrolladadelhidrocarburo.

En la estructura molecular, se observa:8 C → En la cadena principal.6 C →Enlasramificaciones.En total hay 14 C en la fórmulasemidesarrollada. Además: Sabemos que la fórmula global de un alcano es CnH2n+2. Reemplazando:C14H2(14)+2 = C14H30

Respuesta:C14H30

Problema3Determine la fórmula global del siguien-te compuesto:

Octa – 1,2 – dien – 4,6 diinoA) C8 H6B) C8 H12

C) C8 H14

D) C8 H16E) C8 H18

PRESANMARCOS2006–IINIVEL INTERMEDIO

Resolución:Sabemos que la fórmula global (F. G.) de un alquenino, es:

n 2n 2n–2d–4tF.G. C H +=

Según el prefijo "octa", significa queexiste 8 átomos de carbono:n = 8Ademássegúnelprefijorepetitivo"di",significacantidaddos.Entonces:dien → 2 enlaces dobles: d = 2diino → 2 enlaces triples: t = 2

Reemplazando:F. G. = C8H2(8)+2–2(2)–4(2)Por lo tanto la fórmula global será:F. G. = C8H6

Respuesta:C8H6


QUÍMICATEMA15

HIDROCARBUROS

DESARROLLO DEL TEMA

Es la clase más sencilla de compuestos orgánicos. Son compuestos binarios, constituidos exclusivamente por átomos de los elementoscarbono(C)ehidrógeno(H).

HIDROCARBUROS

Acíclicos o de cadena abierta Cíclicos o de cadena cerrada

Saturados HeterocíciclosInsaturados Homocíciclos

Alicíciclos

Aromáticos

Alcano o aparafinas

Alquenos

Alquinos

HIDROCARBUROS

I. HIDROCARBUROS ACÍCLICOS SATU-RADOS

Alcanos o Parafinas, son hidrocarburos acíclicossaturados, los átomos de carbono requieren una hibridaciónsp3 porque presentan enlaces simples () entre carbono y carbono.

II. PREFIJOS IUPAC Dependendelnúmerodeátomosdecarbonopresente

en un compuesto orgánico.

HIDROCARBUROS


Ejemplo:

A. Nomenclatura común de alcanosSeusanlosprefijos:• n → Para isómeros de cadena lineal o normal,

sinohayramificaciónenelhidrocarburo.• iso →CuandoenelcarbonoN°2,hayungrupo

metil (–CH3) unido a él.• neo → Cuando en el carbono N° 2, existen dos

grupos metil (–CH3) unido a él.

Ejemplo:I. CH3 – CH2 – CH2 – CH3: _________________

II. : _____________________

III. : ____________________

IV. : _________________________

B. Radicalesogruposalquilo(–R)

Resultandesustituirunhidrógenoaunalcanoparaque entre otro grupo monovalente en su lugar. No forman una especie química propiamente dicha,perosonútilesparapropósitodenomenclatura.Paranombrarlos se cambia la terminación "ano" por il(o).

Ejemplos:Otros:

I. : ______________________________

II. : _______________________

III. : _______________________

IV. : __________________________

V. : _____________________

C. NomenclaturaIUPACdealcanosramificadosConsiderar las siguientes reglas:1° Se determina la cadena principal que es la cadena

carbonadamásextensa(conmayornúmerodeátomos de carbono).

2° Se enumera los átomos de carbono de la cadena principal por el extremo más cercano a un grupo alquilo, de modo que la numeración sea lo menor posible para la posición de este grupo alquilo.

3° Se nombran los grupos alquilos o sustituyentes principalmente en orden alfabético e indicando su posición en la cadena principal.

4° Si un grupo alquilo o sustituyente se repite más deunavez,seusanlosprefijosdi,tri,tetra,etc.

5° Al nombrar los grupos alquilos o sustituyentes en ordenalfabético,nosetomaencuentalosprefijosrepetitivos(di,tri,tetra,etc)nilosprefijoscomunessec y terc. Se deben considerar alfabéticamente los prefijosiso,neoyciclo,segúnlaIUPAC.

6° Finalmente se nombra la cadena principal considerandoelnúmerodecarbonosqueposee.

III. ALQUENOS U OLEFINAS Son compuestos que en su estructura, presentan

por lo menos un enlace doble, siendo una sustancia químicamente activa. El doble enlace carbono - carbono es una unidad estructural y un grupo funcional importante en la química orgánica el doble enlace es el punto donde los alquenos sufren la mayoría de las reacciones.

HIDROCARBUROS


A. Principalesalquenos1.EtenooEtileno(C2H4)

Es un gas incoloro, insípido, de olor etéreo débil ymuypocosolubleenelagua.Alpolimerizarse(unióndemuchasmoléculas)originaelpolietileno,plástico poco resistente a la temperatura empleado para fabricar envases, bolsas. Es combustibleeinflamable.

2.PropenooPropileno(C3H6)Sepolimeriza enpolipropileno, originandootrotipo de plástico demucha importancia, usadaen la fabricación de juguetes y recubrimiento de pañales, etc.

3.Butadieno(CH2 = CH – CH = CH2)Supolimerizaciónesempleadaenlafabricacióndeloscauchossintéticos.

Ejemplos:

B. GruposalquenilosSon sustituyentes insaturados que tienen nombres comunes aceptados por la IUPAC.

I. CH2 = CH – ____________________________________

II. CH2 = CH – CH2 – ____________________________________

C. NomenclaturaIUPACdealquenosramificadosPasos a seguir:1º Se debe tener en cuenta que el enlace doble está en la cadena principal.2º Dicha cadena debe numerarse iniciando delextremo más cercano al enlace doble.3º Si existe 2 dobles enlaces su terminación será dieno, tres dobles enlaces será trieno, etc.

IV. ALQUINOS O ACETILÉNICOS Sonhidrocarburosacíclicosinsaturadosocompuestosqueensuestructurapresentaporlomenosunenlacetriple.Los

átomosdecarbonodelgrupofuncional(enlacetriple)poseenhibridaciónsp.

HIDROCARBUROS


A. AlquinomásimportanteAcetilenoo etino (C2H2) Es el más importante de los alquinos. Se le considera como materia clave en la síntesis orgánica. Es una gas incoloro (punto de ebullición – 84° C), poco soluble en agua. En la naturalezaseleencuentraenlahullayelpetróleo.En1862,MarcelinoBerthelot(1827–1907),realizóla síntesis del acetileno de acuerdo a la siguiente reacción química:

Actualmente el método más práctico es:

Luego al "carburo de calcio" se le agrega agua y se libera el acetileno gaseoso.

El acetileno es empleado en "soldadura oxiacetilé-nica" obteniéndose mediante su combustión una temperatura de 3000 °C empleada para fundir o soldar metales.

B. NomenclaturaIUPACdealquinosramificadosEste caso es similar a la forma como se nombran a los alquenos, quiere decir que el enlace triple (––) debe estar en la cadena principal y la numeración se debe iniciar del extremo más próximo a este enlace. Si existen 2 triples enlaces su terminación será diino, 3 triples enlaces será triino, etc.

V. HIDROCARBUROS CÍCLICOS Sonhidrocarburosdecadenacerrada,enloscualeslosextremosdeunacadenalinealseunenformandounacadena

cíclica. Pueden ser cicloalcanos, cicloalquenos y cicloalquinos. Ejemplo:

Ejemplo:

HIDROCARBUROS


A. Gruposalquilosderivadosdeloscicloalcanos

Como los átomos de carbono de un cicloalcanos poseen hidrógenosequivalentes,lavalencialibresepuedeoriginaralextraerunhidrógenoencualquieradelosátomos.

B. Preparación de cicloalcanos

El ciclopentano y el ciclohexano son los únicoscicloalcanos que se obtienen de fuentes naturales, se encuentran en el petróleo.

VI. CLASIFICACIÓN GENERAL DE LOS HI-DROCARBUROS CÍCLICOS

Hidrocarburos cíclicos

Heterocíciclos Homocíciclos

Alicíciclos

Aromáticos

• HeterocíclicoSon compuestos en cuyo anillo o ciclo existen otros átomos diferentes al carbono (llamados heteroátomos),como:O,N,S,etc.Ejemplo:

Bencenoofeno:Es un líquido de menor densidad e insoluble en el agua y de olor etéreo, químicamente cada molécula es de forma planar formado por un anillo de 6 carbonos, unidos por enlace simple y doble en forma alternada. Es una molécula más estable de lo esperado y presenta 2 formas resonantes, la molécula es apolar, estasseunenporfuerzasdeLondon.

• Estructura del benceno

• FórmuladelBenceno• Fórmulaglobal= C6H6• Presenta12enlacess y 3p

• Posee6carbonoshíbridosensp2

• LongituddeenlaceC–C =1,397 °A• LongituddeenlaceC–H= 1,09 °A

HIDROCARBUROS


PROBLEMAS RESUELTOS

Problema1Determinar la fórmula global del siguiente hidrocarburoinsaturado

PRE UNMSM2009–INIVEL INTERMEDIO

A) C13H15 B) C13H17C) C13H18 D) C13H19 E) C13H20

Resolución:Se observa que la cadena principal está constituida por 7 átomos de carbonoy siempre debe contener los enlaces múltiples (el doble y triple enlace).Además el enlace doble y el enlace triple se ubican en posiciones equivalentes, entoncesenestecaso,segúnlaIUPAC,se empieza a enumerar la cadenacarbonada por el carbono extremo más cerca al doble enlace.

Porúltimonombramoslossustituyentesen orden alfabético.Entonces el nombre del hidrocarburoinsaturado, será:

4 - Ciclopropil-5-etil-3-metilhept-1 - en - 6 - inoPor lo tanto su fórmula global es:C13H20

Respuesta:C13H20

Problema2Determine la atomicidad del furano:

PREUNMSM2008–IINIVEL INTERMEDIO

A) 6 B) 7C) 8 D) 9E) 10

Resolución:El furano es un hidrocarburo hetero-cíclico, cuya fórmula topológica es:

Analizamos su estructura molecular, segúnsufórmulasemidesarrollada.

Respuesta:9

Problema3Nombra según La IUPAC, al siguientealquino:

PRE UNMSM2006–INIVEL FÁCIL

A) 4,5-dimetil–4–hexinoB) 2,3-dimetil–2–hexinoC) 2,3–dimetil–4–hexinoD) 2,3–dimetilhex–4inoE) 4,5–dimetilhex–2–ino

Resolución:La cadena principal está constituida por 6 carbonos, contenidos al enlace triple. La numeración de esta cadena se inicia porelextremoderecho,porqueestamáscerca al enlace triple.

El nombre IUPAC sera: 4,5–dimetil–2–hexino⇒ IUPAC19794,5–dimetilhex–2–ino⇒ IUPAC 1993

Respuesta:4,5–dimetilhex–2–ino


QUÍMICATEMA 16

OXIGENADOS

DESARROLLO DEL TEMA

Son aquellas sustancias orgánicas ternarias que tienen en su composiciónprincipalmentecarbono,hidrógenoyoxígeno.

I. FUNCIÓN ALCOHOL Soncompuestosquesecaracterizanportenerradicales

hidróxilo(–OH)quevaunidoauncarbonoconhibridaciónsp3 (carbono que solo presenta enlace simple).

FórmulaGeneral:R – OH

Formaciónynomenclatura: A) CH3 – OH

• Metanol• Alcoholmetílico• Espíritudelamadera

Es tóxico, no apto para beber, daña el nervio óptico causando ceguera.

B) CH3 – CH2 – OH• Etanol• Alcoholetílico• Espíritudelvino

No es tóxico, apto para beber en pequeñas cantidades; seutilizatambiéncomoalcoholmedicinal.

C) CH3 – CH2 – CH2 – OH• 1–propanol• Alcoholpropílico

D) CH3 – CH2 – OH• 2–propanol• Alcoholisopropílico

E)

CH3 – CH – CH2 – CH2 – C = CH – CH3

OH CH3

1 2 3 4 5 6 7

5–metil–5–hepten–2–ol

F) OHCiclohexanol

El carbono que contenga el OH tendrá la menor numeración, que el de doble enlace.

Nota:Cuando el (–OH) va unido a un carbono con hibridaciónsp2noesalcohol.

II. CLASIFICACIÓN DE LOS ALCOHOLES

A. Según el # de grupos hidróxilo (–OH) en su estructura

1. Monoles: Solo poseen 1 grupo (–OH)• CH3OH metanol• C2H5OH etanol

2. Polioles: Poseen 2 o más grupos "OH".

• Etanodiol• Etilenglicol• GlicolEsunlíquidoviscosoytóxico,seutilizacomoanticongelante de ceras y en radiadores de motores.

FUNCIONES ORGÁNICAS OXIGENADAS

OXIGENADOS


• Propanotriol,Glicerinaoglicerol Líquido incoloro, sabor dulce, no es tóxico, soluble

en H2O,seutilizaenlapreparacióndejabonescomohumectanteytambiénenlapreparaciónde la nitroglicerina (explosivo).

B. Según la posición del grupo oxidrilo (–OH)1. Alcoholprimario:

2R – CH – OH

2. Alcohol secundario:

3. Alcohol ternario:

III. PROPIEDADES DE LOS ALCOHOLES

A. Físicas1. Los alcoholes son compuestos polares debido a

la presencia del grupo –OH esta polaridad es más marcadaenlosalcoholesdebajamasamolecular,a medida que la longitud de la cadena crece, los alcoholesseasemejanmásenalgunaspropiedadesdeloshidrocarburoscorrespondientes,razónporlacuallosalcoholesde:•BajamasamolecularsonsolublesenH2O•AltamasamolecularsoninsolublesenH2O

2. Formanpuentedehidrógeno(P.H.),debidoaestopresentan alta temperatura de ebullición.

3. En alcoholes con igual número de carbonosamayor ramificaciónMENOR temperatura deebullición.

B. Químicas

1. Oxidaciónmoderada: En presencia del K2Cr2O7 (oxidante[O]),losalcoholesseoxidan.• Alcoholprimario

( )3 2 3

[O]CH – CH – OH CH – CHOEtanol Etanal Aldehído

→

Nota:Cuando un alcohol primario se oxida en formacompleta o total se obtiene ácido carboxílico

• Alcoholsecundario

( )

3 3 3 3OCH – CH – CH CH – C – CH

| ||OH O

2 – propanol Propanona Cetona

→

• Alcoholterciario:Sonmuydifícilesdeoxidar.

2. Deshidratación• Paralaobtencióndeéteres.

C H – O – H2 5

H SO2 4C H2 5

C H2 5

O H O+ 2140ºCC H – O – H2 5

2 moléculasde etanol

éterdietílico

• Paralaobtencióndealquenos.

CH CH2 – 2H SO2 4

180ºC CH CH2 = 2 2+ H O

H OH

IV. FUNCIÓN ÉTER Fórmula general R – O – R Tipos A. Simétricos: R – O – R (radicales iguales) B. Asimétricos: R1 – O – R2 (radicales diferentes)

NomenclaturaA. Derivadodeunalifático

IUPAC Radical de menor carbono OXI cadena más larga

(terminado en ano, eno o ino),

B. Indicandoelnombredelafunción (Nombre de los radicales) ÉTER. (Funcional)

Ejemplo:

OXIGENADOS


V. FUNCIÓN ALDEHÍDOObtención:

2[O]R – CH OH R – CHO→

Fórmula general R – CHO

Grupo funcional:

Nomenclatura:

a) Sistema IUPAC: Raíz "...al" se nombra comoderivado de alcano.

b) SistemaFuncional:Para esto se toma en cuentaelnúmerodecarbono,peroutilizandolaraízcomúnydebeterminarenaldehido.Ejemplo:

El compuesto más importante es el metanal (HCHO) en solución acuosa al 40 % en volumen se denomina formol,seutilizacomoantiséptico,conservadordetejidos celulares.

VI. FUNCIÓN CETONAObtención:

[ ]OR – CH – R ' R – C – R '| ||OH O

Alcohol secundario Cetona

→

Fórmulageneral: R – CO – R'

Grupofuncional:

Nomenclaturaa) Sistema IUPAC: Raíz "...ona" se nombra como

derivado del alcano.b) Sistema funcional:Se nombra los radicales de

menoramayornúmerodeátomosdecarbonoseguidodel término cetona.

Ejemplo:

Propiedadesquímicas:• Alreducirseseobtieneelalcoholsecundarioquele

dio origen.

4LiAlHR – CO – R' R – CH – R'|

Cetona Alcohol secundario

→

Observación:En reactividad química para la oxidación, se cumple:

Aldehído Cetona>

VII. FUNCIÓN ÁCIDO CARBOXÍLICOObtención:

OR – CHO R – COOHAldehído Ácido carboxílico

→

Grupofuncional

Nomenclaturaa) SistemaIUPAC:ácidoraíz(#C)"oico"b) Sistemacomún:"ácido ...ico"

Ejemplo:Ácidos monocarboxílicos:Presentan 1 grupo funcional – COOH.

Es el ácido presente en el vinagre en un 5% en masa aproximadamente: sabor agrio y soluble en agua.

OXIGENADOS


Ácidosdicarboxílicos:

Presentan 2 grupos funcionales – COOH:

Ácidosgrasososuperiores:Seobtienendelahidrólisisde grasas sólidas (cebos) y líquidos (aceites). Los más importantes son:

• C H COOH11 23

• C H COOH13 27

• Ácido dodecanoico• Ácidolaúrico

• Ácido tetradecanoico• Ácido mirístico

• C H COOH15 31• Ácidohexadecanoico• Ácido palmítico

• C H COOH16 33• Ácidoheptadecanoico• Ácido margárico

• C H COOH17 35• Ácido octadecanoico• Ácido esteárico

Propiedadesfísicas

a) La solubilidad disminuye al aumentar el pesomolecular.

b) Presentapuentedehidrógeno(P.H.)debidoaestoson los compuestos que tienen la temperatura deebullición más alta de todos los orgánicos oxigenados.

c) Los dicarboxílicos son sólidos, pero hasta los 8primeros son solubles en agua.

Propiedadesquímicas

a) Son ácidos débiles por lo tanto se disocian parcialmentecuando están disueltos en agua.

( ) ( ) ( )–

ac ac acR – COOH RCOO H+→ +←

b) Se neutralizan con las bases, produciéndose salesorgánicas:

VIII. FUNCIÓN ÉSTER

Fórmulageneral

Procesodeesterificación

Observación: La reacción inversa (←) se llama hidrólisisdeléster.

Nomenclatura: "...oato" de alquilo.

CH – C – O – CH3 2

O

PropiedadesfísicasLa gran mayoría de los ésteres simples son sustancias de aroma agradable. A ellos se deben los sabores y fraganciasdelamayoríadelasfrutasyfloresasícomodiversos sabores de fruta que se emplean para pasteles, dulcesyhelados.

JabonesSon sales de sodio y potasio de un ácido graso de cadena largaqueseobtieneporsaponificación.Lasaponificacióneslahidrólisisconcatálisisbásicadegrasasyaceites.

OXIGENADOS


PROBLEMAS RESUELTOS

• Enlasiguientetablalosgruposfuncionalesestanordenadosdemayoramenorprioridad.

Función Química

Grupo Funcional

Sufijo(cuandoesgrupoprincipal)

Prefijo(cuando es sustituyente)

Ácido carboxílico - COOH Ácido …oico carboxi - Éster - COOR …oato de… alcoxicarbonil - Amida - CONH2 …amida carbamoil - Nitrilo - CN …nitrilo ciano -

Aldehidos - CHO …al formil - Cetonas - CO - …ona oxo -

AlcoholesyFenoles - OH …ol hidroxi-

Aminas - NH2 …amina amino - Alquenos - C = C - …eno il o ilo Alquinos - C ≡ C - …ino il o ilo Alcanos - C – C - …ano il o ilo

Algunosgruposfuncionalespuedensercitadossolocomoprefijos.Ellossonlosgrupossubordinadosqueseindicanen la tabla y ninguno de ellos tiene prioridad alguna.

Grupofuncional Nombrecomosufijo Nombrecomoprefijo éter alcoxi

hologenuro halo(cloro,bromo,etc) nitro nitro

Ejemplos: CH3 – CHOH – COOH Ac2–hidroxipropanoico CH3 – CHOH – CH = CH – CO – CH3 5–hidroxi–3–hexen–2–ona

Problema1El aroma agradable de las frutas se debe a uno de los siguientes grupos de compuestos orgánicos:A) Éteres B) Aminas C) AlcoholesD) Ácidos orgánicosE) Ésteres

UNMSM1997–INIVEL INTERMEDIO

Resolución:Los ésteres más volátiles tienen olores agradables bastantes característicos por eso suelen emplearse para preparar perfumesycondimentosartificiales.

Respuesta:E)ésteres

Problema2Al completar la siguiente reacción en medio ácido, indica el nombre del producto principal.

A) Fenilato de acetilo B) Acetato de benciloC) Etanoato de propiloD) BenzoatodefeniloE) Benzoatodeacetilo

NIVEL INTERMEDIO

Resolución:

Respuesta:D)Benzoatodefenilo

Problema3Indica qué compuestos son aminas.I. CH3NH2 II. CH3CONH2 III. CH3CH2NHCH3

IV.

A) I y II B) II y III C) I, III y IV D) I, II y III E) II, III, IV

NIVEL INTERMEDIO

Resolución:Las aminas presentan la siguiente forma general: R – NH2 o Ar – NH2Donde R: radical alquil y Ar: radical arilI. CH3NH2: metilaminaII. CH3CO – NH2: no es aminaIII. CH3CH2NHCH3: N – metiletilaminaIV. bencenamina

Respuesta:C)I,IIIyIV

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