INSTITUTO TECNOLOGICO SUPERIOR DE ALVARADO

INGENIERÍA INDUSTRIAL

1° SEMESTRE

LEONARDO GONZÁLEZ GONZÁLEZ

MATERIA: FUNDAMENTOS DE QUIMICA

PROFESOR:

M.C. EN I.Q. JAZMIN MORALES RAMÓN

UNIDAD Iv

Resumen:

Reacciones Químicas Inorgánicas y Orgánicas

FECHA DE SOLICITUD:

27 septiembre de 2014

FECHA DE ENTREGA:

11 de octubre del 2014

Resumen de la unidad IV ´´Reacciones Químicas Inorgánicas y Orgánicas´´

Conceptos de mol, soluciones y reacciones.

El mol   (símbolo: mol) es la unidad con que se mide la cantidad de sustancia, una

de las siete magnitudes físicas fundamentales del Sistema Internacional de

Unidades.

Dada cualquier sustancia (elemento químico, compuesto o material) y

considerando a la vez un cierto tipo de entidades elementales que la componen,

se define como un mol a la cantidad de esa sustancia que contiene tantas

entidades elementales del tipo considerado, como átomos hay en 12 gramos de

carbono-12. Esta definición no aclara a qué se refiere con cantidad de sustancia y

su interpretación es motivo de debates, aunque normalmente se da por hecho que

se refiere al número de entidades. El número de unidades elementales: átomos,

moléculas, iones, electrones, radicales u otras partículas o grupos específicos de

éstas– existentes en un mol de sustancia es, por definición, una constante que no

depende del material ni del tipo de partícula considerado. Esta cantidad es

llamada número de Avogadro (NA) y equivale a:

  

Una disolución o solución es una mezcla homogénea de dos o más sustancias.

La sustancia disuelta se denomina soluto y está presente generalmente en

pequeña cantidad en comparación con la sustancia donde se disuelve

denominada disolvente o solvente.

Una reacción química es todo proceso químico en el cual dos o más sustancias

(llamadas reactantes), por efecto de un factor energético, se transforman en otras

sustancias llamadas productos. Esas sustancias pueden ser elementos

o compuestos. Un ejemplo de reacción química es la formación de óxido de

hierro producida al reaccionar el oxígeno del aire con el hierro.

A la representación simbólica de las reacciones se les llama ecuaciones químicas.

Concepto de estequiometria

El término “estequiometría” que proviene de los términos griegos stoicheion, que

significa elemento y metron, que significa medida.

La estequiometría es el estudio de las proporciones numéricas. En que reaccionan

químicamente las sustancias.

La estequiometría es el estudio de las relaciones de mol, masa, energía, y

volumen en las reacciones químicas. Cuando los químicos investigan la

estequiometría de una reacción generalmente evalúan las cantidades de

reactantes que se combinan para producir diferentes cantidades de productos.

Estequiometría es el estudio de las relaciones ponderales o de masa entre

reactivos y productos en una reacción química.

Reacción química es el cambio o transformación química.

Las reacciones químicas son representadas por las ecuaciones químicas.

Reactivos

Productos

 La estequiometría preside lo que debería suceder, pero no lo que sucederá en

una reacción química.

Leyes estequiométricas

Ley de la conservación de la materia

Esta Ley fue postulada por Antonie Lavoisier después de realizar varios

experimentos en los cuales la cantidad de más de las sustancias constituyentes

rea igual al de las sustancias obtenidas de la masa de las sustancias obtenidas

después del cambio químico sufrido.

Por lo que su ley dice: la materia no se crea ni se destruye, solo se transforma.

Ley de las proporciones constantes

Esta ley es también conocida como ley de las proporciones definidas o fíjas.

En sus experimentos el químico francés Joseph Prooust realizo innumerables

análisis cuantitativos, en los cuales se percató de que los elementos, al unirse

para formar un compuesto, siempre lo hacen de la misma cantidad, la cual

permanece fija e invariable.

Es por eso que esta ley dice: Los elementos que forman un compuesto se

combinan siempre en la misma proporción.

Ley de las proporciones múltiples

Dalton, al realizar sus experimentos, se dio cuenta de que hay elementos que al

combinarse en diferente proporción forman compuestos distintos.

Esta ley nos menciona lo siguiente: Dos elementos se pueden combinar en

proporciones diferentes formando compuestos distintos.

Ley de la conservación de la materia.

Ley de conservación de la materia. La masa de un sistema permanece

invariable cualquiera que sea la transformación que ocurra dentro de él; esto es,

en términos químicos, la masa de los cuerpos reaccionantes es igual a la masa de

los productos en reacción. Así fue enunciada en el año 1745, Mijaíl Lomonosov.

En el mismo año, y de manera independiente, el químico Antoine Lavoisier

propone que “la materia no se crea ni se destruye, sólo se transforma”. Es por esto

que muchas veces la ley de conservación de la materia es conocida como ley de

Lavoisier-Lomonosov.

La ley de conservación de la masa o ley de conservación de la materia o ley de

Lomonósov-Lavoisier es una de las leyes fundamentales en todas las ciencias

naturales. Fue elaborada independientemente por Mijaíl Lomonósov en 1745 y por

Antoine Lavoisier en 1785. Se puede enunciar como «En una

reacción química ordinaria la masa permanece constante, es decir, la masa

consumida de los reactivos es igual a la masa obtenida de los productos».

Una salvedad que hay que tener en cuenta es la existencia de las reacciones

nucleares, en las que la masa sí se modifica de forma sutil, en estos casos en la

suma de masas hay que tener en cuenta la equivalencia entre masa y energía.

Esta ley es fundamental para una adecuada comprensión de la química. Está

detrás de la descripción habitual de las reacciones químicas mediante la ecuación

química, y de los métodos gravimétricos de la química analítica.

Estos científicos se referían a la materia másica. Más adelante se observó que en

algunas reacciones nucleares existe una pequeña variación de masa. Sin

embargo, esta variación se explica con la teoría de la relatividad de Einstein, que

propone una equivalencia entre masa y energía. De esta manera, la variación de

masa en algunas reacciones nucleares estaría complementada por una variación

de energía, en el sentido contrario, de manera que si se observa una disminución

de la masa, es que ésta se transformó en energía, y si la masa aumenta, es que la

energía se transformó en masa.

Teniendo en cuenta la ley de conservación de la materia, cuando escribimos una

ecuación química, debemos ajustarla de manera que cumpla con esta ley. El

número de átomos en los reactivos debe ser igual al número de átomos en los

productos. El ajuste de la ecuación se logra colocando índices estequiométricos

delante de cada molécula. El índice estequiométrico es un número multiplica a

los átomos de la sustancia delante de la cual está colocado.

Ley de las proporciones constantes

Cuando se producen reacciones no siempre se consumen el total de los reactivos

que en estas reacciones intervienen. Joseph Louis Proust (1754 – 1826) de

nacionalidad Francesa al igual que Lavoisier, trabaja como químico en España

por un lapso de veinte años, tras un trabajo muy preciso y minucioso acotando

todo tipo de experiencias, logra demostrar la relación entre sustancias químicas

por que las sustancias reaccionantes era siempre la misma, un aporte que lego,

dejo claro la no dependencia del método de trabajo utilizado  en los laboratorios

que esta relación no era dependiente de ello.

Proust enunció su ley.

“Los reactivos que intervienen en una reacción química lo hacen siempre en una

proporción determinada.

“Cuando se combinan dos o más elementos para dar un determinado compuesto

siempre lo hacen en una relación de masas constantes”  Lo que esta diciendo es

que siempre va a se de un porcentaje igual cada uno de aquellos elementos, sin

importar si solo se combinan 10g o 100 g, esta ley es utilizada al encontrarse

reactivos de manera ilimitada en la naturaleza.

Pongamos un metal a la intemperie (Cu) como cualquier metal se oxidara con la

ayuda de nuestro amigo el oxígeno

Cu + O = Cu2O (100 %)

2 g + 0,5 g = 2.5 g (100%)

Como vez Cu tiene una proporción del 80% y el O completa el 100% aportando el

20% restante.

Con este conocimiento podemos saber cuándo hay otro compuesto aun si no

poseemos todos los datos.

Un Resumen de la ley de Proust.

De los experimentos de electrolisis, se obtuvieron reacciones volumétricas y de

masa en el agua formada porH2O.

En 1799 Louis Proust estableció que” cuando dos o más elementos se combinan

para formar un compuesto, lo hacen en una relación de masa definida y constante.

H2O   MH / MO= K = 1 / 8   Esto indica que un gramo de hidrogeno necesita 8

gr de oxígeno para formar agua.

(Cuando hacemos un ejercicio si nos da como cociente 1/8 es que esta en la

proporción indicada, de lo contrario no cumple la ley de Proust)

Ley de las proporciones múltiples

El químico de Inglés Dalton descubrió que algunos elementos se combinaban en

más de una proporción con una cantidad fija, dando compuestos distintos. Fue

entonces cuando enunció la Ley de las proporciones múltiples. Dos elementos se

pueden combinar entre sí en más de una proporción para dar diferentes

compuestos. Una cantidad fija determinada de un reactivo se combina con otras

cantidades variables de otros elementos, de manera que las cantidades variables

del segundo elemento guardan entre sí una relación de números enteros sencillos.

La teoría de Dalton y de Proust fueron justificadas por la Teoría atómica que el

mismo Dalton enunció y ayudó a comprender o a intuir de la existencia de los

átomos aunque en aquella época, no se podían ver.

Justificación de las leyes ponderales (Ley de las proporciones definidas y Ley de

las proporciones múltiples):

1º Consecuencias de la ley de las proporciones definidas.

Si la materia está formada por átomos la masa de sus productos será la masa de

los reactivos:

Ejemplo.

2º Consecuencias de la Ley de las proporciones múltiples.

Si dos elementos se unen en varias proporciones para formar distintos

compuestos quiere decir que sus átomos se unen en relaciones numéricas

diferentes. Si un átomo del elemento A se une, por ejemplo, con uno y con dos

átomos del elemento B, se comprende que la relación en peso de las cantidades

de este elemento (uno y dos átomos) que se unen con una misma cantidad de

aquél estén en relación de 1 : 2.

Ejemplo.

Curiosidad: El Daltonismo (ceguera a algunos colores) fue descrito por primera

vez por Dalton, que sufría el mismo de Daltonismo. De ahí el nombre de la

enfermedad. La ceguera a ciertos colores que padecía, conocida hoy como

daltonismo, le jugó más de alguna mala pasada a este científico. Al momento de

experimentar sus teorías en el laboratorio, pocas veces pudo comprobarlas porque

confundía los frascos de reactivos. Sin embargo, continuaba firme defendiendo

sus ideas en el papel.

Cálculos estequiométricos A:

La expresión ³cantidad estequiométrica´ indica la cantidad exacta que se necesita

de una sustancia de acuerdo con una ecuación química. Para efectuar los cálculos

estequiométricos  A se siguen una serie de etapas.

1) Primero se escribe la ecuación química igualada. Puesto que lo más fácil es

utilizar relaciones de moles como base de cálculo.

2) La segunda etapa consiste en transformar en moles la información

suministrada.

3) En la tercera etapa se examinan las relaciones molares en la ecuación química

para obtener la respuesta a la pregunta que haya sido formulada. En esta etapa

hay que tener en cuenta si alguno de los reactivos es un reactivó limitante, que es

aquel reactivo que está presente en la cantidad estequiométrica más pequeña de

manera que determina la cantidad máxima de producto que se puede obtener.

Unidades de Medida

Átomo-gramo: Cantidad de sustancia que contiene el peso atómico Molécula-

gramo del elemento expresado en gramo. H= 1,0079 (U.M.A.); 1,0079 gr 1.-un

átomo ± gramo de oxígeno pesa 16 gramos 2.-un átomo ± gramo de nitrógeno

pesa14 gramos 3.-un átomo ± gramo de carbono pesa 12 gramos Mol-gramo: Es

un número de moléculas contenidas en la molécula-gramo o el peso molecular de

una sustancia expresada en gramos. H2O = 18 (U.M.A.); 18 gr. Número de

Avogadro: El número de moléculas que hay en un volumen molar se denomina

número de Avogadro. El número o constante de Avogadro NA ²por Amedeo

Avogadro² es una constante utilizada en química y física para establecer una

relación entre la masa o el volumen y la cantidad de materia. Se define

originalmente como «la cantidad de átomos de carbono-12 contenidos en 12

gramos de este elemento». El valor recomendado para NA en 2002 por CODATA

es: NA = (6,0221415 0,0000010) × 1023 mol1. A la cantidad de un elemento

igual a NA se la denomina mol. El número de Avogadro también es el factor de

conversión entre el gramo y la unidad de masa atómica (uma): 1 g = NA uma.

Volumen-gramo: Es el volumen que ocupa una mol de un gas en condiciones

normales de temperatura y presión*, y es igual a 22.4 1/mol. Temperatura normal:

0° C o 273° K Nota: Cuando se usa el término mol debe especificarse el tipo

de partículas elementales a que se refiere, las que pueden ser átomos, moléculas,

iones, electrones, otras partículas o grupos específicos de estas partículas. As, los

términos más antiguos de átomo-gramo, molécula-gramo, ion-gramo y fórmula-

gramo han sido sustituidos actualmente por el término mol. Como consecuencia

de la ley de Richter, a partir de un peso equivalente patrón (h = 1,008), es posible

asignar a cada elemento un peso de combinación que se denomina peso

equivalente

Unidades de medida usuales: atomogramo, mol-gramo, volumen-gramo

molecular, número de Avogadro.

Átomo-gramo: Cantidad de sustancia que contiene el peso atómico Molécula-

gramo del elemento expresado en gramo. La masa en gramos de los átomos de

los elementos debe encontrarse en la misma relación que sus masas atómicas.

Para todos los elementos, podemos concluir que la masa atómica de “x” elemento

expresada en gramos, representa un número similar de átomos de todos los

elementos. Se encontró experimentalmente que éste número era de 6.02 x

1023 átomos, el número de Avogadro. Masa del átomo – gramo (abreviado átomo –

gramo) es la masa atómica del elemento expresado en gramos.

           

Ejemplo: El átomo – gramo del:

            Cloro = 35. 453 gr

            Carbono = 12.01115 gr

            Azufre = 32. 064 gr.

            Hidrógeno = 1.00 797 gr

            Oxígeno = 15.9994 gr

  Mol-gramo

Es un número de moléculas contenidas en la molécula-gramo o el peso molecular

de una sustancia expresada en gramos.

MASA FORMULA (Peso formula, peso molecular o masa molecular - para

enlaces covalente)

La suma de la masa de los átomos, como se indica en la fórmula representa

la masa – fórmula de la sustancia. En el caso de los compuestos covalentes

como el agua, la masa formula también se llama masa molecular.

Se determina multiplicando el número de átomos de cada elemento de la fórmula

del compuesto por su masa atómica que se consulta en la tabla periódica.

Ejemplo.

Calcular la masa – fórmula para:

H2O = 18 uma

            H = 1.00 uma x 2 =             2.00 uma

          O = 16.00 uma x 1 =           16.00 uma

                                                        18.00 uma

Volumen gramo molecular:

Es el volumen que ocupa una mol de un gas en condiciones normales de

temperatura y presión*, y es igual a 22.4 1/mol.

*Temperatura normal: 0° C o 273° K

Presión Normal: 1atm o 760 mm de Hg.

Número de Avogadro. :

El número de moléculas que hay en un volumen molar se denomina número de

Avogadro.

El número o constante de Avogadro NA —por Amedeo Avogadro— es una

constante utilizada en química y física para establecer una relación entre la masa

o el volumen y la cantidad de materia. Se define originalmente como «la cantidad

de átomos de carbono-12 contenidos en 12 gramos de este elemento». El valor

recomendado para NA en 2002 por CODATA es:

NA = (6,0221415 ± 0,0000010) × 1023 mol−1.

A la cantidad de un elemento igual a NA se la denomina mol. El número de

Avogadro también es el factor de conversión entre el gramo y la unidad de masa

atómica (uma): 1 g = NA uma.

• Todo el volumen de la Luna dividido en bolas de 1 mm de radio daría (muy

aproximadamente) el número de Avogadro.

Cálculos estequiométricos B: relación pesopeso, relación peso-

volumen reactivo limitante, reactivo en exceso, grado de conversión o

rendimiento

Relaciones mol-mol.

En este tipo de relación la sustancia dato se da en unidades de moles y la

sustancia incógnita también se pide en unidades de moles.

Relaciones peso-peso.

Las llamadas relaciones estequiométricas dependen de la manera en que se

plantea el problema, es decir de las unidades en que se da la sustancia dato   del

problema y de las unidades en que se requiere o pide la sustancia  incógnita (dato

que se desconoce y se pide calcular).

RELACIÓN MASA – MASA 0 PESO-PESO

           

En éste tipo de problemas las cantidades que se conocen y las que se pregunta

están en alguna unidad de cantidad de masa, normalmente en gramos. Algunas

veces la información proporcionada está en moles y se nos cuestione por la

cantidad en gramos o viceversa.

REACTIVO LIMITANTE

Reactivo limitante.- El que se encuentra en menor cantidad  en una reacción

química y de ella depende la cantidad de producto obtenido.            

Reactivo en exceso.- Sustancia que se encuentra en mayor cantidad y que cuando

reacciona toda la sustancia limitante,  existe una cantidad de ella que no participa

en la reacción; es decir es un sobrante en la reacción

               

Rendimiento de una reacción

La cantidad de reactivo limitante presente al inicio de una reacción determina el

rendimiento teórico de la reacción, es decir, la cantidad de producto que se

obtendrá, si reacciona todo el reactivo limitante. El rendimiento teórico es el

máximo rendimiento, el cual se calcula a partir de la ecuación balanceada. En la

práctica, el rendimiento real, o bien la cantidad de producto que se obtiene

realmente en una reacción, casi siempre es menor que el rendimiento teórico.

La cantidad de producto que se obtiene si reacciona todo el reactivo limitante se

denomina elrendimiento teórico de la reacción,

La cantidad de producto que se obtiene realmente en una reacción es

el rendimiento real

Rendimiento real < Rendimiento teórico

El rendimiento porcentual o porcentaje del rendimiento describe la relación del

rendimiento real y el rendimiento teórico

  

Por ejemplo en el ejercicio anterior calculábamos que se formarían 155.45 g de

urea. Este es el rendimiento teórico. Si en realidad se formasen 131.88 g el

porcentaje de rendimiento sería:

% de Rendimiento =   131.88 g  X  100  = 84.84 %

                                     155.45 g

El intervalo del porcentaje del rendimiento puede fluctuar desde 1 hasta 100%. Los

químicos siempre buscan aumentar el porcentaje del rendimiento de las

reacciones. Entre los factores que pueden afectar el porcentaje del rendimiento se

encuentran la temperatura y la presión.

Reacciones Químicas Simples.

Reacciones Químicas

Consisten en una transformación de las sustancias iniciales (REACTIVOS) para

obtener unas determinadas sustancias finales (PRODUCTOS).

Desde el punto de vista atómico se pueden interpretar las reacciones químicas

como una ruptura en los enlaces entre los átomos, y un reordenamiento de los

mismos para formar sustancias nuevas.

En todas las Ecuaciones químicas se debe cumplir la ley de la conservación de la

masa. Lo que significa que debe haber el mismo número de átomos en

los reactivos como en los productos.

Para esto se utilizan unos números delante de cada sustancia en la ecuación para

así ajustarla y que se mantenga la proporción que deben mantener dichas

sustancias al reaccionar.

Ejemplo:

CH4 + 2O2 CO2 + 2H2O

Las reacciones químicas ajustadas nos suministran cierta información:

Cualitativas: Indica cuales son las sustancias reaccionantes

Cuantitativas: Nos indica la relación existente entre las cantidades de reactivos y

productos

Energía De Las Reacciones Químicas

Debido a que la energía de los productos es distinta a la energía de los reactivos,

en las R.Q. se producen ciertas transferencias de energía:

exotérmica: es cuando la energía de los reactivos es mayor que la de los

productos, esto quiere decir que durante el transcurso de la R.Q. se produce un

desprendimiento de energía, ya sea en forma de luz, calor, etc.

Este desprendimiento de energía se produce de diversas formas:

Mediante un intercambio de calor (combustión de butano)

Mediante la producción de energía eléctrica

Mediante la producción de luz y sonido (dinamita)

Endotérmica: Se produce cuando la energía de los reactivos es menor a la de los

productos, entonces se produce una absorción de energía (aportada) durante el

proceso de la reacción química.

Este aporte de energía se realiza por:

Un suministro de calor

Un suministro de energía eléctrica

Aporte de luz (Fotosíntesis)

En las R.Q. se produce siempre un desprendimiento o absorción de energía

debido a los cambios de energía interna que experimentan las sustancias de una

R.Q.

A la energía desprendida o absorbida en una R.Q. debido a una diferencia de

temperatura le llamamos Calor de reacción.

En una R.Q. exotérmica el calor de reacción es negativo, mientras que en una

R.Q. endotérmica es positivo

Para calcular el calor absorbido o el calor desprendido se utilizan las ecuaciones

termoquímicas, en las cuales se indica al final de la reacción el valor numérico

del calor de reacción.

Ejemplos: C + O2 CO2 + 393,5 KJ EXOTÉRMICA ("H = -393,5 KJ)

N2 + O2 2NO - 180,7 KJ ENDOTÉRMICA ("H = 180,7 KJ)

Reacciones de Combustión

Son aquellas R.Q. en las que actua una sustancia llamada Combustible que

reacciona con el Comburenteproduciendoce en la gran mayoria de los

casos CO2 y H2O.

En estas reacciones se produce siempre un gran desprendimiento de energicen

forma de radiación termica y/o luminosa

Tipos de R.Q.

·  Síntesis o combinación (A + B AB)

Dos o mas sustancias reaccionan para dar lugar a una mas compleja

·  Descomposición (AB A + B)

Una sustancia se descompone para dar lugar a dos o mas sustancias simples

·  Desplazamiento o sustitución (AB + C AC + B)

al combinarse dos o mas sustancias estas se reagrupan formando sustancias

nuevas

Reactivo Limitante

Las reacciones químicas nos indican la proporción en que las sustancias

reaccionan, pero estas sustancias pueden encontrarse en cualquier proporción,

por tanto la reacción dependera de una sustancia, la cual se encuentra en cierta

proporción, y cuando esta sustancia se agote, finalizara la reacción. A dicha

sustancia la llamamos Reactivo Limitante, y que normalmente es la que se

encuentra en menor proporción.

De esta forma la ecuación se encuentra en una correcta proporción gracias a los

números en ROJO

Acido-base

Cuando en una solución la concentración de iones hidrógeno (H+)es mayor que la

de iones hidróxilo (OH–), se dice que es ácida. En cambio, se

llama básica o alcalina a la solución cuya concentración de iones hidrógeno es

menor que la de iones hidróxilo.

Una solución es neutra cuando su concentración de iones hidrógeno es igual a la

de iones hidróxilo. El agua pura es neutra porque en ella [H+] = [OH–]. (Ver:

Ionización del agua)

La primera definición de ácido y base fue acuñada en la década de 1880

por Savane Arrhenius quien los define como sustancias que pueden donar

protones (H+) o iones hidróxido (OH-), respectivamente. Esta definición es por

supuesto incompleta, pues existen moléculas como el amoniaco (NH3) que

carecen del grupo OH- y poseen características básicas.

Una definición más general fue propuesta en 1923 por Johannes

Brönsted y Thomas Lowry quienes enunciaron que una sustancia ácida es

aquella que puede donar H+, exactamente igual a la definición de Arrhenius; pero a

diferencia de éste, definieron a una base como una sustancia que puede aceptar

protones.

Una definición más general sobre ácidos y bases fue propuesta por Gilbert

Lewis quien describió que un ácido es una sustancia que puede aceptar un par de

electrones y una base es aquella que puede donar ese par.

Los ácidos y las bases se caracterizan por:

Ácidos Bases

Tienen sabor agrio (limón, vinagre,

etc).

Tiene sabor cáustico o amargo (a

lejía)

En disolución acuosa enrojecen la

tintura o papel de tornasol

En disolución acuosa azulean el papel

o tintura de tornasol

Decoloran la fenolftaleína enrojecida

por las bases

Enrojecen la disolución alcohólica de

la fenolftaleína

Producen efervescencia con el

carbonato de calcio (mármol)

Producen una sensación untuosa al

tacto

Reaccionan con algunos metales

(como el cinc, hierro,…),

desprendiendo hidrógeno

Precipitan sustancias disueltas por

ácidos

Neutralizan la acción de las bases Neutralizan la acción de los ácidos

En disolución acuosa dejan pasar la

corriente eléctrica, experimentando

ellos, al mismo tiempo una

descomposición química

En disolución acuosa dejan pasar la

corriente eléctrica, experimentando

ellas, al mismo tiempo, una

descomposición química

Concentrados destruyen los tejidos

biológicos vivos (son corrosivos para

la piel)

Suaves al tacto pero corrosivos con la

piel (destruyen los tejidos vivos)

Enrojecen ciertos colorantes

vegetales

Dan color azul a ciertos colorantes

vegetales

Disuelven sustancias Disuelven grasas y el azufre

Pierden sus propiedades al reaccionar

con bases

Pierden sus propiedades al reaccionar

con ácidos

Se usan en la fabricación de jabones

a partir de grasas y aceites

Tanto ácidos como bases se encuentran en gran cantidad en productos usados en

la vida cotidiana, para la industria y la higiene, así como en frutas y otros

alimentos, mientras que el exceso o defecto de sus cantidades relativas en

nuestro organismo se traduce en problemas de salud.

Teoría Ácido-Base de Lowry-Bronsted

Según Bronsted y Lowry, ácidos son todos los compuestos o iones capaces de

ceder protones (H+) al medio y bases son los que pueden aceptar protones del

medio.

Cuando una molécula o anión puede tomar un H+ (base de Bronsted-Lowry), se

forma su "ácido conjugado"

Base Protón que gana Ácido conjugado

OH- H+ H2O

NH3 H+ NH4+

CO3-2 H+ CO3H-

Cuando un ácido pierde un ion hidrógeno, se forma su "base conjugada".

Ácido Protón que pierde Base conjugada

ClH H+ Cl-

SO4H2 H+ SO4H-

NO3H H+ NO3-

Fuerza de los ácidos y las bases

La fuerza de un ácido o la de una base está determinada por su tendencia a

perder o a ganar protones. Los ácidos pueden dividirse en fuertes (ClH, SO4H2,

NO3H, etc.) y débiles (PO4H2–, CH3COOH, CO3H2, etc.). Las moléculas de los

primeros se disocian en forma prácticamente total al ser disueltos en agua. Los

segundos sólo ionizan una pequeña proporción de sus moléculas. De aquí que,

para una misma concentración de ácido, la concentración de iones hidrógeno es

mayor en las soluciones de ácidos fuertes que en las de los débiles.

Las bases también pueden dividirse en fuertes (NaOH, KOH, Ca (OH)2, etc.) y

débiles (NH3, trimetilamina, anilina, etc.). Las primeras se disocian completamente

en solución. Al igual que para ácidos débiles, las constantes de disociación de las

bases débiles (KB) reflejan el grado de ionización.

Una generalización útil acerca de las fuerzas relativas de los pares ácido-base es

que si un ácido es fuerte, su base conjugada es débil y, para las bases, si una

sustancia es una base fuerte, su ácido conjugado es débil.

OBTENCION DE COMPUESTOS ORGANICOS 

HALOGENUROS,COMBUSTION DE HIDROCARBUROS, BENCENO Y SUS

DERIVADOS, POLIMEROS.

Hologenuros 

Son aquellos compuestos orgánicos  que poseen uno o varios átomos de

halógeno  en su molécula. Existen diversos tipos de h., que se diferencian no sólo

en el halógeno, sino también en la reactividad característica del mismo.

Halogenuros en carbono saturado. Son los que poseen el átomo o átomos de

halógeno en un átomo de carbono con hibridación sp3

a) Los haluros de vinilo, comoCH2-CH-Cl CH3-CH-CH-Br cloruro de

vinilo    bromuro de propenilo.

b) Los haluros de arilo, comoC6H5-Cl    p-Br-Q114clorobenceno p-

dibromobenceno Existen otros muchos compuestos orgánicos halogenados que

no se incluyen entre los h. por tener otros grupos funcionales o formar el átomo de

halógeno parte de una función más compleja. Entre ellos se pueden citar los

cloruros de ácido (como el cloruro de acetilo, CH30001), las halohidrinas (como la

clorhidrina etilénica, HOCH2CH2CI), los ácidos halogenados.

La combustión

La combustión es el proceso químico por el cual una sustancia, llamada

combustible, reacciona con el oxígeno. En general, esta reacción es fuertemente

exotérmica, desprendiéndose energía en forma de calor, luz o sonido.

Esta reacción no tiene lugar de forma espontánea, sino que, para que comience,

ha de aportarse energía a través de una llama o de una chispa eléctrica. Eso si,

una vez empezada, continúa por sí sola hasta que se agote el combustible o el

oxígeno.

Es una reacción de gran importancia, tanto en la naturaleza como para la actividad

humana, ya que es la forma en que los seres vivos y los artefactos humanos

obtienen de forma muy mayoritaria su energía.  Reacciones de combustión

particularmente importantes son:

La combustión del carbono. Su ecuación química es la siguiente: C(s) +

O2(g)  →    CO2(g). El producto es dióxido de carbono y se desprende energía

lumínica y calorífica. Cuando esta reacción tiene lugar con poco oxígeno, la

reacción es entonces: C(s) + ½O2(g)  →    CO(g), formándose monóxido de

carbono, un gas venenoso y muy peligroso.

La combustión de hidrocarburos (compuestos cuya base es carbono e

hidrógeno). En esta reacción se forma CO2 y vapor de agua. Es la reacción que

tiene lugar en la combustión de los combustibles fósiles (carbón y petróleo), fuente

básica de obtención de energía en nuestra sociedad. Un ejemplo de esta reacción

es la combustión del metano:

CH4(g) + 2O2(g)  →    CO2 (g) + 2 H2O (g)

La combustión de la glucosa en el cuerpo humano. La glucosa, procedente de la

digestión de ciertos alimentos o de la transformación de otras sustancias,

reacciona con el oxígeno presente en las células, produciendo CO2, agua y

liberando energía. Esta reacción es lo que se conoce como respiración, cuya

importancia no es necesario recordar.

Un punto importante a destacar, es que los productos de la combustión,

fundamentalmente el dióxido de carbono, tienen una gran incidencia cuando son

liberados al medio ambiente, ya que este gas es el que produce mayor efecto

invernadero.

Compuestos Orgánicos más importantes, como se obtienen, sus propiedades y

usos:

ÁCIDO ACÉTICO (CH3COOH):

Por oxidación catalítica de los gases del petróleo

Por oxidación del etanal o acetaldehído

Haciendo reaccionar alcohol metílico con monóxido de carbono

Propiedades: Se presenta como liquido incoloro de olor muy picante. Funde

a 16ºC y ebulle a 118ºC. Su densidad es 1,05q/cm3. Es soluble en agua,

alcohol y éter.

Usos: Se emplea en la producción del plástico, como alimento, en la

fabricación de colorantes, insecticidas y productos farmacéuticos; como

coagulante del látex natural.

 Ácido ascórbico o Vitamina C:

Obtención: Se encuentra presente en las frutas cítricas

Propiedades: Se presenta en forma de cristales blancos. Es soluble en agua,

ligeramente soluble en alcohol e insoluble en éter. Funde a 192ºC

Usos: Se emplea como antioxidante y preservativo de alimentos como la

mantequilla, la leche de larga duración, bebidas y vinos. En medicina, para

prevenir el escorbuto

Ácido Cítrico (C6H8O7):

Obtención: A partir de las frutas como el limón, la lima, la toronja y la naranja.

También se le obtiene por fermentación degradante de carbohidratos

Propiedades: Se presenta en forma de cristales o polvo translúcido incoloro.

Funde a 153ºC. Su densidad es 1,54g/cm3. Es soluble en agua y en alcohol.

Usos: Se usa como antioxidante en alimentos tales como vinos, bebidas

refrescantes y sodas, confitería, leche concentrada de larga duración y alimentos

enlatados (caviar, gambas); como agente quitamanchas del acero inoxidable y de

otros metales

Éter dietílico (C4H10O):

Obtención: Se prepara por deshidratación del alcohol etílico

Propiedades: Es un líquido de color agradable y penetrante, muy volátil e

inflamable. Sus vapores son los mas densos que el aire, pero mas livianos que el

agua. Su densidad es 0,78g/cm3. Funde a -16ºC y ebulle a 35ºC. Presenta un

gran poder disolvente ya que diluye al caucho, al aceite y a las grasas.

Usos: En medicina, como analgésico local, En el laboratorio, como disolvente y

reactivo.

Alcohol etílico o Etanol (C2H6O):

Obtención: Se puede obtener de diversas maneras: por síntesis, partiendo del

acetileno; por fermentación de sustancias azucaradas y por destilación del vino.

Propiedades: Es un líquido incoloro, de olor característico, agradable y sabor

ardiente. Ebulle a 78ºC. Es soluble en agua, en todas las proporciones. Su

densidad es 0,79g/cm3.

Usos: Como componente de las bebidas alcoholicas y en la síntesis de

compuestos orgánicos.

Un compuesto orgánico se reconoce porque al arder produce un residuo negro de

carbón. Al comparar el estado físico y la solubilidad de diferentes compuestos

orgánicos nos percatamos de que: Pueden existir en estado sólido, líquido o

gaseoso

La solubilidad en el agua varía, desde los que son totalmente insolubles hasta los

completamente solubles donde están presentes.

Los compuestos orgánicos constituyen la mayor cantidad de sustancias que se

encuentran sobre la tierra. Contienen desde un átomo de carbono como el

gas metano CH4 que utilizamos como combustible, hasta moléculas muy grandes

o macromoléculas con cientos de miles de carbono como el almidón, las proteínas

y los ácidos nucleídos.  La existencia de tantos compuestos orgánicos de

diferentes tamaños se debe principalmente a:

La capacidad del átomo de carbono para formar enlaces con otros átomos de

carbono. La facilidad con que el átomo de carbono puede formar cadenas lineales,

ramificadas, cíclicas, con enlaces sencillos, dobles o triples.

El átomo de carbono, puede formar enlaces en las tres dimensiones del espacio.

Olores característicos de algunos compuestos orgánicos.

ELEMENTOS DE IMPORTANCIA ECONOMICA, INDUSTRIAL Y AMBIENTAL

EN EL PAIS O EN LA REGION.

Elemento de Importancia Económica:

 Hidrogeno, Boro, Carbono, Oxigeno,  Cloro, Bromo, Yodo

Elemento de  Importancia Industrial:

  Aluminio, Cobalto,  Mercurio,  Antimonio, Cobre,  Hierro,  Oro

   

Elementos de Importancia Ambiental:

  Bromo, Azufre, Cadmio. Mercurio, Antimonio, Arsénico,Fósforo ,Plomo ,Cloro,

Cromo, Manganeso