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COLEGIO MAKARENKO CUADERNO DE TRABAJO QUIMICA II ELABORO : BIOLOGA YOLANDA RICÁRDEZ BARBERÁ 1 NOMBRE DEL ALUMNO:_________________________________________________ GRUPO:_______________ TURNO:_______________________________ CALIFICACIÓN:______________
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COLEGIO MAKARENKO
CUADERNO DE TRABAJO
QUIMICA II
ELABORO : BIOLOGA YOLANDA RICÁRDEZ BARBERÁ
TEMARIO
Bloque I Aplicas la noción de Mol en la cuantificación de procesos químicos de tu entorno
1
NOMBRE DEL ALUMNO:_________________________________________________
GRUPO:_______________ TURNO:_______________________________
CALIFICACIÓN:______________
1.- Mol2.- Las leyes ponderales:
Ley de Lavoisier Ley de Proust Ley de Dalton Ley de Richter-Wenzel
3.- Implicaciones ecológicas, industriales y económicas de los cálculos estequiométricos.
Bloque II Actúas para disminuir la contaminación del aire, del agua y del suelo
1.- Contaminación del agua, del aire y del suelo.2.- Origen.
Contaminantes antropogénicos primarios y secundarios. Reacciones químicas. Contaminantes del agua de uso industrial y urbano.
3.- Inversión térmica.4.- Esmog.5.- Lluvia ácida.
Bloque III Comprendes la utilidad de los sistemas dispersos
1.- Clasificación de la materia: Elemento. Compuesto. Mezclas.
2.- Sistemas dispersos: Disoluciones. Coloides. Suspensiones.
3.- Métodos de separación de mezclas.4.- Unidades de concentración de los sistemasdispersos:
Porcentual. Molar. Normalidad.
5.- Ácidos y bases.
Bloque IV Valoras la importancia de los compuestos del carbono en tu vida diaria y entorno.
1.- Configuración electrónica y geometría molecular del carbono.2.- Tipos de cadena e isomería.
2
3.- Características, propiedades físicas y nomenclatura general de los compuestos orgánicos:
- -Hidrocarburos (alcanos, alquenos, alquinos, aromáticos).- -Alcoholes- -Aldehídos- -Cetonas- -Éteres- -Ácidos carboxílicos- -Ésteres- -Aminas- -Amidas4.- Importancia ecológica y económica de los compuestos del carbono
3
REPASOREACCION QUÍMICA.
4
Proceso mediante el cual una o más sustancias al interaccionar se transforman en
otras, como consecuencia de la ruptura de algunos enlaces existentes y la
formación de otros nuevos entre las especies participantes.
La ecuación química es la representación abreviada y simbólica de una reacción
química; proporciona un medio para mostrar en un cambio químico los reactivos y
los productos, su composición atómica y la relación molecular en donde
intervienen.
En el lado izquierdo de la ecuación química se escriben los reactivos o reactantes;
a la derecha, los productos, y en el centro se anota la flecha que indica la
dirección de la reacción.
TIPOS DE REACCIONES
Las fórmulas de las sustancias que intervienen en el proceso se encuentran
afectadas por un coeficiente, que indica el número de átomos o moles, que
intervienen en dicho proceso.
1.-REACCIÓN DE SÍNTESIS.
Dos o más especies químicas sencillas se unen para formar un solo producto o
especie más compleja.
Ejemplo: 2 H2 + O2 2 H2O
2.- REACCIÓN DE DESCOMPOSICIÓN
5
Una especie química se descompone en dos o más productos mediante la
aplicación de una fuente de energía externa.
Ejemplo: 2 H2O 2 H2 + O2
3.- REACCIÓN DE SUSTITUCIÓN SIMPLE
Los átomos de un elemento desplazan en un compuesto a los átomos de otro
elemento.
Ejemplo: Cl2 + 2 HBr 2 HCl + Br2
4.- REACCIÓN DE SUSTITUCIÓN DOBLE
Tipo de reacción que se realiza generalmente en solución acuosa, donde hay
iones presentes, y se produce un intercambio entre ellos.
Ejemplo: HCl + NaOH NaCl + H2O
BALANCEO DE ECUACIONES
Por lo general, las ecuaciones químicas deben satisfacer tres condiciones:
Representar hechos experimentales, es decir, la reacción que ocurre realmente
bajo condiciones dadas.
En ambos lados de la ecuación debe existir el mismo número de átomos que
intervienen en la misma (Ley de la conservación de la masa).
La carga eléctrica neta de los compuestos o elementos que intervienen en la
reacción debe ser la misma en ambos lados de la ecuación.
Para ajustar o balancear una reacción química pueden seguirse diversos
procedimientos: método por tanteo, método redox y método algebraico.
6
MÉTODO DE TANTEO
Es un método sencillo y se aplica para balancear ecuaciones sencillas. Se
sugieren los siguientes pasos:
Equilibrar todos los elementos diferentes al oxígeno y el hidrógeno.
Equilibrar los hidrógenos, por lo general, al hacer esto se equilibra el agua.
Equilibrar los oxígenos y así la ecuación quedará balanceada.
Ejemplo:
Balancear por el método de tanteo la siguiente ecuación:
HNO3 N2O5 + H2O
El nitrógeno es el elemento que interviene con mayor frecuencia, por lo que se
balancea primero.
2 HNO3 N2O5 + H2O
Se balancean los hidrógenos. En este ejemplo ya están balanceados y también los
oxígenos, por lo que la reacción ya está balanceada.
Cada incógnita deberá ir acompañada del índice que afecta al elemento, por
ejemplo, para el Cu se tiene un átomo de cobre en el término a y uno en el c; para
el hidrógeno, se tiene un átomo en el b y 2 en el d; para el nitrógeno, un átomo en
el b y 2 en el c, más uno en el e; por último, para el oxígeno 3 átomos en el b, 6 en
el c, no en el d y uno en el e; resumiendo lo anterior tenemos:
MÉTODO DE ÓXIDO-REDUCCIÓN
En este tipo de reacciones existe un intercambio de electrones entre las especies
participantes que por lo general son llamadas reacciones redox.
Ejemplo: Balancear por redox la siguiente ecuación:
7
Cu + HNO3 Cu(NO3) 2 + H2O + NO
Se anota el número de oxidación de cada elemento.
Cu0 + H+1N+5O-23 Cu+2(N+5O-2
3)2 + H+12O-2 + N+2O-2
Observando los números de oxidación, tenemos los siguientes: el cobre y el
nitrógeno cambian su número de oxidación.
Cu0 Cu+2 Oxidación (pierde 2 electrones) –2e-
N+5 N+2 Reducción (gana 3 electrones) +3e-
Agente oxidante = HNO3
Agente reductor = Cu
Se intercambian los electrones ganados y perdidos anotándose como coeficientes:
3 Cu0 3 Cu+2
2 N+5 2 N+2
Se anotan en la ecuación esos mismos números:
3 Cu + 2 HNO3 3 Cu(NO3) 2 + 2 H2O + NO
La reacción anterior se ajusta por tanteo:
3 Cu + 8 HNO3 3 Cu(NO3) 2 + 4 H2O + 2 NO
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Ejercicio 1
Resuelve las ecuaciones por el método de tanteo, indicando los coeficientes que corresponden a cada reactivo.
N NÚMERO DE MOLECULAS
REACTIVO NÚMERO DE MOLECULAS
REACTIVO PRODUCE NÚMERO DE MOLECULAS
PRODUCTOS
1 Mn + O2 MnO3
2 I2 + O2 I2O7
3 FeO + H2O Fe(OH)2
4 Fe2O3 + H2OFe(OH)3
5 Li2O + H2O LiOH
6 Cl2O + H2O HClO
7 Cl2O3 + H2O HClO2
8 Cl2O5 + H20HClO3
9 Cl2O7 + H20 HClO4
10
SO2 + H20 H2SO3
Aciertos :_____________________ Calificación_________________________
8
Ejercicio 2.
Balancea por el método de tanteo las siguientes ecuaciones químicas
1.H2+O2-------->H2O
2. NaCI--------->Na+CI
3.Na2O+H2O--------->NaOH
4.RaCI2+HI-------->RaI2+HCI
5. Ca(OH)2+HCI------>CaCI2+H2O
6. Fe + HCl FeCl3 + H2
7. H2SO4 + Ca3 (PO4 )2 CaSO4 + H3PO4
8. CO2 + H2O C6H12O6 + O6
9. C3H8 + O2 CO2 + H2O
10. CaCO3 CaO + CO2
11. N2 + H2 NH3
12. Al(OH)3 + H2SO4 Al2(SO4)3 + H2O
13. Na + H2O NaOH
14. Mg + O2 MgO
15. Na + H2O NaOH
16. Mg + N2 Mg3N2
17. MnO2+Al Al2O3+Mn
18. H2 O H2 + O2
19. Ca + O2 CaO
20. P4O10 + H2O H3PO4
22. Ca + N2 Ca3N2
23. CdCO3 CdO + CO2
24. C2H6 O + O2 CO2 + H2O
Aciertos :____________________ Calificación:______________________
9
Ejercicio 3
Para la siguiente lista de reacciones, por favor realiza el balanceo por el método de Óxido reducción, el desarrollo lo realizaras en tu cuaderno de clases, indicando el desarrollo paso a paso. Indicando agente oxidante, reductor, Número de electrones intercambiables y elemento reductor y oxidante.
1.- MnO2 + HBr MnBr2 + Br2 + H2O.
2.- Cl2 + KOH KCl + KClO3 + H2O.
3.- CuO +NH3 N2 + Cu +H2O.
4.- H2S +Na2Cr2O7 + H2SO4 Cr2(SO4)3 + H2O + S + NaHSO4 .
5.- KMnO4 + FeSO4 + H2SO4 K2SO4 + MnSO4 + Fe2(SO4)3 +H2O.
6.-Ag + HClO3 + HCl AgCl + H2O
7.- Zn + HNO3 Zn(NO3)2 +NO2 + H2O.
8.- AgNO3 + Pb Pb(NO3)2 + Ag
9.-Fe2O3 + CO Fe + CO2
10.- Fe(NO3)2 + HNO3 Fe(NO3)3 + NO + H2O
Aciertos :_____________________ Calificación _______________________
Bloque I Aplicas la noción de Mol en la cuantificación de procesos químicos de tu entorno
10
Hablemos del mol en la cuantificación de procesos químicos.
Es la parte de la química que estudia las relaciones matemáticas entre pesos y
volúmenes de las sustancias participantes en una reacción química, mediante la
información expresada por sus fórmulas y las leyes ponderales de la química.
UNIDADES QUÍMICAS
MOL
Es el peso en gramos de una molécula que equivale a 6.023 x 1023 moléculas. En el
Sistema Internacional de Unidades se define como la cantidad de sustancia que
contiene tantas partículas como átomos hay en 0.012 kg de carbono 12. Ejemplos:
Una mol de CO2 contiene 6.023 x 1023 moléculas del mismo y pesa 44 g
Una mol de Na contiene 6.023 x 1023 átomos del mismo y pesa 23 g
ÁTOMO-GRAMOEs el peso atómico de un elemento expresado en g.
MOLÉCULA-GRAMOEs el peso molecular relativo de una sustancia (elemento o compuesto) expresado en g.
VOLUMEN MOLECULAR GRAMOEs el volumen que ocupa una mol de cualquier gas en las condiciones normales de
presión y temperatura y es igual a 22.4 litros.
LEYES PONDERALESLEY DE LA CONSERVACIÓN DE LA MASA O LEY DE LAVOISIER.
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“En toda reacción química, las cantidades en peso de los reaccionantes son iguales a
las de los resultantes”.
Para comprobar esta ley, primero debemos balancear la ecuación, ya que esto significa
igualar el número de átomos de las especies del primer miembro con respecto a las del
segundo.
Ejemplo:
¿Qué peso de BaCl2 se requiere para hacerlo reaccionar con 10 g de Fe2(SO4) 3?
Fe2(SO4) 3 + 3 BaCl2 3 BaSO4 + 2 FeCl3
399.88 g 624.72 g 700.2 g 324.4 g
Fe2(SO4) 3 3 BaCl2
399.88 g 624.72 g
10 g X
X = 15.62 g de BaCl2
LEY DE LAS PROPORCIONES CONSTANTES O LEY DE PROUST
“Cuando dos o más elementos se unen para formar un mismo compuesto, lo hacen
siempre en una relación ponderal constante”
H2 + ½ O2 H2O
Relación de H2 = 2 g = 0.125 O2 16 g
Esta relación se conoce como factor gravimétrico, por lo que podemos asegurar que 1
mol de agua obtenida en cualquier proceso químico estará compuesta de 2 g de
hidrógeno y 16 g de oxígeno, por lo tanto, concluimos que:
“La composición de un compuesto puro es independiente del proceso de preparación”.
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A partir de la fórmula de un compuesto, se puede calcular el porcentaje con que
intervienen cada uno de los elementos que lo forman, obteniéndose así lo que se
conoce como composición centesimal:
% A = Peso de A en el compuesto AB X 100 y Peso molecular de AB
% B = Peso de B en el compuesto AB X 100 Peso molecular de AB
FÓRMULA MÍNIMA O EMPÍRICA
Para la determinación experimental de las fórmulas químicas es necesario contar con
dos tipos de información: el análisis porcentual y la determinación del peso molecular.
La fórmula mínima o empírica es la relación más simple que existe entre los átomos de
un compuesto y para determinarla se siguen los siguientes pasos:
Se determinan los átomos-gramo de cada elemento:
Átomo-gramo de A = ____% A________ Peso atómico de A
Átomos-gramo de A = ____gramos de A________ Peso atómico de A
De los cocientes obtenidos se toma el más pequeño como común denominador.
Si el resultado de la relación antes efectuada es fraccionario, se aproximará al número
inmediato superior, cuando la fracción sea mayor a 0.5 o inmediatamente inferior
cuando sea menor que 0.5.
Los números obtenidos serán los subíndices de cada elemento en la fórmula mínima.
Ejemplo:
13
Al determinar por análisis la composición de una sustancia se encontraron los
siguientes valores: 0.28 g de nitrógeno y 0.72 g de magnesio. Determinar la fórmula
mínima.
ElementoP. A. Peso (g) _____Peso___
Peso atómico Relación Subíndices
Mg 24 0.72 0.72 = 0.03 24
0.03 = 1.5 0.02
1.5 X 2 = 3
N 14 0.28 0.28 = 0.02 14
0.02 = 1 0.02
1 X 2 = 2
Fórmula mínima: Mg3N2
FÓRMULA MOLECULAREs la relación que existe entre los átomos de los elementos de una molécula real o
verdadera.
Para determinar la fórmula molecular se siguen los siguientes pasos:
Se determina la fórmula mínima.
Se determina el peso fórmula de la fórmula mínima.
Peso fórmula = suma de los pesos atómicos de los elementos que la forman.
Se encuentra la relación del peso molecular con respecto al peso fórmula.
El resultado de la relación Peso molecular será el número de fórmulas mínimas que forman la molécula. Peso fórmula
Ejemplo:
Al determinar por análisis la composición de una sustancia se encontraron los
siguientes valores: 0.28 g de nitrógeno y 0.72 g de magnesio. Determinar la fórmula
mínima y molecular sabiendo que se analizaron 300g.
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Elemento P. A. Peso (g)
__ _Peso____Peso atómico
RelaciónSubíndices
Mg 24 0.72 0.72 = 0.03 24
0.04 = 1.5 0.02
1.5 X 2 = 3
N 14 0.28 0.28 = 0.02 14
0.02 = 1 0.02
1 X 2 = 2
Fórmula mínima: Mg3N2
Peso fórmula mínima = 100 g/mol
Fórmula molecular: Peso molecular = 300 = 3 Peso fórmula 100
3 Mg3N2
LEY DE LAS PROPORCIONES MÚLTIPLES O LEY DE DALTON“Cuando dos o más elementos se unen para formar una serie de compuestos, si el peso
de uno de ellos permanece constante y el otro varía, las cantidades de éstos son
múltiplos enteros de la menor de ellas”, es decir, cuando dos o más elementos se
combinan para formar más de un compuesto, los pesos de un elemento que se unen
con un peso constante del otro, están en proporción sencilla de números enteros
pequeños.
LEY DE LAS PROPORCIONES RECÍPROCAS O EQUIVALENTES O LEY DE RICHTER-WENZEL
“Cuando dos elementos se combinan separadamente con un peso fijo de un tercer
elemento, los pesos relativos de aquéllos son los mismos que se combinan entre sí”.
“Las sustancias reaccionan entre sí de acuerdo con sus pesos equivalentes, múltiplos o
submúltiplos de los mismos”
15
PESO EQUIVALENTE
Son los gramos de una sustancia que se combinan o desplazan a 1.008 g de hidrógeno
y a 8 g de oxígeno que se toman como patrón.
“ Es el peso que proporcionará 6.023 X 1023 partículas (iones, átomos, moléculas, etc.)
en una reacción con otras sustancias. Un equivalente gramo o equivalente de una
sustancia es el peso en gramos, numéricamente igual al peso equivalente”
Reactivo Limitante
Cuando se ha ajustado una ecuación, los coeficientes representan el número de átomos de cada elemento en los reactivos y en los productos. También representan el número de moléculas y de moles de reactivos y productos. Cuando una ecuación está ajustada, la estequiometría se emplea para saber las moles de un producto obtenidas a partir de un número conocido de moles de un reactivo. La relación de moles entre reactivo y producto se obtiene de la ecuación ajustada. A veces se cree equivocadamente que en las reacciones se utilizan siempre las cantidades exactas de reactivos. Sin embargo, en la práctica lo normal suele ser que se use un exceso de uno o más reactivos, para conseguir que reaccione la mayor cantidad posible del reactivo menos abundante.
Reactivo limitante
Cuando una reacción se detiene porque se acaba uno de los reactivos, a ese reactivo se le llama reactivo limitante.
Aquel reactivo que se ha consumido por completo en una reacción química se le conoce con el nombre de reactivo limitante pues determina o limita la cantidad de producto formado.
Reactivo limitante es aquel que se encuentra en defecto basado en la ecuación química ajustada.
Ejemplo 1:
Para la reacción:
¿Cuál es el reactivo limitante si tenemos 10 moléculas de hidrógeno y 10 moléculas de oxígeno?Necesitamos 2 moléculas de H2 por cada molécula de O2
16
Pero tenemos sólo 10 moléculas de H2 y 10 moléculas de O2.
La proporción requerida es de 2 : 1
Pero la proporción que tenemos es de 1 : 1
Es claro que el reactivo en exceso es el O2 y el reactivo limitante es el H2
Como trabajar con moléculas es lo mismo que trabajar con moles.
Si ahora ponemos 15 moles de H2 con 5 moles de O2 entonces como la estequiometría de la reacción es tal que 1 mol de O2 reaccionan con 2 moles de H2, entonces el número de moles de O2 necesarias para reaccionar con todo el H2 es 7,5, y el número de moles de H2 necesarias para reaccionar con todo el O2 es 10.
Es decir, que después que todo el oxígeno se ha consumido, sobrarán 5 moles de hidrógeno. El O2 es el reactivo limitante
Una manera de resolver el problema de cuál es el reactivo es el limitante es:
Calcular la cantidad de producto que se formará para cada una de las cantidades que hay de reactivos en la reacción.
El reactivo limitante será aquel que produce la menor cantidad de producto.
Ejercicio 4.RELACION MASA-MOL.
Resuelve la serie de ejercicios de acuerdo, a como se desarrollaron en clase.
I.- Calcula el número de moles de dióxido de carbono producido cuando se queman 3.0 gramos de hexano, según la siguiente reacción.
C6H14 + O2 CO2 + H2O.
2.- Cuántos gramos de dióxido de nitrógeno, son necesarios, para producir 12 gramos de Ácido nítrico.
NO2 + H2O HNO3 + NO
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3.- En las ferreterías se venden pequeños envases de gas propano para fuentes de calor portátil que cantidad de masa de bióxido de carbono, se producen al reaccionar 2.8 moles de propano.
C3H8 + O2 CO2 + H2O.
4.- Uno de los primeros métodos para producir cloro es haciendo reaccionar el óxido de mangánico, con ácido clorhídrico, cuantos moles se necesitan de óxido mangánico, para producir 38 gr. de cloro.
MnO2 + HCl Cl2 + MnCl2 + H2O
5.- A partir de la siguiente ecuación determina la cantidad de gramos de carburo de aluminio que reaccionan para obtener 0.67moles de hidróxido de aluminio.
Al4C3 + H2O Al(OH)3 + CH4.
Aciertos :_____________________ Calificación___________________
Ejercicio 5
RELACION MOL-MOL.
Resuelve las siguientes reacciones como se realizaron en clase.
1.- A partir de 89 mol de hidróxido de sodio calcula la cantidad de moles de cloruro de sodio que reaccionan.
SnCl4 + NaOH NaCl + Sn(OH)4 2 .Determina la cantidad de moles de nitrato de plomo que se necesitan para reaccionar con 167moles de nitrato de sodio.
18
Pb(NO3)2 + NaOH NaNO3 + Pb(OH)2
3.- Que cantidad de moles de ácido fosfórico se obtienen cuando reaccionan 16 moles de fosfato de aluminio.
AlPO4+ HCl H3PO4+ AlCl3
4.-Determina la cantidad de moles de nitrato de plata que se forman al reaccionar 67moles de carbonato de sodio.
AgNO3 + Na2CO3 Ag2CO3 + NaNO3
5.-A partir de 48 mol de amoniaco calcula la cantidad de moles de nitrógeno que se forman.NH3 + O2 H2O + N2
6.-Que cantidad de moles de sulfato de cobre se necesitan para obtener 86moles de cloruro de cobre.
CuSO4 + HCl CuCl2 + SO2 + O2 + H2O
7.-A partir de 108 mol de ácido sulfúrico calcula la cantidad de moles de sulfato de manganeso que se forman.
MnO2 + H2 SO4 MnSO4 + H2O + O2
Aciertos :_____________________ Calificación_____________________
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Ejercicio 6
RELACION MASA- VOLUMEN.Desarrolla las siguientes ecuaciones tomando en cuenta lo visto en clase.
1.- Calcula la cantidad de masa de fosfato de potasio que se obtienen cuando reaccionan 37 litros de ácido fosfórico, mediante la siguiente ecuación.
H3PO4 + KOH K3PO4 + H2O.
2-Determina la cantidad de litros de fructuosa que se necesitan para obtener 31gr de bióxido de carbono, mediante la siguiente ecuación.
C6H10O5 + O2 C02 + H2O.
3.-Sabemos que el octano es un componente de la gasolina, determina la cantidad de octano en litros que se necesita para obtener 13gr. De bióxido de carbono.
C8H18 + O2 CO2 + H2O
4.- Para determinar la concentración de ozono en el aire se usa yoduro de sodio, determina la cantidad de ozono en litros, para que reaccionen 3.6gr de yoduro de sodio, considerando la siguiente ecuación.
O3 + NaI + H2O O2 + I2 + NaOH.
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5.-Con 12 litros de carbonato de calcio, determina la cantidad en litros que se obtienen de sulfato de calcio.
SO2 + CaCO3 + O2 CaSO4 + CO2.
Aciertos :_____________________ Calificación_________________
Ejercicio 7 RELACION VOLUMEN- VOLUMEN
Desarrolla las siguientes ecuaciones tomando en cuenta lo visto en clase.
1.-Determina la cantidad de volumen de monóxido de carbono que se obtiene cuando reaccionan 17 litros de bióxido de silicio.
SiO2 + C SiC + CO
2.- Se tienen 47 l de ácido fosfórico, determina la cantidad de hidrogeno que se obtiene, mediante la siguiente ecuación.
Zn + H3PO4 Zn3(PO4)2 + H2
3.- Calcula la cantidad de oxígeno líquido que se obtiene cuando reaccionan 39litros de clorato de potasio.
KClO3 KCl + O2.
4.- Se tienen 56litros de propano, determina la cantidad de dióxido de carbono que se forma.
C3H8 + O2 CO2 + H2O.
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5.-Determina la cantidad en litros de nitrato de plomo que se necesitan para que obtener 67moles de nitrato de sodio.
Pb(NO3)2 + NaOH NaNO3 + Pb(OH)2
Aciertos :_____________________ Calificación______________________
Ejercicio 8
1.- Determina la formula mínima o empírica para las siguientes composiciones.
Composición
Peso atómico
Porcentaje Atomo/gramo Relación Subíndices
C = 40%H =6.6 %O = 53.33%
Composición
Peso atómico
Porcentaje Atomo/gramo Relación Subíndices
K = 31.96 %Cl = 28.68 % O =39.34%
Composición
Peso atómico
Porcentaje Atomo/gramo Relación Subíndices
Na =19.32%H = 0.84%P = 26.05 %O = 53.78 %
Composició Peso Porcentaje Atomo/gramo Relación Subíndices
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n atómicoBa = 52.89%H = 0.77 %C = 9.26 %O = 37.06 %
Composición
Peso atómico
Porcentaje Atomo/gramo Relación Subíndices
H = 1.58 %N =22.22 %O = 76.19 %
Aciertos :_____________________ Calificación ____________________Ejercicio 9
Para los siguientes ejercicios indica el tipo de relación estequiometria que se presenta y desarrolla por favor , paso por paso para obtener el resultado.
1.- Cuantos gramos de cloruro de plata se obtienen cuando reaccionan 56gr. de nitrato de plata, mediante la siguiente reacción.
AgNO3 + NaCl AgCl + NaNO3
2.-Cuantos moles de sulfuro de cobre se producen cuando reaccionan15gr. de cloruro de cobre, según la siguiente reacción.
CuCl + H2S Cu2S + HCl.
3.- Encontrar cuantos moles de óxido férrico se obtienen si inicialmente reaccionan 1.25 moles de hierro, con agua de acuerdo a la siguiente reacción.
Fe + H2O Fe2O3 + H2
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4.- Cuantos litros de O2 en condiciones normales de presión y temperatura se combinan con 30 litros de hidrogeno bajo las mismas condiciones, mediante la siguiente reacción.
H2 + O2 H2O.
5.- Cuantos litros de agua se obtienen a partir de 56gr. de hidróxido de sodio, mediante la siguiente ecuación.
HCl + NaOH NaCl + H2O
6.- A partir de 120 litros de ácido carbónico determinar cuántos moles de bióxido de carbono se requieren mediante la siguiente ecuación.
CO2 + H2O H3O + H2CO3
Aciertos :_____________________ Calificación:________________________
Ejercicio 10
Para los siguientes ejercicios, por favor realiza lo que se te pide:
1.- Determina la composición porcentual para los siguientes compuestos.
Formula elemento Número de átomos
Peso o masa molecular
Masa unitaria
% composición
Al2(SO4)3
24
CCl4
NH4OH
H2SO4
CuSO4
NaHCO3
Ba2SO4
Ca(OH)2
AgNO3
25
AuHCO3
Aciertos :_____________________ Calificación:_________________________
Ejercicio 11
1- La formación de CaO a gran escala se realiza quemando piedra caliza en grandes hornos, en química la piedra caliza es carbonato de calcio .Dicha reacción se representa mediante la ecuación química que aparece abajo, responde ¿Cuántos gramos de carbonato de calcio se necesitan para obtener una tonelada de óxido de calcio ( cal viva) ?
CaCO3 CO2 (g) + CaO.
2.- La ecuación química que representa el proceso de fotosíntesis, mediante el cual las plantas elaboran su alimento es muy conocido, contesta lo que se pide.
a) Cuántos gramos de almidón elaboran una planta a partir de 1 gramo de dióxido de carbono
b) Cuántas moléculas de dióxido de carbono son necesarias para formar 1 molécula de almidón
CO2 (g) + H2O C6H12O6 + O2(g).
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3.- Una reacción exotérmica muy vistosa es la formación de hidróxido de sodio, a partir de sodio y agua, representada por la ecuación química que aparece abajo. Calcula cuantas moléculas de hidrogeno se forman a partir de 1 x 10 -5 moléculas de sodio.
Na + H2O NaOH + H2 (g).
4.- El ácido clorhídrico ataca fácilmente al hierro y lo disuelve, formando cloruro de hierro (II), según la siguiente ecuación química.
Fe + HCl FeCl2 + H2 (g).
Calcula:
a) ¿Cuántos gramos de hierro son necesarios para formar 1 kg de FeCl2b) ¿Cuántas moléculas de FeCl2 se formarán a partir de 2 X 10 15 moléculas de
hierro?
5.- El agua reacciona químicamente con la cal viva para formar hidróxido de calcio, o cal apagada, según la siguiente ecuación química.
CaO + H2O Ca(OH)2
¿Cuántos gramos de CaO y de H2O serán necesarios para formar 100kg de Ca(OH)2?
Aciertos : _______________ Calificación:_________________________
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Bloque II Actúas para disminuir la contaminación del aire, del agua y del suelo.
Contaminación Atmosférica1.- IntroducciónLa atmósfera es una mezcla de gases que rodean la tierra y otras especies químicas en
menor proporción. La propiedad física más importante de la atmósfera es la variación
de la temperatura en altura a razón de 6ºC por Km ascendido, cuando más se aparte
este gradiente del normal va a provocar que los procesos de contaminación se agraven.
La atmósfera contaminada será aquella en que se han modificado sus características
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respecto a sus condiciones naturales. Un contaminante atmosférico será aquel que ha
sido emanado en una concentración suficiente para crear unos efectos mensurables en
los receptores (seres vivos, materiales y la propia atmósfera).
2. Proceso de contaminación atmosféricaEntrada de un agente contaminante en un medio produciendo unos efectos.
Fuente Contaminante ----------> Atmósfera -----> ReceptoresEn todo proceso de contaminación es necesario medir los índices de emisión y los
índices de inmisión. Para medir los índices de emisión tenemos que disponer del
número de fuentes contaminantes y del tipo de fuentes, tipo de contaminantes
emanados y la concentración de contaminantes. Los índices de inmisión nos da la
información de que un contaminante al llegar a la atmósfera sufre una transformación y
un transporte, incluyendo la concentración de los contaminantes tenemos los tres
niveles de inmisión.
El contaminante del aire puede pasar al suelo o al agua, al igual que puede sufrir
procesos de transporte y transformación, estos procesos son función de las
características de la fuente y de las condiciones del medio sobre el que incide, en este
caso la atmósfera.
Las fuentes contaminantes a la atmósfera pueden ser:
Fuentes móviles, que nos indican un transporte.
Fuentes estacionarias: Producción de energía
Incineración de residuos
Consumo de combustibles
Fuentes industriales diversas
29
Dependiendo del tipo de fuente va a ver distintos tipos de contaminantes, que son
aquellos que son emanados en cantidades muy altas y sustancias que son muy tóxicas.
La clasificación de los contaminantes se hace atendiendo a los siguientes criterios:
Según su origen Contaminantes primarios, son aquellos que son emanados directamente de la fuente,
los niveles de emisión son las concentraciones de los contaminantes primarios. Pueden
ser gaseosos o particulados, se puede ver su importancia en función de las fuentes que
los emanan, cantidad total en que son emitidos y tendencia de esos contaminantes a
aumentar o disminuir. Para ver la toxicidad relativa de los distintos contaminantes
primarios debemos ver el factor de efecto, este factor de efecto se hace tomando como
1 el de menor toxicidad refiriéndose a él todos los demás, así a mayor nivel de factor de
efecto más tóxico, tenemos que el más tóxico serán los hidrocarburos, NOx , partículas,
SOx y el de menor factor de efecto y al que están referidos los demás son al CO.
Contaminantes secundarios, son los que se originan en la atmósfera por reacción
entre contaminantes primarios o con la propia atmósfera, los niveles de inmisión son las
concentraciones de los contaminantes secundarios.
30
Según su estado físicoContaminantes gaseosos, son aquellos que son gases en condiciones ambientales
(no normales). Son óxidos de carbono, de azufre, de nitrógeno, compuestos de carbono
no óxidos y compuestos halogenados.
Contaminantes particulados (aerosoles), es una suspensión en aire de sólidos o
microgotas de líquidos. Son de composición química diversa al igual que su tamaño y
sus propiedades físicas. Podemos nombrar los aerosoles en función del diámetro de las
partículas:
Arenillas, son tamaños muy grandes >100um
Polvo, entre 10 y 100 um
Humos, son de origen contaminante y se incluyen sólidos y microgotas de
líquidos. Su tamaño va de 0,1 a 10 um.
Reacciones químicas de los contaminantesDependiendo de las condiciones meteorológicas va a provocar la aparición de los
contaminantes secundarios, que son consecuencia de la transformación de los
contaminantes primarios. Las reacciones que dan lugar a los contaminantes
secundarios:
31
Reacciones en fase gaseosa, que son las térmicas y las fotoquímicas.Reacciones en fase líquida, son reacciones iónicas.Las reacciones fotoquímicas, el que tenga lugar la reacción depende del
contaminante A y de la radiación, en cuanto a esta radiación hay que tener en cuenta
su intensidad y su longitud de onda. La intensidad de esta radiación depende del ángulo
con que incide en un punto determinado, la latitud, la hora y la estación en la que nos
encontramos. Vamos a tomar como ejemplo las reacciones fotoquímicas en las cuales
se ve implicado los óxidos de nitrógeno que son los desencadenantes del smog fotoquímico, que se caracteriza por las altas temperaturas y bajo grado de humedad.
Consta de tres fases:
1· Iniciación: Fotólisis de NO2
hv
NO2 ------->NO + O
O + O2 + M -------> O3 + M
NO + O3 ------> NO2 + O2
En este proceso no hay acumulación de O3 en la atmósfera.
2. Ramificación: se caracteriza por la formación de radicales libres, en la atmosfera,
además de óxidos de nitrógeno tenemos hidrocarburos:
HCn --------> Prod. estables + Radicales peróxido
3.- Estos radicales peróxido tienen un alto poder oxidante y son capaces de reaccionar
con el NO:
NO + RO2 ------> NO2 + RO
hv
NO2 ------->NO + O
O + O2 + M -------> O3 + M
El ozono se consume, esto es característico del smog fotoquímico.
Efectos sobre la propia atmósfera:
1. Visibilidad (se da en un pequeño espacio de tiempo y a pequeña escala)
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La visibilidad es la capacidad que tenemos de observar un objeto sobre un fondo, va a
ser función de las condiciones meteorológicas, de la iluminación y de las características
del observador.
Esta reducción de la visibilidad va a ser consecuencia de la interacción de los
contaminantes con la luz, las interacciones más importantes son los procesos de
absorción y los procesos de dispersión, este último proceso es el que produce una
mayor disminución de la visibilidad.
2. Lluvia ácida (se da en corto-medio espacio de tiempo y a pequeña escala)
No solo se refiere a que las gotas de lluvia lleven un pH más ácido, es la denominada
deposición húmeda, sino también de la deposición seca que son las partículas ácidas
que se depositan.
El pH natural de la lluvia oscila entre 5 y 5.7 (ya que la lluvia atraviesa la atmósfera que
tiene CO2 que es un gas ácido). Consideramos que la lluvia es ácida cuando su pH es
menor de 5.
3. Destrucción del ozono estratosféricoSe da a largo tiempo, ya que necesita un tiempo para llegar a la estratosfera, por lo que
deben ser contaminantes que no se transformen en un largo espacio de tiempo, los
más importantes son:
- Clorofluorocarbonados (Freones): Tienen tiempos de permanencia muy altos sin
transformación (30-100 años), las reacciones principales son:
hv
33
CFCl3 -------> CFCl2 + Cl
Cl + O3 ------> ClO + O2
ClO + O -----> Cl + O2
Para poder destruir los CFCl3 se necesita una radiación muy baja que no hay en la
atmósfera. Con cantidades muy pequeñas de estos CFC la destrucción del O3 es muy
grande, ya que son reacciones en cadena.
- Óxidos de nitrógeno, el más importante es el NO, se inyecta directamente en el límite
de la troposfera y estratosfera por lo aviones supersónicos, los cuales sueltan el NO
producido por combustión que se enfría rápidamente y está preparado para reaccionar:
NO + O3 ------> NO2 + O2
El N2O proviene de productos de descompensación de nitratos, de sales amoniacales y
de procesos de descomposición. Van a ir transformándose para dar lugar al gas N2O
que va a reaccionar con el O3:
hv
N2O ------->NO + O
NO + O3 ------> NO2 + O2
4. Efecto invernaderoLos principales gases que producen el efecto invernadero son el CO2, CH4, CFC,...,
todas aquellas moléculas que son capaces de absorber IR en la longitud de onda
remitida por la tierra, al haber esa absorción de la radiación esta no sale a la atmósfera
y se produce el sobrecalentamiento de la tierra.
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Efectos sobre los materialesSe afectan a todos aquellos materiales que están en contacto con la atmósfera, se
aplica sobre todo a las construcciones (especialmente los de piedra), se pueden dar
dos efectos: que se ensucien, o el deterioro de los materiales.
El patrimonio artístico está construido principalmente:
- Granito, formadas por distintas sustancias, unas más blandas que se destrozan antes
y la parte más dura acabará desprendiéndose.
- Calizas: CaCO3 + SO2 ------> CaSO4
El CaSO4 tiene una resistencia mecánica menor y por tanto su deterioro es mayor.
Los distintos materiales que podemos encontrar en la ciudad:
- Metales, si reaccionan con sustancias que tengan acidez van a dar sales solubles.
- Pinturas, al reaccionar con contaminantes se va modificando la base de la pintura y se
produce el cambio de los colores.
- Productos sintéticos, son atacados por el O3 produciendo un endurecimiento de los
materiales hechos de caucho.
Efectos sobre los seres vivos
· VegetalesHay ciertas sustancias denominadas fitotóxicas, como el SO2, O3, Pb, NOx, que
producen unos síntomas visibles en los vegetales, que también van a depender de la
exposición y de la concentración del contaminante.
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Un bioindicador, es un ser vivo que manifieste una respuesta clara frente a una
determinada sustancia y a una determinada concentración de esa sustancia. Existen
algunos vegetales que son buenos bioindicadores de la contaminación atmosférica,
como los musgos y los líquenes, no por los efectos que sobre ellos se producen sino
porque son bioacumuladores (perfecta correlación entre la concentración en la
atmósfera y concentración en el ser vivo). Un biosensor es un dispositivo analítico que
se incorpora o bien a un ser vivo o un componente de un ser vivo, de tal forma que la
respuesta de ese sensor es función de lo que hemos incorporado al dispositivo
analítico. Por lo tanto un biosensor es diferente a un bioindicador.
. HombreEl efecto va a ser función de la posibilidad de penetración en el ser vivo, de la toxicidad
inherente de la sustancia y de la dosis (depende de la concentración y del tiempo de
exposición). La posibilidad de penetración es distinta así se trate de un contaminante
particulado o gaseoso.
CALIDAD DEL AIRE
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37
Interpretación del IMECAIMECA Condición Efectos a la Salud
0 - 100Condición dentro de la norma
Ninguno
101 - 200
Condición no
satisfactoria
Molestias en ojos, nariz y garganta en personas sensibles
201 - 300
Condición mala
Evitar actividades al aire libre. Posibles
problemas respiratorios
301 - 500
Condición muy mala
Se agudizan los síntomas anteriores
en personas sensibles y quienes fuman o
padecen enfermedades
crónicas
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CONTAMINACIÓN DEL AGUA
Incorporación al agua de materias extrañas, como microorganismos, productos
químicos, residuos industriales y de otros tipos, o aguas residuales. Estas materias
deterioran la calidad del agua y la hacen inútil para los usos pretendido.
PRINCIPALES CONTAMINANTES
Los principales contaminantes del agua son los siguientes: • Aguas residuales y otros residuos que demandan oxígeno (en su mayor parte
materia orgánica, cuya descomposición produce la desoxigenación del agua).
• Agentes infecciosos.
• Nutrientes vegetales que pueden estimular el crecimiento de las plantas acuáticas. Que, a su vez, interfieren con los usos a los que se destina el agua y, al descomponerse, agotan el oxígeno disuelto y producen olores desagradables.
• Productos químicos, incluyendo los pesticidas, diversos productos industriales, los detergentes, y los productos de la descomposición de otros compuestos orgánicos.
• Petróleo, especialmente el procedente de los vertidos accidentales.
• Minerales inorgánicos y compuestos químicos.
• Sedimentos formados por partículas del suelo y minerales arrastrados por las tormentas desde las tierras de cultivo, los suelos sin protección, las explotaciones mineras, las carreteras y los derribos urbanos.
• Sustancias radiactivas procedentes de los residuos producidos por la minería y el refinado del uranio y el torio, las centrales nucleares y el uso industrial, médico y científico de materiales radiactivos.
• El calor también puede ser considerado un contaminante cuando el vertido del agua empleada para la refrigeración de las fábricas y las centrales energéticas hace subir la temperatura del agua de la que se abastecen.
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EFECTOS DE LA CONTAMINACIÓN DEL AGUA Los efectos de la contaminación del agua incluyen los que afectan a la salud
humana. La presencia de nitratos (sales del ácido nítrico) en el agua potable
puede producir una enfermedad infantil que en ocasiones es mortal.
El cadmio presente en los fertilizantes derivados del cieno o lodo puede ser
absorbido por las cosechas; de ser ingerido en cantidad suficiente, el metal
puede producir un trastorno diarreico agudo, así como lesiones en el hígado y los
riñones. Los lagos son especialmente vulnerables a la contaminación.
Hay un problema, la eutrofización, que se produce cuando el agua se enriquece
de modo artificial con nutrientes, lo que produce un crecimiento anormal de las
plantas. Los fertilizantes químicos arrastrados por el agua desde los campos de
cultivo pueden ser los responsables.
Otro problema cada vez más preocupante es la lluvia ácida, que ha dejado
muchos lagos totalmente desprovistos de vida.
TIPOS DE CONTAMINANTES
Alteraciones físicas Características y contaminación que indica
Color El agua no contaminada suele tener ligeros colores rojizos, pardos, amarillentos o verdosos debido, principalmente, a los compuestos húmicos, férricos o los pigmentos verdes de las algas que contienen..
Las aguas contaminadas pueden tener muy diversos colores pero, en general, no se pueden establecer relaciones claras entre el color y el tipo de contaminación
Olor y sabor Compuestos químicos presentes en el agua como los fenoles, diversos hidrocarburos, cloro, materias orgánicas en descomposición o esencias liberadas por diferentes algas u hongos pueden dar olores y sabores muy fuertes al agua, aunque estén en muy pequeñas concentraciones. Las sales o los minerales dan sabores salados o metálicos, en ocasiones sin ningún olor.
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Temperatura El aumento de temperatura disminuye la solubilidad de gases (oxígeno) y aumenta, en general, la de las sales. Aumenta la velocidad de las reacciones del metabolismo, acelerando la putrefacción. La temperatura óptima del agua para beber está entre 10 y 14ºC.
Las centrales nucleares, térmicas y otras industrias contribuyen a la contaminación térmica de las aguas, a veces de forma importante.
Materiales en suspensión
Partículas como arcillas, limo y otras, aunque no lleguen a estar disueltas, son arrastradas por el agua de dos maneras: en suspensión estable (disoluciones coloidales); o en suspensión que sólo dura mientras el movimiento del agua las arrastra. Las suspendidas coloidalmente sólo precipitarán después de haber sufrido coagulación o floculación (reunión de varias partículas)
Radiactividad Las aguas naturales tienen unos valores de radiactividad, debidos sobre todo a isotopos del K. Algunas actividades humanas pueden contaminar el agua con isótopos radiactivos.
Espumas Los detergentes producen espumas y añaden fosfato al agua (eutrofización). Disminuyen mucho el poder auto depurador de los ríos al dificultar la actividad bacteriana. También interfieren en los procesos de floculación y sedimentación en las estaciones depuradoras.
Conductividad El agua pura tiene una conductividad eléctrica muy baja. El agua natural tiene iones en disolución y su conductividad es mayor y proporcional a la cantidad y características de esos electrolitos. Por esto se usan los valores de conductividad como índice aproximado de concentración de solutos. Como la temperatura modifica la conductividad las medidas se deben hacer a 20ºC
Alteraciones químicas del agua
Alteraciones químicas Contaminación que indica
pH Las aguas naturales pueden tener pH ácidos por el CO2 disuelto desde la atmósfera o proveniente de los seres vivos; por ácido sulfúrico procedente de algunos minerales, por ácidos húmicos
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disueltos del mantillo del suelo. La principal substancia básica en el agua natural es el carbonato cálcico que puede reaccionar con el CO2 formando un sistema tampón carbonato/bicarbonato.
Las aguas contaminadas con vertidos mineros o industriales pueden tener pH muy ácido. El pH tiene una gran influencia en los procesos químicos que tienen lugar en el agua, actuación de los floculantes, tratamientos de depuración, etc.
Oxígeno disuelto OD Las aguas superficiales limpias suelen estar saturadas de oxígeno, lo que es fundamental para la vida. Si el nivel de oxígeno disuelto es bajo indica contaminación con materia orgánica, septicemia, mala calidad del agua e incapacidad para mantener determinadas formas de vida.
Materia orgánica biodegradable: Demanda Bioquímica de Oxígeno (DBO5)
DBO5 es la cantidad de oxígeno disuelto requerido por los microorganismos para la oxidación aerobia de la materia orgánica biodegradable presente en el agua. Se mide a los cinco días. Su valor da idea de la calidad del agua desde el punto de vista de la materia orgánica presente y permite prever cuanto oxígeno será necesario para la depuración de esas aguas e ir comprobando cual está siendo la eficacia del tratamiento depurador en una planta.
Materiales oxidables: Demanda Química de Oxígeno (DQO)
Es la cantidad de oxígeno que se necesita para oxidar los materiales contenidos en el agua con un oxidante químico (normalmente dicromato potásico en medio ácido). Se determina en tres horas y, en la mayoría de los casos, guarda una buena relación con la DBO por lo que es de gran utilidad al no necesitar los cinco días de la DBO. Sin embargo la DQO no diferencia entre materia biodegradable y el resto y no suministra información sobre la velocidad de degradación en condiciones naturales.
Nitrógeno total Varios compuestos de nitrógeno son nutrientes esenciales. Su presencia en las aguas en exceso es causa de eutrofización.
El nitrógeno se presenta en muy diferentes formas químicas en las aguas naturales y contaminadas. En los análisis habituales se suele determinar el NTK (nitrógeno total Kendahl) que incluye el nitrógeno orgánico y el amoniacal. El contenido en nitratos y nitritos
42
se da por separado.
Fósforo total El fósforo, como el nitrógenos, es nutriente esencial para la vida. Su exceso en el agua provoca eutrofización.
El fósforo total incluye distintos compuestos como diversos orto fosfatos, poli fosfatos y fósforo orgánico. La determinación se hace convirtiendo todos ellos en orto fosfatos que son los que se determinan por análisis químico.
Aniones:
cloruros
nitratos
nitritos
fosfatos
sulfuros
cianuros
fluoruros
indican salinidad
indican contaminación agrícola
indican actividad bacteriológica
indican detergentes y fertilizantes
indican acción bacteriológica anaerobia (aguas negras, etc.)
indican contaminación de origen industrial
en algunos casos se añaden al agua para la prevención de las caries, aunque es una práctica muy discutida.
Cationes: sodio
calcio y magnesio
amonio
metales pesados
indica salinidad
están relacionados con la dureza del agua
contaminación con fertilizantes y heces
de efectos muy nocivos; se bioacumulan en la cadena trófica; (se estudian con detalle en el capítulo correspondiente)
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Compuestos orgánicos Los aceites y grasas procedentes de restos de alimentos o de procesos industriales (automóviles, lubricantes, etc.) son difíciles de metabolizar por las bacterias y flotan formando películas en el agua que dañan a los seres vivos.
Los fenoles pueden estar en el agua como resultado de contaminación industrial y cuando reaccionan con el cloro que se añade como desinfectante forman clorofenoles que son un serio problema porque dan al agua muy mal olor y sabor.
La contaminación con pesticidas, petróleo y otros hidrocarburos se estudia con detalle en los capítulos correspondientes.
Alteraciones biológicas del agua
Alteraciones biológicas del agua Contaminación que indican
Bacterias coliformes Desechos fecales
Virus Desechos fecales y restos orgánicos
Animales, plantas, microorganismos diversos Eutrofización
Cuadro de enfermedades por patógenos contaminantes de las aguas
Tipo de
microorganismoEnfermedad Síntomas
Bacterias Cólera
Diarreas y vómitos intensos. Deshidratación. Frecuentemente es mortal si no se trata adecuadamente
Bacterias Tifus Fiebres. Diarreas y vómitos. Inflamación del bazo y
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del intestino.
Bacterias Disentería
Diarrea. Raramente es mortal en adultos, pero produce la muerte de muchos niños en países poco desarrollados
Bacterias GastroenteritisNáuseas y vómitos. Dolor en el digestivo. Poco riesgo de muerte
Virus HepatitisInflamación del hígado e ictericia. Puede causar daños permanentes en el hígado
Virus PoliomielitisDolores musculares intensos. Debilidad. Temblores. Parálisis. Puede ser mortal
Protozoos Disentería amebiana
Diarrea severa, escalofríos y fiebre. Puede ser grave si no se trata
Gusanos Esquistosomiasis Anemia y fatiga continuas
PURIFICACIÓN DEL AGUA
La forma más pura del agua es la que procede de la lluvia por que no contiene
sales disueltas.
• El agua que bebemos es sometida a uno o más de los procesos de purificación
según las impurezas que contenga.
• Las impurezas suspendidas y disueltas en el agua natural impiden que ésta sea
adecuada para numerosos fines. Los materiales indeseables, orgánicos e
inorgánicos, se extraen por métodos de criba y sedimentación que eliminan los
materiales suspendidos.
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• Otro método es el tratamiento con ciertos compuestos, como el carbón activado,
que eliminan los sabores y olores desagradables. También se puede purificar el
agua por filtración, o por cloración o irradiación que matan los microorganismos
infecciosos.
• En la ventilación o saturación de agua con aire, se hace entrar el agua en
contacto con el aire de forma que se produzca la máxima difusión; esto se lleva a
cabo normalmente en fuentes, esparciendo agua en el aire. La ventilación
elimina los olores y sabores producidos por la descomposición de la materia
orgánica, al igual que los desechos industriales como los fenoles, y gases
volátiles como el cloro. También convierte los compuestos de hierro y
manganeso disueltos en óxidos hidratados insolubles que luego pueden ser
extraídos con facilidad.
Ejercicio 1Responde las siguientes cuestiones en hojas blancas de acuerdo a lo que se te pide
1.-¿Qué es el calentamiento global?
2.-¿Qué es el efecto invernadero o “Greenhouse Effect”?
3.-¿Hay realmente una causa por la cual preocuparnos seriamente?
4.- ¿Cómo podemos disminuir la contaminación que causa el calentamiento global?
5.- ¿Cómo podemos disminuir la contaminación causada por los automóviles?
6.- ¿Qué puedo hacer yo para ayudar a luchar contra el calentamiento global?
ACIERTOS :__________ CALIFICACIÓN:______________
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Ejercicio 2
Subraya la respuesta correcta a cada una de las cuestiones
1.- ¿Qué es la contaminación?a) Alteración nociva de la pureza o las condiciones normales de una cosa o un
medio.b) Introducción de agentes químicos que favorecen al medio en generalc) Ambas son correctas.
2.- ¿Qué es un contaminante?a) Sustancia química que sólo puede introducirse en el medio en ocasiones
excepcionales.b) Sustancia orgánica que puede introducirse al medio por diferentes procesos.c) Sustancia orgánica e inorgánica que puede ser introducida al medio a través de
su proceso de producción entre otros muchos procesos.
3.- ¿Qué características tiene que tener una sustancia para ocasionar un gran problema en el medio?
a) Se tiene que tratar de una sustancia persistenteb) Se tiene que tratar de una sustancia persistentec) Ambas respuestas son correctas.
4.- ¿A qué afecta fundamentalmente a la contaminación atmosférica?a) Aparato respiratoriob) Aparato circulatorioc) Ambas respuestas son incorrectas
5.- ¿Qué tipos de contaminantes atmosféricos existen?a) Contaminantes primarios y secundarios.b) Contaminantes gaseosos, sólidos y líquidosc) Contaminantes industriales y agrarios
6 .-¿Que es la contaminación atmosférica?a) Es la presencia en la atmósfera de sustancias perjudiciales para la salud de los
seres vivosb) Es la cantidad de sustancias producidas solo por los coches buena para la saludc) Son cosas malas solo para los conejos producida por los coches.
7 .- ¿Que son los contaminantes primarios?a) son los que se emiten directamente a la atmósfera como el dióxido de azufre
SO2, que daña directamente la vegetación y es irritante para los pulmones.
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b) son aquellos que se forman por procesos químicos.c) son los producidos solo por lo coches
8 .- ¿Que son los contaminantes secundarios?a) Son los producidos por los ecosistemas.b) Son aquellos que se forman por la contaminación de los coches.c) son aquellos que se forman mediante procesos químicos atmosféricos que
actúan sobre los contaminantes primarios o sobre especies no contaminantes en la atmósfera.
9 .- La lluvia ácida es fruto de la emisión a la atmósfera de:a) óxidos de carbono y de nitrógenob) óxidos de silicio y azufrec) óxidos de azufre y nitrógeno
10.- ¿Qué produce el cloro emitido por los CFCs?a) produce lluvia ácidab) Reacciona con el O3 transformándolo en O2 normalc) Reacciona con el O3 transformándolo en Cl3O
ACIERTOS :__________ CALIFICACIÓN:______________
Bloque III Comprendes la utilidad de los sistemas dispersos
Sistemas Dispersos
Composición de una disolución
Una disolución es una mezcla homogénea de dos o más sustancias que tiene las siguientes partes:
El disolvente: usualmente es la sustancia que se encuentra en mayor concentración en la mezcla.
El o los solutos: son el o los componentes minoritarios de la mezcla, y decimos que se han disuelto en el disolvente.
Por ejemplo, cuando disolvemos una pequeña cantidad de sal en una mayor cantidad de agua, decimos que el agua es el disolvente y la sal es el soluto.
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Todas aquéllos disoluciones en las cuales el agua es el disolvente, se llaman disoluciones acuosas.
Una de las más importantes propiedades del agua es la capacidad de disolver una gran cantidad de sustancias.
Para poder trabajar con una disolución, es necesario:
1. conocer su composición y2. tener una manera de expresar dicha composición.3. Hay muchos tipos de disoluciones. Se mencionan a continuación las más
importantes:
4. Disoluciones sólido - líquido. Ejemplo: azúcar y agua. El soluto es el sólido y el disolvente el líquido.
5. Disoluciones líquido – líquido. Ejemplo: alcohol y agua. Si preparamos una disolución mezclando 250 cm3 de alcohol y 500 cm3 de agua, el soluto será el alcohol y el disolvente el agua.
6. Disoluciones líquido- gas. Ejemplo: oxígeno y agua. El soluto es el gas, el disolvente el líquido.
7. Disoluciones gas – gas. Ejemplo: el aire. Se considera soluto el oxígeno (21%) y disolvente el nitrógeno (79%) (se considera que el aire está formado sólo por oxígeno y nitrógeno).
¿Cuánto soluto se puede disolver en una cantidad dada de disolvente?
Podemos contestar que una cantidad máxima. Si vamos añadiendo soluto (p.e. azúcar) poco a poco, observamos que al principio se disuelve sin dificultad, pero si seguimos añadiendo llega un momento en que el disolvente no es capaz de disolver más soluto y éste permanece en estado sólido, “posando” en el fondo del recipiente.
La cantidad máxima de soluto que se puede disolver recibe el nombre de solubilidad y depende de varios factores:
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La disolución de un sólido es un proceso bastante complejo que implica la rotura de los enlaces existentes entre los iones del sólido que abandonan el cristal y se rodean de moléculas del disolvente (solvatación).
De quién sea el soluto y el disolvente. Hay sustancia que se disuelven mejor en unos disolventes que en otros.
De la temperatura. Normalmente la solubilidad de una sustancia aumenta con la temperatura.
Como las disoluciones se pueden preparar mezclando cantidades variables de soluto y disolvente, se hace necesario establecer una forma para poder indicar estas cantidades, lo que se conoce con el nombre de concentración de la disolución.
Una manera (muy poco precisa) de indicar la concentración de una disolución es con las palabras: diluida, concentrada y saturada.
Disolución diluida: aquella que contiene una cantidad pequeña de soluto disuelto.
Disolución concentrada: si tiene una cantidad considerable de soluto disuelto.
Disolución saturada: la que no admite más soluto (ver más arriba)
Es fácil de entender que expresar la concentración de una disolución usando los términos diluida, concentrada o saturada es muy impreciso, por eso se hace necesario dar un valor numérico, que se conoce con el nombre de concentración de la disolución.
Una forma muy usada para expresar la concentración de una disoluciones son los g/l :
Observar que en la definición se dice litro de disolución (conjunto de disolvente y soluto) no de disolvente
Clasificación de las disoluciones
Podemos clasificar a las disoluciones en dos grandes grupos:
Electrolíticas
Son disoluciones de compuestos iónicos o polares en disolventes polares. Los solutos se disocian en disolución para formar iones Pueden disociarse completamente (electrolitos fuertes) Pueden disociarse parcialmente (electrolitos débiles) Son disoluciones que conducen la electricidad
No electrolíticas
Son disoluciones de compuestos covalentes o en disolventes no polares
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Los solutos no se disocian, solamente se dispersan Son disoluciones que no conducen la electricidad
Concentración de las disoluciones
La concentración se refiere a las cantidades relativas de los componentes de una disolución, expresada en cualesquiera unidades de cantidad de materia en que se quiera expresar.
Fracción en peso: Fracción del peso total de la disolución debida al soluto.
Es el número relativo de unidades de peso del soluto por cada unidad de peso de la disolución.
Se pueden emplear todas las unidades convencionales de peso (no se pueden emplear las unidades de moles) siempre que sean las mismas para soluto y disolución.
Son independientes de la temperatura!
Ejemplo:
¿Cuál es la fracción en peso de una disolución de 20g de NaCl en 180g de H2O?:
La respuesta debe ser "cuántos gramos de NaCl hay por gramo de disolución"
De manera que la fracción en peso de la disolución es 0,1.
Tanto por ciento en peso o % en peso: Porcentaje del peso total de la disolución debida al soluto.
Es el número relativo de unidades de peso del soluto por cada cien partes de disolución.
Ejemplo:
¿Cuál es el % en peso de una disolución de 20g de NaCl en 180g de H2O?:
La respuesta debe ser "cuántos gramos de NaCl hay en 100 g de disolución"
De manera que el NaCl está al 10% en la disolución.
51
Tanto por ciento en Volumen: Es el número relativo de unidades de peso del soluto por cada cien partes de disolución.
Si 10 ml de alcohol se disuelven en agua para hacer 200 mL de disolución, ¿cuál es su concentración?
%V = [(10 ml de soluto)/(200 mL de disolución)] x 100 = 5% en Volumen
Partes por millón (ppm): Es el número relativo de unidades de peso del soluto por cada millón de partes de disolución.
Esta escala se emplea para disoluciones muy diluidas.
En el caso del agua, se considera que las ppm de disoluciones muy diluidas es el número de mg de soluto por litro de disolución. Nótese que esta mezcla volumen y masa, que para el agua es correcto.
Fracción molar: Moles del soluto respecto al número total de moles de la disolución.
Esta escala se define así:
Donde XA es la fracción molar de la especie A.
En el caso de disoluciones binarias se cumple que: Xsoluto = 1 - Xdisolvente
Molaridad: Se define como el número de moles del soluto en un litro de disolución:
Esta es, probablemente, la escala de mayor uso en química.
Esta escala, que se representa con la letra M, se define así:
52
Esto quiere decir que una disolución 1.0 molar (1.0 M) contiene 1.0 moles de soluto en cada litro de la disolución.
El símbolo C o c se emplea también para representar la molaridad.
Ejemplo:
¿Cuál es la molaridad de una disolución de 20 g de NaCl en 180 ml de agua?
Primero debemos saber cuantas moles son 20 g de NaCl:
nNaCl = 20/58,5 = 0,34 moles
Ahora determinamos la concentración de la disolución, suponiendo que el volumen de agua no varía en el proceso de disolución:
M = (0.34 moles de NaCl)/(0.18 l de disolución) = 1.89M
Molalidad: Es la cantidad de soluto (medida en moles) disuelta en cada Kilogramo de disolvente.
Esta escala se define así:
Esta cantidad no cambia al cambiar la temperatura o la presión.
Ejemplo:
¿Cuál es la molalidad de una disolución de 3.2g de CH3OH en 200g de agua?
Peso Molecular del soluto = 12 + (4 x 1) + 16 = 32
nmoles de soluto = 3.2/32 0.1 moles
m (0.1 moles de soluto)/(0.2 Kg de disolvente) = 0.5 m
Algunas transformaciones
Molalidad a fracción molar: Se puede llevar a cabo con esta fórmula:
53
donde Xs es la fracción molar de soluto, m es la molalidad y PMd es el peso molecular del disolvente.
Molalidad a molaridad: Puede utilizarse la siguiente fórmula:
Donde s es el soluto.
Estequiometría de disoluciones. Cálculos.
Nos basamos en los mismos criterios que en los cálculos en estequiometría de reacciones, pero ahora tendremos que determinar el número de moles dependiendo de la concentración de la disolución y del volumen de la disolución usados.
En consecuencia, es necesario tener suficiente habilidad en el manejo de concentraciones y en su relación con masas o volúmenes.
Determinar la Molaridad con la Masa y el Volumen. Ejemplo:
Calcular la molaridad de una disolución de 2.12 g de KBr en 458 ml de disolución. (Pesos Atómicos: K = 39.10, Br = 79.90).
1) Calcular el número de moles de KBr presentes: (Peso Molecular del KBr = 119.00)
2) Convertir los ml de disolución en litros:
3) Usar la fórmula para calcular la molaridad:
Determinar los Moles a partir del Volumen y la Molaridad. Ejemplo:
Determinar el número de moles de soluto presentes en 455 ml de una disolución de HCl 3.75 M.(Pesos Atómicos: Cl = 35.45, H = 1.008).
54
1) Convertir los ml de disolución en litros:
2) Reordenar la fórmula dada para calcular las moles de soluto presentes:
Moles de HCl = (3.75 M) (0.455 l) = 1.71
Determinar la Masa a partir de la Molaridad y el Volumen. Ejemplo:
Determinar la masa (g) de soluto requerida para formar 275 ml de una disolución de KClO4 0.5151 M. (Pesos Atómicos: K = 39.10, O = 16.00, Cl = 35.45).
1) Convertir los ml de disolución en litros:
2) Reorganizar la fórmula para calcular las moles de soluto presentes:
Moles de soluto = (0.5151 M) (0.275 l) = 0.142
3) Calcular el peso molecular del KClO4:
K: 1 x 39.10 = 39.10 Cl: 1 x 35.45 = 35.45 O: 4 x 16.00 = 64.00
Peso Molecular del KClO4= 138.55
4) Multiplicar el número de moles de KClO4 por su peso molecular para calcular la masa de KClO4 en la disolución.
Determinar el Volumen a partir de la Molaridad y la Masa. Ejemplo:
¿Qué volumen, en ml, se necesita de una disolución 3.89 x 10-2 M para tener 2.12 g de KBr?(Pesos Atómicos: K = 39.10, Br = 79.90).
55
1) Calcular el número de moles de KBr: Peso Molecular del KBr = 119
2) Reorganizar la fórmula para calcular en cuantos litros de disolución están, y convertir los litros en mililitros:
Calcular la Molaridad. Ejemplo:
El límite inferior de MgSO4 que puede detectarse por el sentido del gusto en el agua es aproximadamente 0.400 g/l. ¿Cuál es la concentración molar del MgSO4?(Pesos Atómicos: Mg = 24.30, O = 16.00, S = 32.06).
1) Calcular el peso molecular del MgSO4:
Mg: 1 x 24.30 = 24.30 S: 1 x 32.06 = 32.06 O: 4 x 16.00 = 64.00
Peso Molecular del MgSO4 = 120.36
2) Calcular el número de moles de MgSO4:
3) Reorganizar la fórmula para calcular la concentración molar:
Dilución de Disoluciones. Ejemplo:
Se prepara una disolución disolviendo 516,5 mg de ácido oxálico (C2H2O4) hasta completar 100 ml de disolución. Una porción de 10 ml se diluye hasta 250 ml ¿Cuál es la molaridad de la disolución final? (Pesos Atómicos: C = 12.01, H = 1.008, O = 16.00).
1) Calcular el peso molecular del C2H2O4:
56
C: 2 x 12.01 = 24.02 H: 2 x 1.008 = 2.016 O: 4 x 16.00 = 64.00
Peso Molecular del C2H2O4 = 90.04
2) Convertir 516.5 mg en g y calcular el número de moles de C2H2O4:
3) Convertir 100 ml en l (0.100 l) y plantear la fórmula para calcular la molaridad inicial:
4) Calcular la molaridad una vez hecha la dilución a 250 ml (0.250 l):
Calcular moles o masa. Ejemplo:
La valoración es un método usado para calcular la cantidad de un reactivo A por adición de un volumen medido de una disolución de concentración conocida de un reactivo B, hasta completar la reacción.
¿Cuantos moles de hidróxido de sodio, NaOH, se necesitan para reaccionar con 225 ml de ácido clorhídrico 0.100 M?(Pesos Atómicos: O = 16.00, H = 1.008, Cl = 35.45, Na = 22.99).
1) Convertir los 225 ml en l (0.225 l) y calcular el número de moles de HCl en esa disolución:
Moles de soluto = (0.1 M) (0,225 l) = 2.25 x 10-2
2) Ajustar la ecuación para determinar la relación de moles entre el HCl y el NaOH:
3) En este caso, la relación es 1:1, de modo que el número de moles de NaOH requerido es:
57
0.0225 = 2,25 x 10-2 moles
Determinar el Volumen. Ejemplo:
¿Qué volumen, en ml de LaCl3 0.00927 M se necesita para reaccionar con 13.95 ml de
oxalato de sodio 0.0225 M? (Pesos Atómicos: La = 138.0, Cl = 35.45, Na = 22.99, H =
1.008, C = 12.01, O = 16.00).
1) Convertir los 13.95 ml en l (0,01395 l) y calcular el número de moles de oxalato de
sodio (Na2C2O4) en la disolución:
Moles de soluto = (0.225 M) (0.01395 l ) = 3.14 x 10-4
2) Sabemos que 3 moles de oxalato de sodio (Na2C2O4) reaccionan con 2 moles de
LaCl3, de modo que el número de moles de LaCl3 necesario es:
Moles = (2/3) (3.14 10-4) = 2.09 x 10-4
3) A partir de los moles de LaCl3 necesarios, calcular el volumen, en litros, de LaCl3
0.00927 M, y convertirlo en ml:
Determinar la Molaridad. Ejemplo:
Las patatas se pelan comercialmente introduciéndolas en una disolución entre 3 M y 6
M de hidróxido de sodio, y quitando la piel ya parcialmente suelta rociándolas con agua.
Calcular la molaridad de una disolución si la valoración de 10,00 ml de la misma
requiere 25.3 ml de una disolución de HCl 1.87 M para llegar al punto de equivalencia?
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1) Convertir los 25.3 ml en l (0.0253 l) y calcular el número de moles de HCl en la
disolución de HCl usando la fórmula dada:
Moles de soluto = (1.87 M) (0.0253 l ) = 0.00473
2) De la ecuación ajustada, sabemos que 1 mol de HCl reacciona con 1 mol de
hidróxido de sodio (NaOH), de modo que el número de moles de NaOH necesarios es
también 0.0473. Convertir los 10.00 ml en l (0.01 l) y calcular la molaridad de la
disolución de NaOH usando la fórmula dada:
Análisis de Mezclas. Ejemplo:
Una muestra de 0.139 g de caliza se disuelve en 25.00 ml de HCl 0.2 M. El exceso de
ácido se valora con 13.22 ml de NaOH 0.180 M. ¿Cuál es el tanto por ciento de CaCO3
en la caliza ?
(Pesos Atómicos: Ca = 40.01, C = 12.01, O = 16.00, Na = 39.10, H = 1.008).
1) Convertir 25,00 mL en L (0,025 L) y calcular el número de moles de HCl en la
disolución de HCl usando la fórmula dada:
Moles de soluto = (0.20 M) (0.025 l) = 0.005
2) Convertir 13.22 ml en l (0.01322 l) y calcular el número de moles de NaOH en la
disolución de NaOH usando la fórmula dada:
Moles de soluto = (0.18 M) (0.01322 l) = 0.00238
3) Sabemos que en una ecuación ajustada, 1 mol de HCl reacciona con 1 mol de
NaOH, de modo que podemos restar las moles de HCl de las moles de NaOH para
encontrar las moles de HCl que reaccionaron con la muestra de caliza:
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5.00 x 10-3 – 2.38 x 10-3 = 2.62 x 10-3 moles
4) De la primera reacción ajustada, sabemos que 2 moles de HCl reaccionan con 1 mol
de CaCO3. Por tanto, el número de moles de CaCO3 que reaccionaron con la disolución
de HCl es:
Moles de CaCO3 = (2.62 x 10-3 moles) (1/2) = 1.31 x 10-3
5) Calcular el peso molecular del CaCO3:
Ca: 1 x 40.01 = 40.01
C: 1 x 12.01 = 12.01
O: 3 x 16.00 = 48.00
Peso Molecular del CaCO3 = 100.02
6) Calcular la masa de CaCO3 añadida a la disolución de HCl, y dividirla por la masa de
la muestra de caliza, para encontrar el tanto por ciento de CaCO3 en la muestra:
Masa = (100.02 g/mol) x (1.31 x 10-3 moles) = 0.131 g
Ejercicio 1
Contesta por favor de forma clara y concisa las siguientes preguntas.
1.-¿Qué entiendes por el concepto de solución?________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________2.- ¿Cuántos tipos de soluciones químicas hay?________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________
60
3.- Existe diferencia entre solución y disolución. ¿ Cuál es la diferencia?______________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________4.-¿Qué se entiende por el efecto de solubilidad?________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________5.- ¿Cuando se considera que una solución es saturada?.________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________6.-¿Qué es un Hidronio?__________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________7.-¿ Qué es el pH?________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________8.- ¿Cómo se define una solución ácida?________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________9.- Desarrolla la escala de pH________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________10.- ¿Qué es el pOH?____________________________________________________________________________________________________________________________________________
Aciertos_______________ Calificación :_________________________
61
Ejercicio 2
Resuelve los siguientes problemas de manera correcta, siguiendo los pasos, despejes, y operaciones, según corresponda en hojas blancas.
1.- ¿Cuántos equivalentes de Al(OH) 3 se requieren para neutralizar a dos equivalentes gramo de HNO3?
2.- Calcula la masa de soluto necesaria para preparar 1 litro de 0.46 M de carbonato de sodio NaCO3
3.- ¿Cuántos gramos de soluto se necesitan para preparar 1 litro de solución 0.5 molar de H2SO4?
4.- Calcula la normalidad de la solución que tiene una concentración de 8g de HNO 3 por litro de solución.
Aciertos_______________ Calificación :_________________________
Ejercicio 3
Resuelve los siguientes ejercicios de manera correcta, siguiendo los pasos, despejes, y operaciones, según corresponda en hojas blancas.
1.- Calcula el porcentaje de una solución que presenta 25gr de azúcar que se van a disolver en 234ml de agua.2.- Calcula el soluto que se necesita para preparar una solución al 45%, si tenemos 265ml de solvente.
3.- Determina la cantidad de solvente que se necesita para preparar una solución al 65% de concentración, si tenemos 12gr de soluto.
4.- Determina la concentración de una solución , si se van a disolver 45gr de sal en 123gr de agua.
5.- Tenemos 45% de una solución , se desea conocer la cantidad de soluto que se tienen que disolver si tenemos 584gr de solvente.
6.- Calcula las partes por millón para preparar una solución que presenta 12gr de iones que reaccionan en 3457ml de solución.
7.- Se necesita conocer la cantidad de solvente, si tenemos una solución de 23ppm y 543ml de solución.8.- Calcula las partes por millón para una solución de 34mg en 6 litros de solución.
62
9.- Calcula el soluto que se necesita para preparar una solución al 12%, si tenemos 865ml de solvente.
10.- Determina la cantidad de solvente que se necesita para preparar una solución al 43% de concentración, si tenemos 78gr de soluto.
Aciertos_______________ Calificación:_________________________
Ejercicio 4 Resuelve los siguientes ejercicios de manera correcta, siguiendo los pasos, despejes, y operaciones, según corresponda en hojas blancas.
1.- Calcula la molaridad para preparar una solución de ácido clorhídrico si tenemos 43gr en 456ml de solución.
2.- Calcula la masa que se requiere para preparar una solución al 3.5 M de H2SO4 en 234ml de solución.
3.- Determina la cantidad de volumen que se necesita para preparar una solución al 0.3M de cloruro de sodio si tenemos 6gr de esta sal.
4.- Calcula la masa que se necesita para preparar una solución al 2.5M de bicarbonato de potasio si tenemos 2.5 l.
5.- Determina la concentración normal de ácido fosfórico si tenemos 56gr de este ácido en 456ml de agua.
6.- Calcula la masa de una solución 1.3 N de Cloruro de fierro II en 432ml .
7.- Determina la cantidad de solución que se necesita para prepara una solución al 3.5N de hidróxido de calcio si tenemos 34gr de este compuestos.
8.- Determina la masa de una solución de Bicarbonato de sodio al 1.8N en 890ml de agua.
9.- Determina la concentración normal de ácido carbónico si tenemos 46gr de este ácido en 2.5 l de agua.
10.- Calcula la masa de una solución 3.3 N de Cloruro de potasio en 987 ml de solución.
Aciertos_______________ Calificación :_________________________
63
Ácidos y Bases1.- Teoría de Arrhenius.Las sustancias que en disolución acuosa conducen la corriente eléctrica se llaman
electrólitos.
Svante August Arrhenius (1859-1927) fue el primero que estableció la hipótesis de la
disociación iónica, dando solución teórica al enigma de la conducción eléctrica de las
disoluciones acuosas de sustancias como los ácidos, las bases y las sales, frente al
comportamiento de las demás sustancias (no electrólitos) en disolución acuosa.
Arrhenius consideró que los electrólitos en contacto con el agua parten su molécula en
dos corpúsculos materiales cargados eléctricamente, a los que llamó iones. Según su
teoría, en medio acuoso los ácidos se disocian en iónes positivos (H+,protones) y
iones negativos (aniones). La disociación en iones de los ácidos puede expresarse
mediante ecuaciones químicas:
HCl H+ + Cl−
En realidad, los iones H+ nunca se encuentran libres en disolución acuosa, sino unidos
a varias moléculas de H2O. Permanece aun abierta la cuestión de cuántas moléculas de
agua están íntimamente ligadas a un ión H+ . A partir de ahora representaremos un
protón en disolución acuosa por la especie H3O+, que denominaremos ión hidronio.
H2SO4 + 2 H2O 2 H3O+ + SO4 2−
Este último proceso (ácidos polipróticos = ácidos con varios hidrógenos transferibles) se
produce en dos etapas:
H2SO4 + H2O H3O+ + HSO4 −
HSO4− + H2O H3O+ + SO4 2−
que de forma global está representada en la ecuación anterior.
Las bases se disocian en iones positivos (cationes) y iones negativos (OH−, hidróxido) según ecuaciones como:
NaOH Na+ + OH−
Ca(OH)2 Ca2+ + 2 OH−
Por lo tanto, ácidos son las sustancias que en disolución acuosa se disocian
produciendo iones H3O+ .Y bases son las sustancias que en disolución acuosa se
64
disocian produciendo iones OH − .
1.1. Reacción de neutralización.Si el ión H+ es el causante de las propiedades ácidas y el ión OH− lo es de las
propiedades básicas, la reacción de neutralización entre un ácido y una base debe
implicar la eliminación de los iones H+ y OH−. La única manera de que esto ocurra es
reaccionando entre si para dar agua. Es decir,
H+ + OH− H2O
La reacción global entre un ácido y una base es:
A− + H+ + OH− + M+ H2O + M+ + A−
1.2. Dificultades de la teoría de Arrhenius.La teoría de Arrhenius de los ácidos y bases sólo se puede aplicar en disoluciones
acuosas; sin embargo, hay casos en los que se observan propiedades ácido-base en
medios no acuosos, como por ejemplo la reacción
HCl + NH3 NH4Cl
se trata de una reacción de neutralización en la que el HCl se comporta cómo ácido y el
NH3 cómo base, sin necesidad de la disociación respectiva en iones H3O+ y OH−.
2.- Teoría de Brönsted-Lowry.Según Brönsted y Lowry: ácidos son las sustancias (moleculares o iónicas) que
pueden ceder iones H +
:NH4+ H+ + NH3 H3O+ H+ + H2O
Ácido ácido
Bases son las sustancias (moleculares o iónicas) que pueden tomar iones H + :
Cl− + H+ HCl NH3 + H+ NH4+
base base
Son ácidos de Brönsted-Lowry:
* moléculas como: HCl, H2SO4, H3PO4, H2O...
* cationes como: NH4 + , H3O+...
* aniones como: HSO4−, H2PO4
−, HS−...
Como se aprecia en la lista, se amplía la gama de sustancias ácidas a otros
compuestos moleculares y sobre todo a especies iónicas.
65
Son bases de Brönsted-Lowry:
* moléculas como: NH3, H2O, CH3NH2...
* aniones como: I−, Cl−, SO4 2−, HPO4 2−, OH−...
* cationes como: [Cu(H2O)3OH]+...
También aquí se amplía la lista de bases respecto a la de Arrhenius.
2.1. Ácidos y bases conjugados.En la teoría de Brönsted y Lowry resulta fundamental el concepto de ácidos y bases
conjugados. Cuando un ácido cede un protón se forma un anión negativo que tendrá la
capacidad de capturar un protón para regenerar el ácido. El anión, en este caso, se
comporta como una base. Se ilustra este comportamiento con el ácido clorhídrico y con
el ión amonio (ambos ácidos de Brönsted- Lowry)
HCl Cl− + H+ NH4+ NH3 + H+
ácido base ácido base
El mismo razonamiento se puede hacer con una base. Entonces podemos concluir que:
Todos los ácidos al ceder un protón producen las bases conjugadas de dichos ácidos, y
todas las bases que toman un protón producen ácidos conjugados de las bases.
Como los iones H+ no existen libres las propiedades de los ácidos y bases de Brönsted-
Lowry se ponen de manifiesto al interaccionar un ácido y una base entre sí para dar las
respectivas bases y ácidos conjugados:
HCl + H2O Cl− + H3O+
ácido-1 base-2 base-1 ácido-2
H2O + NH3 OH− + NH4+
ácido-1 base-2 base-1 ácido-2
Las reacciones entre ácidos y bases son reacciones de transferencia de protones,
también llamadas protolíticas.
2.2. Reacción de neutralización.La reacción de neutralización entre un ácido y una base se explica mediante la
reacción
H3O+(aq) + OH− (aq) H2O + H2O
ácido-1 base-2 base-1 ácido-2
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En esta teoría las sustancias consideradas ácidas en la teoría de Arrhenius continúan
siendo ácidas, pero se hace evidente que para que el ácido se manifieste hace falta la
presencia de una base.
Además, permite considerar cómo reacciones ácido-base reacciones que no
transcurren en medio acuoso. Ejemplos:
a) Reacción en fase gaseosa:
HCl(g) + NH3(g) NH4+ + Cl− NH4Cl(s)
b) Reacción de neutralización en amoníaco líquido:
NH4+(am) + NH2
−(am) NH3 + NH3
ácido-1 base-2 base-1 ácido-2
NH4Cl + NaNH2 2 NH3 + NaCl
2.3. Anfolitos y sustancias anfóteras.Algunas sustancias, como el caso del agua, pueden actuar como aceptoras o
donadoras de iones H+ y, por tanto, como bases o ácidos de Brönsted:
H2O + H+ H3O+ H2O H+ + OH−
base ácido
Estas sustancias se llaman anfolitos o sustancias anfipróticas. Otras sustancias
como: H2PO4 −HPO4 2−, HS− o HSO4−, procedentes de la disociación parcial de ácidos
de Arrhenius también presentan as mismas propiedades:
H3PO4 H2PO4 − + H+ H2PO4- HPO4 2− + H+
Ácido base ácido base
HPO4 2− PO4 3− + H+
Acido base
En la teoría de Arrhenius sustancias de este tipo se llaman anfóteras, y pueden actuar
cómo ácidos o como bases según la acidez o basicidad del medio donde se
encuentren.
3.- Teoría de Lewis.De acuerdo con la teoría de Lewis, un ácido es toda sustancia que puede aceptar un
par de electrones y una base es toda sustancia que puede ceder un par de electrones
para formar un enlace covalente coordinado.
67
Esta definición incluye a los ácidos y bases de las teorías de Arrhenius y Brönsted-
Lowry, además de otras reacciones que tienen lugar en medio no acuoso y sin
transferencia protónica. Como por ejemplo:
BF3 + :NH3 F3BNH3
4.- Ácidos Polipróticos.La fuerza de los ácidos no depende del número de protones que cedan en su
disociación cada una de sus moléculas:
HCl H+ + Cl− (ácido monoprótico)
H2S 2 H+ + S2− (ácido diprótico)
H3PO4 3 H+ + PO4 3− (ácido triprótico)
5.- Ionización del Agua.Al disociarse las moléculas de agua dan lugar a iones hidróxido OH− y iones hidronio
H3O+:
H2O + H2O H3O+ + OH−
Como cualquier equilibrio este proceso vendrá gobernado por una constante
Ke = [H3O + ] [OH - ] =3.2X10 -18
[H2O]2
y puesto que la concentración del agua sin disociar puede considerarse prácticamente
constante, se pode pasar al primero miembro y englobarla en la constante de equilibrio:
Ke= [H3O+]2 = [H 3O+] [OH- ]
La nueva constante que resulta se llama producto iónico del agua y se representa por
Kw.
Kw = [H3O+] [OH- ]
6.- Concepto de pH.
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El pH o índice de hidrógeno se define como el logaritmo del inverso de la
concentración de iones hidronio contenidos en una disolución.
pH= log 1 = - log [H3O+]
[H3O+]
Una disolución neutra, [H3O+] = 10−7, tendrá un pH = 7
pH = −log[H3O+] = −log 10−7 = −7(−log 10) = 7
Una disolución ácida, [H3O+] > 10−7, dará un pH < 7
Una disolución básica, [H3O+] < 10−7, dará un pH > 7De manera semejante, se define el concepto de pOH como el logaritmo del inverso de
la concentración de iónes hidróxido contenidos en una disolución.
pOH = log 1 = - log] [OH-]
[OH ]
Tomando logaritmos en la expresión del producto iónico del agua,
[H3O+] [OH−]=10−14
obtenemos que
pH + pOH = 14
El pH y pOH resultan muy útiles para establecer de manera rápida la acidez y basicidad
de una sustancia.
7.-Indicadores.Se llaman indicadores ciertas sustancias generalmente orgánicas de carácter ácido (o
básico) débil, que tienen la propiedad de cambiar de color al variar el pH entre valores
bien determinados.
Cada indicador cambia de color en distinto intervalo de pH, pudiéndose cubrir casi toda
la escala de 1 a 14.
Para que un indicador sea útil debe cambiar bruscamente de color en un intervalo
pequeño de pH (dicho intervalo es de 2 a 3 unidades de pH).
El cambio de color de los indicadores es debido a la distinta coloración que ofrece la
forma molecular (HIn) y la forma iónica (In−) del mismo. En los indicadores existe un
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equilibrio entre ambas formas, predominando una u otra según la concentración de los
iones hidronio (H3O+) que presente el sistema.
Puesto que el indicador se disocia como un ácido débil (alguno es débilmente básico),
la ecuación que representa este equilibrio será:
HIn + H2O In− + H3O+
Si por adición de ácido al sistema aumentamos la concentración de iones oxonio, el
equilibrio se desplaza hacia la izquierda, predominando la forma molecular del indicador
y, por lo tanto, presentando coloración propia de esta.
Si, por el contrario, disminuimos la concentración de iones oxonio por adición de iónes
hidróxido, el equilibrio anterior se desplaza hacia la derecha, predominando la forma
iónica del indicador y, consecuentemente, aparecerá su coloración propia.
INDICADORES DE pH MÁS EMPLEADOS.Indicador Intervalo de viraje (pH) Cambio de color de ácido
a base.Naranja de metiloVerde de bromocresolRojo de metiloAzul de bromotimolRojo de fenolFenolftaleínaTimolftaleína
3,1 - 4,63,8 - 5,44,2 - 6,36,0 - 7,66,6 - 8,68,0 - 9,89,4 - 10,6
naranja - amarilloamarillo - azulrojo - amarilloamarillo - azulamarillo - rojoincoloro - rojoincoloro - azul
Ejercicio 1
Resuelve los siguientes ejercicios indicando datos, despejes y operaciones, según corresponda, en hojas blancas.
1.- Determina la nueva concentración de una solución que presentan un volumen inicial de 345ml y la concentración de 2,4N, si se le agregaron 25ml de agua.
2.- Determina el volumen final de una solución que presenta una concentración final de 1.2N y la inicial se preparó con 34gr de ácido sulfúrico en 786ml.
3.- Cual será la concentración final de una solución que original mente tenía un volumen de 3.4 l en 1.2M , si se evaporaron 223ml de agua.
70
4.-Si se tienen 345ml de una solución de concentración 2.8 molar, ¿Cuánta agua hay que adicionar para que la concentración baje hasta 0.7M?.
5.- Una solución de sal común tiene un volumen inicial de 1.5 l a una concentración molar de 0.6 si se calienta la solución hasta evaporar 243ml de agua, ¿Cuál será la nueva concentración molar de la solución?
6.- Determina el pH de una solución de jugo de manzana que presenta una concentración de 0.002M
7.- Determina el pH si tienes una concentración de 1.3 X 10 -4, de hidróxido de calcio
8.-Calcula el pH de una disolución 0.2M de Ca(OH)2
9.- Calcula el pH de una disolución 0.05M. de HCl
10.- Calcula el pH y a de una disolución 0.5M de amoniaco cuya KB = 1.72X 10 -5
Aciertos_______________ Calificación :_________________________
Ejercicio 2
Relaciona ambas columnas colocando en el paréntesis la letra con la respuesta correcta:a) Sustancia donadora de pares de electrones Sal………………..( )
b) Sustancia aceptora de protones Ácido según Lewis( )
c) Sustancia que cambia de color en presencia de un
ácido ó de una base.
Base según Lewis..( )
d) Es la concentración de iones H+, presentes en una
solución acuosa.
Ácido según Arrhenius( )
e) Sustancia que libera iones H+
f) Sustancia capaz de mantener constante el valor de
pH
g) Sustancia aceptora de pares de electrones
h) Reacción entre una ácido y una base
j) Producto de la neutralización
k) Sustancia donadora de protones.
l) Sustancia que libera iones H+
Base según Arrhenius( )
Ácido según Bronsted-
Lowry………………..( )
Base según Bronsted-
Lowry………………..( )
Indicador……………( )
Neutralización……...( )
Solución amortiguadora(
71
Titulación…………...( )
pH……………………( )
Aciertos_________ Calificación : ___________________
Ejercicio 3
Encierra en un círculo la respuesta correcta para cada una de las cuestiones.
1.Los ácidos hipotéticos que a continuación se indican tienen las siguientes constantes de acidez:
Acido Ka
HA
HB
HC
1 x 10-6
1 x 10-5
1 x 10-4
En soluciones de igual concentración:
a. HA es más fuerte que HB
b.HA es más fuerte que HC
c. HC es más fuerte que HB
d.C- es una base más fuerte que B-
e C- es una base más fuerte que A-
2. ¿Cuál de las siguientes alternativas con respecto al grado de acidez es correcta?
a. A menor pOH mayor acidez
b. A mayor pH menor alcalinidad
c. A mayor acidez menor alcalinidad
d. A menor pH mayor acidez
e. Ninguna de las anteriores
3.- Una solución básica es aquella que:
I. (OH-) (H+)
II. pH 7
III. pH + pOH = 7
Es o son correctas:
a. Sólo I
b. Sólo II
c. I y II
d. II y III
e. Todas son correctas
4.- En el laboratorio un alumno midió el pH de tres soluciones, obteniéndose los siguientes resultados:
I. pH = 10
II. pH = 6
III. pH = 8
¿Cuál (es) de ellas es (son) solución
(es) ácida(s)?:
a. Sólo I
b. Sólo II
c. Sólo III
d. I y II
72
e. II y III
5.¿Cuántas afirmaciones falsas existen?
En una solución neutra el pOH es 7
En una solución alcalina (H+) 1 x 10-7
En una solución ácida el pH 7
a. 0
b. 1
c. 2
d. 3
e. falta información
6. Si el pOH de una solución es 9.3, entonces la solución es:
a. Alcalina
b. Básica
c. Ácida
d. anfótera
e. Neutra
7. El pH de una solución acuosa de la base fuerte KOH de concentración 0.01 molar, es:
a. 2
b. 8
c. 10
d. 12
e. 14
8. De acuerdo a la siguientereacción: HA + OH- → A- + H2Oa. HA ácido , H2O base conjugada
b. HA ácido , OH- base conjugada
c. HA ácido , A- base conjugada
d. OH- base , A- ácido conjugado
e. OH- base , HA ácido conjugado
9. Indique cuál de los siguientes valores corresponden a una solución básica:
a. [ H+] =10-7 M
b. pH=7
c. pH=9
d. [ H+ ] =10-10 M
e. [ H+ ] =10-5 M
10. Cuando se hace reaccionar un ácido fuerte con una base fuerte, se forma una sal, luego disolviendo esta sal en agua, el pH de la solución acuosa será:
a. Mayor a 7
b. Menor a 7
c. 7
d. 14
e.
Aciertos_________ Calificación : ___________________
73
Ejercicio 4
Resuelve los siguientes ejercicios subrayando el inciso con la respuesta correcta
1. ¿Cuántos gramos de solución al 15 % p/p de NaCl se necesita para extraer
39 g de NaCl?
a. 38.4 g
b. 260 g
c. 325 g
d. 145 g
e. 25 g
2. ¿Cuántos gramos de agua deberán usarse para disolver 150 g de NaCl para
producir una solución al 20% p/p?
a. 600 g de H2O
b. 750 g de H2O
c. 13.3 g de H2O
d. 10.66 g de H2O
e. Ninguna de las anteriores
3. ¿Cuántos gramos de Ca(NO3)2 están contenidos en 175 mL de solución al
18.5 % p/v?
a. 105 g
b. 323.7 g
c. 39.8 g
d. 10.5 g
e. 32.3 g
4. ¿Cuántos mL de acetona se debe agregar a 250 mL de agua para que la
solución resulte al 15 % v/v?
a. 60.5 mL
b. 27.7 mL
74
c. 37.5 mL
d. 2.77 mL
e. falta datos para resolver el problema.
5. Calcular el % p/p de una solución que contiene 10.8 g de NaNO3 en 400 g de
agua.
a. 40 % p/p
b. 2.62 % p/p
c. 2.7 % p/p
d. 27% p/p
e. 26.2 % p/p
6. Se mezclan 25 mL de propanol con 55 mL de CCl4. calcular el % v/v
a. 4.45 % v/v
b. 31.25 % v/v
c. 45.45 % v/v
d. 20% v/v
e. Ninguna de las anteriores
7. Se disponen de 0.05 L de etanol. Calcular el volumen de solución al 30 %
v/v.
a. 16.6 mL
b. 60 mL
c. 0.166 mL
d. 166.6 mL
e. Ninguna de las anteriores
8. Se disuelven 7 g de CuSO4 en 53 g de agua. Calcular la concentración en %
p/p
a. 85.7 % p/p
b. 4.2 % p/p
75
c. 11.6 % p/p
d. 13.20 % p/p
e. Ninguna de las anteriores
9. ¿cuál es la cantidad de AgNO3 necesaria para preparar 30 mL de solución al
3 % p/v
a. 0.9 g
b. 3 g
c. 10 g
d. 0.8 g
e. Ninguna de las anteriores.
10. Se disuelven 45 g de NaNO3 en 300 mL de agua, obteniéndose 321 mL de
solución. ¿Cuál es la concentración en % p/p y % p/v?
a. 12% p/p y 13 % p/v
b. 13 % p/p y 12 % p/v
c. 14 % p/p y 13 % p/v
d. 14 % p/p y 12 % p/v
e. 13 % p/p y 14 % p/v
11. ¿Cuántos gramos de NaNO3 son necesarios para preparar 50 mL de una
solución al 7 %p/v?
a. 40 g
b. 35 g
c. 3.5 g
d. 20 g
e. 15 g
12. ¿Cuántos gramos de BaCl2 son necesarios para preparar 125 g de solución al
12 % p/p?
a. 15 g
76
b. 30 g
c. 75 g
d. 125 g
e. 1.5 g
13. ¿Cuántos gramos de una sal deberá disolverse en 315 g de agua para darnos
una solución al 25 % p/p?
a. 215 g
b. 325 g
c. 105 g
d. 59 g
e. Ninguna de las anteriores
Aciertos_________ Calificación : ___________________
77
Bloque IV.- Valoras la importancia de los compuestos del carbono en tu vida diaria y entorno.
Introducción:
78
Antecedentes HistóricosLa química orgánica se define actualmente como la química de los compuestos
del carbono.
Los términos química orgánica y compuestos orgánicos surgieron en el siglo XVIII
de la «teoría vitalista», la cual sostenía que los compuestos orgánicos solamente
podían ser formados o sintetizados por los organismos vivos.
Esta teoría fue planteada por J.J.Berzelius en ella, los compuestos como el
azúcar, urea, almidón, ceras y aceites vegetales eran considerados orgánicos,
pues se creía que tales productos necesitaban de una «fuerza vital» para ser
creados por los animales y los vegetales.
La química orgánica, por lo tanto, se dedicaba al estudio de compuestos con
fuerza vital, mientras que la química inorgánica al estudio de gases, rocas,
minerales, y compuestos que podían prepararse a partir de ellos. En el siglo XIX,
se vio la necesidad de volver a definir el significado de química orgánica. Los
experimentos habían demostrado que los compuestos orgánicos podían
sintetizarse a partir de compuestos inorgánicos. Uno de estos experimentos lo
realizó el célebre químico alemán, Friedrich Wöhler en 1828. Convirtió en urea al
cianato de amonio, que se obtenía del amoniaco y otras sustancias inorgánicas,
tan sólo calentándolo en
ausencia de oxígeno.
O calor ||NH4-OCN H2N- C- NH2
cianato de amonio urea (inorgánico) (orgánico)
*El cianato de amonio se puede obtener con diferentes sustancias inorgánicas,
algunas de ellas son:
a) Pb(OCN)2 + 2 NH4OH → Pb(OH)2 + 2 NH4OCN
b) KOCN + NH4Cl → NH4OCN + KCl
79
La urea se había obtenido siempre de organismos vivos y se suponía que
contenía fuerza vital; sin embargo, el cianato de amonio es inorgánico, y por tanto,
carece de tal fuerza. Algunos químicos afirmaron que la reacción pudo haberse
contaminado con alguna huella de fuerza vital proveniente de las manos de
Wöhler, pero la mayoría, reconoció la posibilidad de sintetizar compuestos
orgánicos a partir de compuestos inorgánicos. Se llevaron a cabo muchas otras
síntesis, y finalmente hubo de desecharse la teoría de la fuerza vital.Hoy, aún cuando los compuestos orgánicos no necesitan una fuerza vital, se
siguen diferenciando de los inorgánicos. La característica principal de estos
compuestos, es que todos contienen uno o más átomos de carbono. Sin embargo,
no todos los compuestos de carbono son sustancias orgánicas, pues el diamante,
grafito, dióxido de carbono, cianato de amonio y carbonatos, se derivan de
minerales y tienen propiedades inorgánicas características. A pesar de estas
excepciones, la mayor parte de los millones de compuestos del carbono son
orgánicos.
Formas alotrópicas del carbono
Características del átomo de CarbonoA principio del siglo XX, el número de compuestos inorgánicos y orgánicos era del
mismo orden, unos cien mil. Actualmente se conocen muchos más compuestos
orgánicos que inorgánicos. Entre 1880 y 1910, el número de compuestos
80
orgánicos pasó de 12,000 a 150,000, en 1970, llegó a dos millones, en 1980 a 5
millones, y aproximadamente 10 millones en 1990, de seguir esta tendencia
tendríamos para el año 2010 más de 20 millones. El número de compuestos
inorgánicos también aumenta, pero a un ritmo mucho menor.
Características Generalmente son no polares. El carbono y el hidrógeno en particular forman
enlaces no polares debido a que tienen casi la misma electronegatividad.
Son insolubles en agua
Son solubles en líquidos orgánicos.
Sus puntos de fusión y ebullición son bajos.
La mayoría son no electrolitos.
Los compuestos orgánicos no se ionizan, ya que sus velocidades de reacción
son menores.
Las reacciones orgánicas son muy lentas a causa de los enlaces covalentes.
Los hidrocarburos son compuestos formados por átomos de hidrógeno y carbono,
están presentes en el gas natural, petróleo o aceite crudo y depósitos de carbón.
1.- Configuración electrónica y geometría molecular del carbono.
Configuración electrónica y estructura de LewisEl átomo de carbono es el elemento central para todos los compuestos orgánicos,
tiene un número atómico (Z=6), por lo tanto tiene 6 electrones: Dos de ellos
ocupan el orbital 1s, otros dos ocupan el orbital 2s y los dos restantes ocupan los
orbitales 2p. Su configuración se representa como:
1s2 2s2 2px1 2py1 2pz0
Sin embargo, esta configuración también suele representarse como 1s22s2 2p2.
Si observamos la configuración electrónica del átomo de carbono, encontraremos
que éste posee 4 electrones de valencia, es decir, electrones que se encuentran
en el nivel de energía más externo, que en éste caso particular es el nivel 2.
81
En un elemento representativo, el número de electrones de valencia indica el
número de grupo en la tabla periódica. Así, el carbono se coloca en el grupo IV A
o grupo (14).
Estructura de LewisLas estructuras de Lewis son muy importantes en el estudio de la química
orgánica y por consiguiente el estudiante debe ser capaz de describirlas con
facilidad.
Al escribir estructuras de Lewis sólo se representan los electrones de valencia. Así
el átomo de carbono, se representa como:
. .C.
.
El carbono con sus 4 electrones externos, es capaz de formar cuatro enlaces
covalentes simples por compartición de sus electrones con otros átomos.
C
Otras posibilidades son: un enlace covalente doble y dos enlaces covalentes simples.
C
Un enlace covalente triple y uno sencillo : C
Dos enlaces covalentes: = C =Ejemplo:Así, con 4 átomos de hidrógeno el carbono puede formar una molécula estable de metano (CH4).
La estructura de Lewis para la molécula del metano, es:
C
(Cada par de electrones se puede representar con un guión).
Una de las razones de que existan tantos compuestos orgánicos, es la propiedad del
átomo de carbono de unirse consigo mismo, posibilitando la formación de cadenas,
anillos y estructuras que contienen enlaces simples, dobles o triples. A esta propiedad
del carbono se le denomina concatenación.
82
El enlace del Carbono (hibridación sp3, sp2, sp)Como se mencionó anteriormente, el carbono forma enlaces covalentes simples,
dobles y triples. Para formar estos enlaces, el carbono no usa sus orbitales atómicos
puros, sino que los combina o hibridiza para la formación del enlace molecular, en
cualquiera de las tres hibridaciones siguientes: sp3, sp2 o sp.Aquí, es conveniente señalar que cuando el átomo de carbono se encuentra en un
estado de mínima energía (estado basal) su configuración electrónica será
5
1s2 2s2 2px1 2py1 2pz0 (estado basal)
Con esta configuración no le es posible formar cuatro enlaces. Una manera de
lograrlo es, adoptando la configuración de mayor energía (estado excitado). Decimos
que un átomo se excita cuando recibe energía externa. En este caso, el carbono
recibe energía externa, la cual es utilizada por los electrones externos para
promoverse de un subnivel a otro, de mayor energía.
1s2 2s1 2px1 2py1 2pz1 (estado excitado)
Sin embargo, el carbono no utiliza estos orbitales para formar los cuatro enlaces, ya
que si los utilizara tendríamos una molécula con enlaces sigma diferentes. Las
evidencias experimentales nos muestran que el carbono cuando se une con cuatro
átomos del mismo elemento, sus enlaces son de la misma energía y se dirigen de
manera equidistante hacia los vértices de un tetraedro. Para explicar lo anterior, los
químicos teóricos han propuesto que los orbitales atómicos del carbono se hibridizan.
Hibridación sp3
Se dice que se produce una hibridación sp3 en el átomo de carbono, cuando los
orbitales 2s y 2p (uno s y tres p) se mezclan o hibridizan formando cuatro orbitales
híbridos sp3.
1s2 2s1 2px1 2py1 2pz1 (estado excitado)
1s2 2(sp3)1 2(sp3)1 2(sp3)1 2(sp3)1 (estado híbrido)
Estos orbitales híbridos tendrán la misma forma y la misma energía, por ello se dice,
que son equivalentes. Presentan un arreglo geométrico tetraédrico y sus ángulos de
enlace de 109.5o.
83
La hibridación sp3 en el átomo de carbono, es característica de los alcanos. En cada
caso, los enlaces formados por el átomo de carbono son enlaces sencillos (enlaces
tipo sigma, s); los enlaces C-C se forman por el traslape de los orbitales sp3-sp3 y los
enlaces C-H por el traslape de los orbitales sp3-s. Podemos concluir que siempre que
el átomo de carbono se una a cuatro átomos iguales o diferentes, presentará
hibridación sp3.
Hibridación sp2
La hibridación sp2 es característica de los alquenos, ella nos permite explicar sus
características químicas, su geometría trigonal y los ángulos de enlace de 120°.En esta hibridación se mezcla un orbital s con dos orbitales p, quedando un orbital p puro sin hibridizar.
1s2 2s2 2px1 2py1 2pz0 (estado basal)
1s2 2s1 2px1 2py1 2pz1 (estado excitado)
1s2 2(sp2)1 2(sp2)1 2(sp2)1 2pz1 (estado híbrido)
Los tres orbitales híbridos sp2 son usados por el átomo de carbono para formar tres
enlaces s y el orbital p puro para formar el enlace p.
84
El carbono puede formar tres orbitales híbridos sp2 equivalentes. El otro orbital p no forma orbitales híbridos y sus lóbulos quedan perpendiculares al plano de los
orbitales híbridos sp2.
Hibridación spLa hibridación sp es característica de los alquinos, ella nos permite explicar sus
características químicas, su geometría lineal y los ángulos de enlace de 180°.En esta hibridación se mezcla un orbital s con un orbital p, quedando dos orbitales p
puros sin hibridizar.
1s2 2s2 2px1 2py1 2pz0 (estado basal)
1s2 2s1 2px1 2py1 2pz1 (estado excitado)
1s2 2(sp)1 2(sp)1 2py1 2pz1 (estado híbrido)
Los dos orbitales híbridos sp son usados por el átomo de carbono para formar dos
enlaces s y los orbitales p puros para formar dos enlaces p.
Cuando el átomo de carbono forma un triple enlace carbono-carbono, carbono-
nitrógeno o dos enlaces dobles acumulados, utiliza una hibridación sp.
Átomo de carbono
con hibridación sp Enlace sigma (sp-sp) y Átomo de carbono
traslape de orbitales p para con hibridación sp
formar dos enlaces pi ( π)
85
2.- Tipos de cadena e isomería
Fórmulas químicas
La fórmula química es la forma escrita de una molécula. Debe proporcionar,
como mínimo, dos informaciones importantes: qué elementos forman el
compuesto y en qué proporción se encuentran dichos elementos en el mismo.
La fórmula puede ser:
Empírica:
Es la fórmula más simple posible. Indica qué elementos forman la molécula y en
qué proporción están. Es la fórmula que se obtiene a partir de la composición
centesimal de un compuesto. Por ejemplo, si tenemos un hidrocarburo (formado
por H y C) podemos combustionarlo en presencia de oxígeno, y a partir del CO2 y
H2O que se forman determinar la cantidad de C e H que contiene. Bastará calcular
los moles de C e H, y dividir estas dos cantidades por el valor más pequeño
determinando la proporción de los átomos en el compuesto, es decir, su fórmula
empírica.
Ejemplo : CH, compuesto formado por carbono e hidrógeno, en la proporción:
1 a 1.
Molecular:
Indica el número total de átomos de cada elemento en la molécula. Para
conocer la fórmula molecular a partir de la empírica es preciso conocer la masa
molecular del compuesto. A partir de las propiedades coligativas, como presión
osmótica, descenso crioscópico o aumento ebulloscópico, podemos determinar la
masa molecular, y a partir de ésta la fórmula molecular con una simple proporción.
Hay tres formas distintas de escribir una fórmula molecular:
86
Condensada Expresa el tipo y número
de átomos de la molécula.
Pero no informa de los
enlaces que presenta la
misma.
Ejemplo: C6H6 compuesto
formado por seis átomos de
carbono y seis átomos de
hidrógeno.
Semidesarrollada
En ella se representa sólo
los enlaces carbono-
carbono.
Ejemplo: HC CH presenta
un enlace triple carbono-
carbono.
Desarrollada o Estructural
Se representan todos los
enlaces de la molécula.
Ejemplo: H - C C - H En la
mayor parte de los casos
bastará con la fórmula
semidesarrollada.
Geométricas:
Abrevian la escritura e indican la distribución de los átomos en el plano o en el
espacio.
Planas
en lugar de CH3 - CH2 - CH2 - CH2 - CH2 - CH2 - CH2 -
CH3
Tridimensionales
Las cuñas y líneas discontínuas pretenden ayudar a dar
perspectiva a la molécula. COOH y H están en el plano.
OH está detrás del plano. CH3 está delante del plano.
87
Cadena carbonada
Es la secuencia de átomos de carbono, unidos entre sí, que forman el esqueleto
de la molécula orgánica.
Hay diferentes tipos de cadena, según sea a su forma:
Abierta o acíclica: Los átomos de carbono extremos no están unidos
entre sí. No forman anillos o ciclos.
Puede ser:
Lineal No llevan ningún tipo de
substitución. Los átomos de
carbono pueden escribirse en línea
recta. Aunque también se poden
escribir retorcidas para ocupar
menor espacio. Es importante
saber ver que aunque esté torcida
es una cadena lineal.
Ramificada
De alguno de los carbonos de la
cadena lineal sale otra o otras
cadenas secundarias o ramas.
Cerrada o cíclica: El último carbono de la cadena se une al primero,
formando un ciclo o anillo.
Hay varios tipos:
Homocíclica Los átomos del ciclo son átomos de carbono.
88
Heterocíclica Algún átomo de carbono del ciclo fue substituido
por otro átomo, por ejemplo N, S, O, etc.
Monocíclica Sólo hay un ciclo.
Policíclica Hay varios ciclos unidos.
Clases de átomos de carbono
Primario Un carbono es
primario si está
unido sólo a un
átomo de carbono.
Los dos átomos de carbono son primarios
Secundario Si está unido a dos
átomos de
carbono.
El átomo de carbono central es secundario.
Terciario Si está unido a tres
átomos de
carbono.
El átomo de carbono (3) es terciario.
Cuaternario
Si está unido a
cuatro átomos de
carbono.
89
El átomo de carbono (3) es cuaternario.
Isómeros
Se llaman isómeros a dos o más compuestos diferentes que tienen la misma
fórmula molecular, pero diferente fórmula estructural, y diferentes propiedades
físicas o químicas.
Estructural:
Los isómeros se diferencian por el orden en que están enlazados los átomos en
la molécula.
Isomería de cadena: Distinta colocación de
algunos átomos en la
cadena.
Isomería de posición: Distinta posición del
grupo funcional.
Isomería de función: Distinto grupo funcional.
Estereoisomería:
Los isómeros se diferencian por la disposición tridimensional de los átomos en la
molécula.
90
Isomería geométrica o cis-trans: propia de los
compuestos con dobles
enlaces.
Isomería óptica: propia
de compuestos con
carbonos asimétricos, es
decir, con los cuatro
sustituyentes diferentes.
3.- Características, propiedades físicas y nomenclatura general de los compuestos orgánicos
Alcanos
¿Qué son?
Son compuestos de C e H (de ahí el nombre de hidrocarburos) de cadena
abierta que están unidos entre sí por enlaces sencillos (C-C y C-H).
Su fórmula empírica es CnH2n+2, siendo n el nº de carbonos.
¿Cómo se nombran?
Los cuatro primeros tienen un nombre sistemático que consiste en los prefijos
met-, et-, prop-, y but- seguidos del sufijo "-ano". Los demás se nombran
mediante los prefijos griegos que indican el número de átomos de carbono y la
terminación "-ano".
Fórmula Nombre
Radical Nombre
Metano Metil-
(o)
91
Etano Etil-(o)
Propan
o
Propil-
(o)
Butano Butil-(o)
Pentan
o
Pentil-
(o)
Hexano Hexil-
(o)
Heptan
o
Heptil-
(o)
Octano Octil-(o)
Se llama radical alquilo a las agrupaciones de átomos procedentes de la
eliminación de un átomo de H en un alcano, por lo que contiene un electrón de
valencia disponible para formar un enlace covalente. Se nombran cambiando la
terminación -ano por -ilo, o -il cuando forme parte de un hidrocarburo.
Cuando aparecen ramificaciones (cadenas laterales) hay que seguir una serie
de normas para su correcta nomenclatura.
Se elige la cadena más larga. Si hay dos o más cadenas con igual número
de carbonos se escoge la que tenga mayor número de ramificaciones.
3-metilhexano
92
Se numeran los átomos de carbono de la cadena principal comenzando
por el extremo que tenga más cerca alguna ramificación, buscando que la
posible serie de números "localizadores" sea siempre la menor posible.
2,2,4-trimetilpentano, y no 2,4,4-
trimetilpentano
Las cadenas laterales se nombran antes que la cadena principal,
precedidas de su correspondiente número localizador y con la terminación
"-il" para indicar que son radicales.
Si un mismo átomo de carbono tiene dos radicales se pone el número
localizador delante de cada radical y se ordenan por orden alfabético.
4-etil-2-metil-5-propiloctano
Si un mismo radical se repite en varios carbonos, se separan los números
localizadores de cada radical por comas y se antepone al radical el prefijo
"di-", "tri-", "tetra-", etc.
2,3-dimetilbutano
Si hay dos o más radicales diferentes en distintos carbonos, se nombran por orden alfabético anteponiendo su número localizador a cada radical.
93
en el orden alfabético no se tienen en cuenta los prefijos: di-, tri-, tetra- etc.
así como sec-, terc-, y otros como cis-, trans-, o-, m-, y p-; pero cuidado si
se tiene en cuenta iso-.
5-isopropil-3-metiloctano
Si las cadenas laterales son complejas, se nombran de forma
independiente y se colocan, encerradas dentro de un paréntesis como los
demás radicales por orden alfabético. En estos casos se ordenan por la
primera letra del radical. Por ejemplo, en el (1,2-dimetilpropil) si tendremos
en cuenta la "d" para el orden alfabético, por ser un radical complejo. En las
cadenas laterales el localizador que lleva el número 1 es el carbono que
está unido a la cadena principal.
5-(1,2-dimetilpropil)-4-etil-2-metilnonano
Si los localizadores de las cadenas laterales son los mismos
independientemente de por que extremo de la cadena principal
contemos, se tendrá en cuenta el orden alfabético de las ramificaciones.
4-etil-5-metiloctano
94
Alquenos
¿Qué son?
Son hidrocarburos de cadena abierta que se caracterizan por tener uno o más
dobles enlaces, C=C
¿Cómo se nombran?
Se nombran igual que los alcanos, pero con la terminación en "-eno". De todas
formas, hay que seguir las siguientes reglas:
Se escoge como cadena principal la más larga que contenga el doble enlace. De haber ramificaciones se toma como cadena principal la que
contenga el mayor número de dobles enlaces, aunque sea más corta que
las otras.
3-propil-1,4-hexadieno
Se comienza a contar por el extremo más cercano a un doble enlace,
con lo que el doble enlace tiene preferencia sobre las cadenas laterales a la
hora de nombrar los carbonos, y se nombra el hidrocarburo especificando
el primer carbono que contiene ese doble enlace.
4-metil-1-penteno
95
En el caso de que hubiera más de un doble enlace se emplean las
terminaciones, "-dieno", "-trieno", etc., precedidas por los números que
indican la posición de esos dobles enlaces.
1,3,5-hexatrieno
Alquinos
¿Qué son?
Son hidrocarburos de cadena abierta que se caracterizan por tener uno o más
triples enlaces, carbono-carbono.
¿Cómo se nombran?
En general su nomenclatura sigue las pautas indicadas para los alquenos, pero
terminando en "-ino".
En este caso, hay que indicar tanto los dobles enlaces como los triples,
pero con preferencia por los dobles enlaces que serán los que dan nombre
al hidrocarburo.
1-buten-3-ino
La cadena principal es la que tenga mayor número de insaturaciones
(indistintamente), pero buscando que los números localizadores sean los
más bajos posibles. En caso de igualdad tienen preferencia los carbonos
con doble enlace.
96
4-(3-pentinil)-1,3-nonadien-5,7-diino
Hidrocarburos Cíclicos
¿Qué son?
Son hidrocarburos de cadena cerrada. Los ciclos también pueden presentar
insaturaciones.
¿Cómo se nombran?
Los hidrocarburos cíclicos se nombran igual que los hidrocarburos (alcanos,
alquenos o alquinos) del mismo número de átomos de carbono, pero
anteponiendo el prefijo "ciclo-".
Ciclobutano
Si el ciclo tiene varios sustituyentes se numeran de forma que reciban los
localizadores más bajos, y se ordenan por orden alfabético. En caso de que
haya varias opciones decidirá el orden de preferencia alfabético de los
radicales.
1-etil-3-metil-5-propilciclohexano
97
En el caso de anillos con insaturaciones, los carbonos se numeran de modo
que dichos enlaces tengan los números localizadores más bajos.
3,4,5-trimetilciclohexeno
Si el compuesto cíclico tiene cadenas laterales más o menos extensas,
conviene nombrarlo como derivado de una cadena lateral. En estos casos,
los hidrocarburos cíclicos se nombran como radicales con las terminaciones
"-il", "-enil", o "-inil".
3-ciclohexil-4-ciclopentil-2-
metilhexano
Hidrocarburos Aromáticos
¿Qué son?
Son hidrocarburos derivados del benceno. El benceno se caracteriza por una
inusual estabilidad, que le viene dada por la particular disposición de los dobles
enlaces conjugados.
¿Cómo se nombran?
98
Reciben este nombre debido a los olores intensos, normalmente agradables,
que presentan en su mayoría. El nombre genérico de los hidrocarburos aromáticos
mono y policíclicos es "areno" y los radicales derivados de ellos se llaman
radicales "arilo". Todos ellos se pueden considerar derivados del benceno, que
es una molécula cíclica, de forma hexagonal y con un orden de enlace intermedio
entre un enlace sencillo y un doble enlace. Experimentalmente se comprueba que
los seis enlaces son equivalentes, de ahí que la molécula de benceno se
represente como una estructura resonante entre las dos fórmulas propuestas por
Kekulé, en 1865, según el siguiente esquema:
Cuando el benceno lleva un radical se nombra primero dicho radical
seguido de la palabra "-benceno".
clorobenceno, metilbenceno (tolueno)
nitrobenceno
Si son dos los radicales se indica su posición relativa dentro del anillo
bencénico mediante los números 1,2; 1,3 ó 1,4, teniendo el número 1 el
sustituyente más importante. Sin embargo, en estos casos se sigue
utilizando los prefijos "orto", "meta" y "para" para indicar esas mismas
posiciones del segundo sustituyente.
99
1. 1,2-dimetilbenceno, (o-dimetilbenceno) o(o-xileno)
2. 1,3-dimetilbenceno, (m-dimetilbenceno) o (m-xileno)
3. 1,4-dimetilbenceno, (p-dimetilbenceno) o (p-xileno)
En el caso de haber más de dos sustituyentes, se numeran de forma que
reciban los localizadores más bajos, y se ordenan por orden alfabético. En
caso de que haya varias opciones decidirá el orden de preferencia
alfabético de los radicales.
Cuando el benceno actúa como radical de otra cadena se utiliza con el
nombre de "fenilo".
4-etil-1,6-difenil-2-metilhexano
100
1-etil-2,5-dimetil-4-propilbenceno
Función química y grupo funcional
Se llama función química a cada grupo de compuestos con propiedades y
comportamientos químicos característicos.
Cada función se caracteriza por poseer un agregado, de uno o varios átomos, al
que se denomina grupo funcional.
Tipos de funciones
Éstos son los 17 tipos de funciones que vamos a tratar. Así mismo muchos
compuestos comparten varias funciones en su molécula, para nombrarlos tienes
que tener en cuenta el orden de preferencia de los grupos funcionales.
FUNCIÓN GRUPO FUNCIONAL
EJEMPLO
Alcanos No tiene
Alquenos
Alquinos
Hidrocarburos
cíclicos
No tiene
Hidrocarburos
aromáticos
Halogenuros de
alquilo
Alcoholes
101
Fenoles
Éteres
Aldehídos
Cetonas
Ácidos carboxílicos
Ésteres
Aminas
Amidas
Nitrocompuestos
Nitrilos
Orden de preferencia
Cuando en un compuesto hay un sólo grupo funcional, la cadena
principal es la que contiene la función, y se numera de tal forma que
corresponda al carbono de la función el localizador más bajo posible.
102
Cuando en el compuesto hay más de un grupo funcional, la cadena
principal es la que contiene la función preferente; las demás funciones no se
tienen en cuenta y se nombran como sustituyentes.
El orden de preferencia acordado por la IUPAC es:
Nombre Fórmula Terminación
Como substituyente
Ac.carboxílico R-COOH -oico carboxi-
Éster R-COOR’ -oato oxicarbonil-
Amida R-CO-
NH2
-amida carbamoíl-
Nitrilo R-CN -nitrilo ciano-
Aldehído R-COH -al formil-
Cetona R-CO-R’ -ona oxo-
Alcohol R-OH -ol hidroxi-
Fenol Ar-OH -ol hidroxi-
Amina R-NH2 -amina amino-
Éter R-O-R’ -oxi- oxi-, oxa-
Doble enlace R=R’ -eno ...enil-
Triple enlace RR’ -ino ...inil-
Halógeno R-X fluoro-, cloro-
bromo-, yodo-
Nitroderivados R-NO2 nitro-
Radical alquilo R-R’ -ano ...il-
Halogenuros de Alquilo
¿Qué son?
103
Son hidrocarburos que contienen átomos de halógeno en su molécula: R-X, Ar-X.
¿Cómo se nombran?
Aunque no son hidrocarburos propiamente dichos, al no estar formados
únicamente por hidrógeno y carbono, se consideran derivados de estos en lo
referente a su nomenclatura y formulación.
Se nombran citando en primer lugar el halógeno seguido del nombre del
hidrocarburo, indicando, si es necesario, la posición que ocupa el halógeno
en la cadena, a sabiendas de que los dobles y triples enlaces tienen
prioridad sobre el halógeno en la asignación de los números.
1-clorobutano
Si aparece el mismo halógeno repetido, se utilizan los prefijos di, tri, tetra, etc.
3,3,4-tricloro-1-buteno
Cuando todos los hidrógenos de un hidrocarburo están substituidos por un
halógeno se antepone el prefijo per- al nombre del halógeno.
percloropentano
Alcoholes
¿Qué son?
104
Su estructura es similar a la de los hidrocarburos, en los que se sustituye uno o
más átomos de hidrógeno por grupos "hidroxilo", -OH.
¿Cómo se nombran?
Se nombran como los hidrocarburos de los que proceden, pero con la
terminación "-ol", e indicando con un número localizador, el más bajo
posible, la posición del grupo alcohólico. Según la posición del carbono que
sustenta el grupo -OH, los alcoholes se denominan primarios,
secundarios o terciarios.
2-butanol
Si en la molécula hay más de un grupo -OH se utiliza la terminación "-diol", "-triol", etc., indicando con números las posiciones donde se encuentran esos
grupos. Hay importantes polialcoholes como la glicerina "propanotriol", la glucosa
y otros hidratos de carbono.
1,2,3-propanotriol o glicerina
Cuando el alcohol non es la función principal, se nombra como "hidroxi-", indicando el número localizador correspondiente.
Eteres
¿Qué son?
105
3-hidroxi-4-metilpentanal
Son compuestos que resultan de la unión de dos radicales alquílicos o
aromáticos a través de un puente de oxígeno -O-.
¿Cómo se nombran?
Se nombran interponiendo la partícula "-oxi-" entre los dos radicales. Se
considera el compuesto como derivado del radical más complejo, así
diremos metoxietano, y no etoximetano.
También podemos nombrar los dos radicales, por orden alfabético, seguidos de
la palabra "éter".
etil isopropil éter
En éteres complejos podemos emplear otros métodos:
Si los grupos unidos al oxígeno son iguales y poseen una función
preferente sobre la éter, después de los localizadores de la función éter se
pone la partícula oxi- y el nombre de los grupos principales.
Si aparecen varios grupos éter se nombran como si cada uno substituyera
a un CH2 a través de la partícula -oxa-.
106
Metoxietano
3,3'-oxidipropan-1-ol
3,6-dioxaheptan-1-ol
Si un grupo éter está unido a dos carbonos contiguos de un hidrocarburo
se nombran con la partícula epoxi-.
2,3-epoxibutano
Aldehídos
¿Qué son?
Se caracterizan por tener un grupo "carbonilo" C=O, en un carbono primario.
¿Cómo se nombran?
Sus nombres provienen de los hidrocarburos de los que proceden, pero
con la terminación "-al".
Butanal
Si hay dos grupos aldehídos se utiliza el término "-dial".
butanodial
107
Pero si son tres o más grupos aldehídos, o este no actúa como grupo
principal, se utiliza el prefijo "formil-" para nombrar los grupos laterales.
3-formilpentanodial
ácido 3-formilpentanodioico
CETONAS
¿Qué son?
El grupo carbonilo, C = O, se encuentra en un carbono secundario.
¿Cómo se nombran?
Se pueden nombrar de dos formas: anteponiendo a la palabra "cetona"
el nombre de los dos radicales unidos al grupo carbonilo
metil propil cetona
o, más habitualmente, como derivado del hidrocarburo por substitución de
un CH2 por un CO, con la terminación "-ona", y su correspondiente número
localizador, siempre el menor posible y prioritario ante dobles o triples
enlaces.
3-pentanona
108
Cuando la función cetona no es la función principal, el grupo carbonilo se
nombra como "oxo".
ácido 4-oxopentanoico
Ácidos Carboxílicos
¿Qué son?
Se caracterizan por tener el grupo "carboxilo" -COOH en el extremo de la
cadena.
¿Cómo se nombran?
Se nombran anteponiendo la palabra "ácido" al nombre del hidrocarburo
del que proceden y con la terminación "-oico".
ácido etanoico
Son numerosos los ácidos dicarboxílicos, que se nombran con la
terminación "-dioico"
ácido propanodioico
Esteres
109
¿Qué son?
Son compuestos que se forman al sustituir el H de un ácido orgánico por una
cadena hidrocarbonada, R'.
¿Cómo se nombran?
Se nombran partiendo del radical ácido, RCOO, terminado en "-ato",
seguido del nombre del radical alquílico, R'.
etanoato de etilo o acetato de etilo
Si el grupo éster no es el grupo principal el nombre depende de que sea
R o R' el grupo principal.
Si es R el grupo principal el sustituyente COOR' se nombra como
alcoxicarbonil- o ariloxicarbonil-.
ácido 3-etoxicarbonilpropanoico
110
Aminas
¿Qué son?
Se pueden considerar compuestos derivados del amoníaco (NH3) al sustituir
uno, dos o tres de sus hidrógenos por radicales alquílicos o aromáticos. Según el
número de hidrógenos que se sustituyan se denominan aminas primarias,
secundarias o terciarias.
¿Cómo se nombran?
Se nombran añadiendo al nombre del radical hidrocarbonado el sufijo "-
amina".
metilamina
En las aminas secundarias y terciarias, si un radical se repite se utilizan
los prefijos "di-" o "tri-", aunque, frecuentemente, y para evitar confusiones,
se escoge el radical mayor y los demás se nombran anteponiendo una N
para indicar que están unidos al átomo de nitrógeno.
N-etil-N-metilpropilamina
Cuando las aminas primarias no forman parte de la cadena principal se
nombran como sustituyentes de la cadena carbonada con su
correspondiente número localizador y el prefijo "amino-".
111
ácido 2-aminopropanoico
Cuando varios N formen parte de la cadena principal se nombran con el vocablo
aza.
2,4,6-triazaheptano
Los N que no formen parte de la cadena principal se nombran como
amino-, aminometil-, metilamino-, etc.
2-amino-3-aminometil-5-metilamino-1,6-
hexanodiamina
Amidas¿Qué son?
Derivan de los ácidos carboxílicos por substitución del grupo -OH por un grupo
dando lugar a amidas sencillas, amidas N-sustituidas o N, N-disustituidas.
112
¿Cómo se nombran?
Se nombran como el ácido del que provienen, pero con la terminación"-amida".
etanamida o
acetamida
Si se trata de amidas sustituidas hay que especificar los radicales unidos al
nitrógeno anteponiendo la letra N.
N-metil-etanamida
Se utiliza el sufijo -carboxamida para el grupo -CO-NH2 cuando el ácido
de referencia se nombra usando el sufijo -carboxílico.
1,2,4-butanotricarboxamida
Cuando la función amida no es la principal, el grupo -CO-NH2 se nombra
por el prefijo carbamoil-, y un grupo como -CO-NH-CH3 por el prefijo
113
metilcarbamoil-. El grupo -NH-CO-CH3 se nombra como acetamido-, y el
grupo -NH-CO-CH2-CH2-CH3 como propanocarboxamido-.
ácido 4-carbamoilhexanoico
ácido 4-etanocarboxamidohexanoico
Nitro Compuestos
¿Qué son?
Se pueden considerar derivados de los hidrocarburos en los que se substituyó
uno o más hidrógenos por el grupo "nitro", -NO2.
¿Cómo se nombran?
Se nombran como sustituyentes del hidrocarburo del que proceden
indicando con el prefijo "nitro-" y un número localizador su posición en la
cadena carbonada.
2-nitrobutano
Las insaturaciones tienen preferencia sobre el grupo nitro.
114
3-nitro-1-propeno
Ejercicio 1 Para los siguientes compuestos : butano,eteno y propino desarrolla lo que se te pide en hojas blancas:
a) ¿ Cuántos orbitales se hibridan?
b) ¿Cómo se denominan los orbitales híbridos?
c) Ángulo entre cada par de orbitales híbridos
d) Dirección en el espacio de los orbitales híbridos
e) Número de enlaces entre carbono y carbono
f) Número de uniones sigma entre dos carbonos
g) Número total de uniones sigma para un carbono
h) Número de orbitales puros que restan
i ) Número de átomos con los que se une un carbono
j ) Representación espacial de la hibridación
Aciertos_______________ Calificación:________________________
Ejercicio 2
Desarrolla por favor la formula para cada caso, según las reglas de la nomenclatura IUPAC.
1.- 1,2,2 tributil -5- Iisobutil - 7- decanal.
2.-Orto-nitro- benceno
3.-2,4-dinitroanilina
4 .- Para- dipropil – benceno.
5.- 2,2-dipropil -4-metil- 5-heptanol.
115
6.-ácido- 4- metil- benzoico
7.- 2,6,dinitroanilina.8.- 2,3,4- triisopentil- 8 ona- 12- metil- Pentadecano
9.- 4,5 dietil- 5-eno- 6,7- dineopentil- 9 Undecanol
10.- Isobutanoato de propilo.
Aciertos_______________ Calificación:_________________________
Ejercicio 3
Completa el siguiente cuadro con la información que se pide:
Compuesto Nombre Grupo funcional Tipo de formulaH2C = CH –CH = CH-CHOCH3 –CO –CH3
CH3 – CH2 –Cl
CH3 – CH2 – CH2 –OH
CH3 – NH3
(CH3)3 – NH
CH3–CH=CH-CH2- CH2- CH3
CH3-COOH
(CH3)3 – C – COOH
CH3 – CH3
116
Aciertos_______________ Calificación:_________________________
Ejercicio 4
Elabora por favor en hojas blancas la estructura semidesarrollada de los siguientes compuestos sigue los pasos que se dieron en la nomenclatura de los compuestos.
1. Alcohol metílico
2. Propanodiol
3. ácido 3,4,6,7 tetrametil decanodioico
4. propilterbutilcetona
5. dietilcetona
6. 3- metil 4 propilhexanal
7. butanona
8. 3,4 dimetil 2 pentanona
9. 2 metilpentanol
10. 2,4 heptanodiol
11. alcohol tercbutílico
12. 2,4,5,7 tetrametil 6 nonen 4 ol
13. propanotriol
14. 2 hidroxi pentanal
15. ácido 4 metil 2 formil octanodioico
16. ácido oxálico
17. ácido acético
18. formaldehído
19. ácido valérico
20. 2,3,4 trimetil heptanal
21. ácido 5 metil 3 carboxi octanodioico
22. dimetilcetona
23. 3,8 dietil 5,6 decanodiol
117
24. metil secbutilcetona
25. 3 penten 2 ol
Aciertos_______________ Calificación :________________________
Ejercicio 5
Indica por favor el nombre de los siguientes compuestos orgánicos de acuerdo a la nomenclatura IUPAC
1. CH3 – CH2 – CH2 – OH
2. CH3 – CH2 – OH
3. CH3 – CH – CH2 – CH – CH2 - OH OH OH
CH3 CH2 – CH3
4. CH3 – CH – CH2 – CH – CH2 – OH
5. CH3 – CH – CH = CH – OH CH2 – CH3
CH3
6. CH3 – C – CH3
OH
7. CH2 – CH2
OH OH CH3 CH2 CH3
8. CH2 = CH – CH2 – CH – CH- CH2 – CH2 – OH
9. CH3 – CH2 – CH – CH – CH2 – CH= CH – OH OH OH
10. CH3 – C= C – CH – OH CH3 CH3 CH3
11. COOH – COOH
OH12. COOH – CH2 – CH – CH – CH3
CH2 – CH3
118
CH3 CH2 – CH3
13. COOH – CH2 – CH – CH2 – CH – COOH
14. COOH – CH2 – CH2 – CH – CH2 – CH= CH – CH3
CH3 – CH – CH3
15. CH3 – CH=O
16. CH3 – CH2 – CH=O
17. CH3 – CH – CH2 – CH=O CH3
CH3
18. CH3 – CH – CH2 – CH – CH – CH=O OH CH2 – CH3
19. CH3 – CH – CH – CH2 – CH – COOH CH3 CH3 CH2 – CH3
20. CHO – CH2 – CH2 – CH – CHO
CH2 – CH2 – CH3
21. CH3 – CH2 – CH2 – CO – CH3
22. CH3 – CH2 – CO – CH3
CH3
23. CH3 – C –CO – CH2 – CH3
CH3
24. CH3 – CO – CH3
25. COOH – CH- CH2 – CH2 - COOH
COOH CH3
26. COOH – CH2 – CH2 – CH – CH2 – CH – CH – CH2 – COOH OH CHO
27. CH3 – CH – CO – CH2 – CH2 – CH3
CH3
28. COOH – CH2 – CH2 – CH2 – CH3
29. CH3 – OH
119
30. CH3 – CH=O
Aciertos_______________ Calificación :________________________Ejercicio 6 Encierra en un círculo la respuesta correcta a cada enunciado .
1. De las cetonas mostradas indica la que no existe:
a. 2 pentanona
b. 3 henanona
c. 2 butanona
d. Etanona
e. Todas existen
2. ¿Cuál es la fórmula del propanotriol?
a. CH3 – CH2 – C(OH)3
b. CH2O – CHO – CH2O
c. CH – CO – CH
OH OH
d. C2H7 (OH)2
e. CH2 – CH – CH2
OH OH OH
3. La fórmula química de la glicina es NH2 – CH2 – COOH ¿Qué grupos
funcionales se encuentran en este compuesto?
a. Cetona y amida
b. Éster y alcohol
c. Ester y amina
d. Ácido carboxílico y amina
e. Alcohol y amina
120
4. El siguiente compuesto orgánico CH3 – O – CH2 – CH3 se puede clasificar
genéricamente como:
a. Cetona
b. Alcohol
c. Éter
d. Ester
e. Aldehído
5. ¿Cuál de los siguientes compuestos tiene mayor masa atómica? (H: 1; O:
16; C: 12)
a. Alcohol etílico
b. Formaldehído
c. Acetaldehído
d. 2 pentanona
e. Ácido propiónico
OH6. ¿Cuál es el nombre del siguiente compuesto CH2 – CH – C – CH3
OH OH CH3
a. 1,2,3 pentanotrial
b. 3 metil – 1,2,3 butanotrial
c. 2,3,4 Butanotrial
d. 2 metil – 2,3,4 butanotrial
e. 2 metinol – 3,4 butanodial
7. El grupo R – CH2 - OH corresponde a:
a. Alcohol primario
b. Alcohol secundario
c. Aldehído
d. Ácido carboxílico
e. Alcohol terciario
8. El grupo funcional R – CH=O corresponde a los:
121
a. Ácidos
b. Aldehídos
c. Cetonas
d. Éteres
e. Alcoholes
H O9. El compuesto de fórmula CH3 – C – C OH OH
a. Ácido y alcohol
b. Ácido y aldehído
c. Ácido y cetona
d. Alcohol y acetona
e. Alcohol y aldehído
Aciertos_______________ Calificación :_________________________
122
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