QUÍMICA II

Guía de problemas (Series 1, 2 y 3)

Licenciatura en Bioquímica

Profesor: Dr. Gerardo Caballero Jefe de TP: Lic. Ana Valino

Ayudante de 1ra: Lic. Martín Palazzolo

INSTITUTO DE CIENCIAS DE LA SALUD

UNIVERSIDAD NACIONAL ARTURO JAURETCHE Av. Lope de Vega 106, Florencio Varela – Buenos Aires – Argentina

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Introducción

Fundamentación

El curso de Química II forma parte de la formación básica y general de la carrera de Bioquímica. La importancia de esta disciplina, en el marco de la carrera de Bioquímica, radica en que el dominio de conceptos básicos de termodinámica, equilibrio y cinética

química permitirá al alumno la comprensión de diversos aspectos de los procesos bioquímicos del ser humano, tanto en condiciones fisiológicas como en condiciones

patológicas. Por otra parte, el conocimiento de las propiedades químicas de los elementos principales y de transición brindará al alumno la base para el estudio futuro de las propiedades y funciones de diversas metalo-proteínas esenciales para la vida.

Finalmente, la introducción a la química nuclear inicia el camino para la realización futura de cursos de perfeccionamiento que habiliten al alumno/profesional al manejo de

radioisótopos.

Objetivos El propósito de la asignatura es el de presentar a los futuros profesionales los principios

generales de los distintos capítulos que conforman un segundo curso de Química General y un primer curso de Química Inorgánica, tales como teoría de orbitales moleculares;

nomenclatura; segundo principio de la termodinámica; equilibrio químico, equilibrio ácido-base; electroquímica; cinética química; química de los grupos; complejos de

coordinación y química nuclear. El curso apunta a que los alumnos incorporen la comprensión de estos principios generales, y desarrollen los conocimientos necesarios para poder continuar con el

aprendizaje en los cursos avanzados de otras ramas de la Química sobre bases sólidas.

Metodología y actividades

Presentación de conceptos generales y ejemplos seleccionados por parte de los

docentes en clases teórico-prácticas.

Análisis de situaciones – problemas por los docentes en clases. Análisis y resolución de guías de problemas por los alumnos, en forma individual y/o

en grupos, dentro y fuera del horario de clases. Discusión con los docentes en forma individual (consultas) o colectivas de los

problemas resueltos, en horario de clase y en horarios adicionales de consultas.

Ejecución de trabajos prácticos de laboratorio, individualmente o en grupos, sobre la base de guías de trabajos prácticos, e indicaciones de los docentes.

Presentación de informes de los trabajos prácticos de laboratorio. Lectura de bibliografía por parte de los alumnos en horarios extra-clases, sobre la

base de las recomendaciones docentes

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Material disponible, régimen de cursada y evaluación.

Se encontrará disponible para los alumnos el siguiente material:

- Guía de teóricas - Guía de problemas - Guía de laboratorio

Las guías de problemas tienen una doble finalidad: por un lado constituyen la

ejercitación que permite fijar los conceptos analizados en clase, sobre la base del trabajo personal; por otro lado, dan una referencia al estudiante acerca del grado de progreso que está realizando, en la medida que logra resolver los problemas de cada serie. Las

consultas acerca de los problemas permitirán a los docentes tener una idea sobre el grado de avance y las dificultades generales registradas por el curso.

La guía de laboratorio contiene los protocolos de las actividades experimentales con los cuales se llevarán a cabo los trabajos prácticos.

La evaluación se efectuará a través de dos exámenes parciales que incluyen los aspectos discutidos en las guías de problemas y en los trabajos prácticos de laboratorio. Cada parcial puede recuperarse sólo una vez en las fechas establecidas en el cronograma.

Para promocionar la materia deben aprobarse los parciales en primera instancia con no menos de catorce puntos. Si saca menos de seis puntos en un parcial pero más de

cuatro en ambos parciales, debe rendir un examen final, que se aprueba con una nota mínima de cuatro puntos.

Si hubiera sacado menos de cuatro puntos en cualquiera de los dos parciales, para aprobar la materia debe recuperar el parcial desaprobado con más de cuatro puntos (sólo tiene una oportunidad por parcial), y, de ser el caso, rendir el final y aprobarlo con

más de cuatro puntos.

Además de las condiciones mencionadas, para aprobar la materia se deberá tener los

informes de los prácticos de laboratorio aprobados. Los informes deberán ser entregados al comienzo de la clase siguiente a aquella en que se realizó el práctico y podrán ser aprobados, devueltos a los estudiantes para correcciones de algunos aspectos de los

mismos, o considerados insuficientes; en este último caso esos alumnos deberán realizar nuevamente el práctico.

La asistencia a las clases de laboratorio es obligatoria. El trabajo no realizado por ausencia o desaprobado (dos como máximo) debe recuperarse en las fechas propuestas

en cada curso. La asistencia a clases teórico-prácticas debe cumplirse en un mínimo de 75%.

Contenidos mínimos Nomenclatura; teoría de orbitales moleculares; segunda ley de la termodinámica;

equilibrio químico; equilibrio ácido-base; electroquímica; cinética química; propiedades químicas de los elementos representativos, de transición, lantánidos y actínidos;

compuestos de coordinación; nociones de química nuclear.

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Programa

1. Nomenclatura de los compuestos: Nombres de los cationes, nombres de los aniones, nombres de los compuestos iónicos, nombre de los compuestos moleculares inorgánicos, óxidos, ácidos y bases. Nombres de compuestos covalentes orgánicos simples.

2. El enlace químico: teoría de los orbitales moleculares Limitaciones de la teoría de Lewis. Orbitales moleculares, geometría electrónica de las moléculas biatómicas, enlaces en moléculas biatómicas heteronucleares, orbitales en moléculas poliatómicas.

3. Termoquímica: Segunda ley de la termodinámica Entropía, cambio espontáneo, entropía y desorden, cambios en la entropía, interpretación molecular de la entropía, equivalencias estadísticas y termodinámicas.

Energía libre, energía libre de reacción, efecto de la temperatura, cambios en la energía libre de los sistemas biológicos. Trabajo Práctico: Determinación de calor de transformaciones físicas y químicas.

4. Equilibrio químico Reacciones en el equilibrio. Reversibilidad de las reacciones. Equilibrio y ley de acción de masas. Origen termodinámico de las constantes de equilibrio. La constante de equilibrio:

Kc, Kp y K. Equilibrios heterogéneos. Influencia del agregado o remoción de reactivos o productos sobre el sistema en equilibrio. Efecto de la temperatura. Importancia en

biología: homeostasis. Trabajo Práctico: Determinación de equilibrios heterogéneos.

5. Ácidos y bases Ácidos y bases de Brønsted-Lowry, ácidos y bases de Lewis, intercambio de protones

entre las moléculas del agua, la escala de pH. Ácidos y bases débiles, constantes de acidez y de basicidad, pH de las soluciones de ácidos y bases débiles, ácidos y bases

polipróticos.

6. Equilibrio acuoso Soluciones amortiguadoras (“buffers”), acción y diseño de la solución buffer, capacidad buffer. Titulaciones, titulación de ácido fuerte con base fuerte, titulación de ácido fuerte

con base débil y viceversa, indicadores ácido-base. Equilibrios de solubilidad, producto de solubilidad, efecto del ión común, precipitación selectiva, formación de iones complejos,

análisis cualitativo.

7. Electroquímica Representación de las reacciones rédox, hemirreacciones, igualación de las reacciones redox. Pilas galvánicas, estructura de las pilas, potencial de pila y energía libre de

reacción, notación de las pilas, potenciales estándar, potenciales estándar y constantes de equilibrio, la ecuación de Nernst. Electrólisis, celdas electrolíticas, productos de las

electrólisis.

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8. Cinética química Transformación de los reactivos en el tiempo. Definición de la velocidad de reacción. Gráficos de concentración versus tiempo. Determinación gráfica de la velocidad

instantánea. Ley de velocidad. Orden de reacción. Mecanismos de reacción, reacciones elementales y complejas. Efecto de la temperatura en la velocidad de reacción. Teoría de las colisiones, teoría del complejo activado. Catalizadores.

Trabajo Práctico: Determinación del efecto de la temperatura y catalizadores sobre la velocidad de reacciones químicas.

9. Química de los elementos representativos I (bloque "s-p"). Estructura electrónica y reactividad de los elementos que forman los grupos 1-2 (hidrógeno, alcalinos y alcalinotérreos) y 13-14 (B, C, y congéneres). Estado natural, obtención, propiedades termodinámicas y cinéticas, usos y aplicaciones de las sustancias

elementales y de sus principales compuestos: hidruros, óxidos, haluros, ácidos, bases, etc. Importancia en relación con los materiales

10. Química de los elementos representativos II (bloque "s-p"). Estructura electrónica y reactividad de los elementos que forman los grupos 15-18 (N, O, F, He y congéneres). Estado natural, obtención, propiedades termodinámicas y cinéticas, usos y aplicaciones de las sustancias elementales y de sus principales compuestos:

hidruros, óxidos, haluros, ácidos, bases, etc. Importancia en relación con los materiales

11. Química de los elementos de los grupos 3-12 (bloque "d-f"). Propiedades de los elementos de transición, lantánidos y actínidos. Compuestos de

coordinación; tipos de ligandos; isomería; estabilidad y cinética. Estructura electrónica de los complejos, el modelo del campo cristalino; geometría de los iones complejos; propiedades ópticas y magnéticas. Teoría del campo ligando Reacciones de los iones

complejos: sustitución de ligandos, transferencia de electrones; aplicaciones en catálisis. Aspectos generales de Química Bioinorgánica.

12. Química nuclear Desintegración nuclear, evidencia de la desintegración nuclear espontánea, reacciones nucleares, patrón de estabilidad nuclear, nucleosíntesis. Radiación nuclear, efectos biológicos de la radiación, medición de la velocidad de desintegración nuclear, usos de

los radioisótopos, energía nuclear.

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Bibliografía

Bibliografía Obligatoria:

1. “Principios de Química”. Atkins y Jones. Editorial Médica Panamericana, 3 ed. 2. “Química” Raymond Chang. Editorial McGraw Hill, 10 ed.

3. “Química, la ciencia central”. Brown, Bursten, Lemay y Murphy. Editorial Pearson Prentice-Hall, 11 ed.

4. “Química Inorgánica Básica”. Cotton y Wilkinson; Ed. Limusa 5. “Un esquema moderno de la Química Inorgánica”. Bell y Lott; Ed. Alhambra. 6. “Química de los Compuestos de Coordinación”. Basolo y Johnson; Ed. Reverté.

Bibliografía de consulta: 1. “Química (curso universitario)”. Mahan y Myers. Editorial Addison-Wesley Iberoamericana, última edición disponible.

2. “Science of Everyday Things”. Volume 1: Real-Life Chemistry. Neil Schagler, ed. Gale Group, 2002 3. “Principios de Química Inorgánica; Manku; Ed. McGraw-Hill.

4. “Química Inorgánica Descriptiva”. Rochow; Ed. Reverte. 5. “Química Inorgánica Avanzada” Cotton y Wilkinson; Ed. Limusa

6. “Química Bioinorgánica” Enrique Baran, Ed. McGraw-Hill, 1995

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Cronograma tentativo

Sem. Fecha Teoría Seminario TP

1 12/03 1. Nomenclatura 2. Teoría de Orbitales Moleculares

1. Nomenclatura 2. Teoría de Orbitales Moleculares

2 19/03 3. Termoquímica: Segundo y

tercer principio de la termodinámica

3. Termoquímica: Segundo y

tercer principio de la termodinámica

3 26/03 4. Equilibrio químico 4. Equilibrio químico TP 1: Determinación de calor de

transformaciones físicas y químicas.

4 02/04 5. Ácidos y bases 5. Ácidos y bases

5 09/04 5. Ácidos y bases 5. Ácidos y bases TP 2: Determinación de equilibrios heterogéneos.

6 16/04 6. Equilibrio acuoso 6. Equilibrio acuoso

7 23/04 6. Equilibrio acuoso 6. Equilibrio acuoso

8 30/04 Consultas Consultas

9 07/05 07/05 Primer parcial (temas 1 al 6)

10 14/05 7. Electroquímica 7. Electroquímica

11 21/05 8. Cinética química 8. Cinética química TP 3:

Determinación del efecto de la temperatura y

catalizadores sobre la velocidad de reacciones químicas

12 28/05 9. Química de los elementos

representativos I

9. Química de los elementos

representativos I

13 04/06 10. Química de los elementos

representativos II

10. Química de los elementos

representativos II

14 11/06 11. Química de los elementos de transición y tierras raras

11. Química de los elementos de transición y tierras raras

15 18/06 11. Química de los elementos de transición y tierras raras

11. Química de los elementos de transición y tierras raras

16 25/06 12. Química nuclear 12. Química nuclear

17 02/07 Consultas Consultas

18 09/07 Segundo parcial (temas 8 al 12)

19 16/07 16/07: Recuperatorio del primer parcial.

19/07: Recuperatorio del segundo parcial.

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1 Nomenclatura

Conceptos importantes

Nomenclatura compuestos inorgánicos Compuestos con oxígeno: Óxidos – Hidróxidos – Oxiácidos - Oxisales

Compuestos sin oxígeno: Hidruros – Hidrácidos – Sales de haluro

Una nomenclatura común o trivial Antes de reglamentar los nombres de las sustancias, fueron apareciendo un alto número de compuestos con nombres usuales o comunes los cuales se aprendían más por la práctica que por sistematización alguna, siendo este motivo la causa de que el NOMBRE TRIVIAL no señale ninguna característica del

compuesto. Algunos ejemplos:

H2O Agua PH3 Fosfina

NH3 Amoníaco AsH3 Arsina

SiH4 Silano SbH3 Estibina

N2H4 Hidracina BH3 Borano

Estos son nombres y fórmulas aceptados como correctos. Existen otros nombres que son aplicados a presentaciones industriales de algunos compuestos.

Ejemplos: ácido muriático: ácido clorhídrico ; Vinagre: el ácido acético ; Soda cáustica: nombre del hidróxido de

sodio; Potasa cáustica: hidróxido de potasio

Una nomenclatura sistematizada

Actualmente existe la tendencia a adoptar un sistema de nombres que permita al máximo caracterizar las

propiedades de la sustancia. Para ello se da un nombre genérico correspondiente a la familia que agrupe al compuesto según su FUNCIÓN QUÍMICA para lo que se requiere un manejo de terminaciones y de prefijos según sea requerido. Más recientemente la NOMENCLATURA STOCK reglamenta el uso del nombre

genérico (óxido, hidróxido, ácido, etc.) seguido del elemento que pertenece a determinada familia y con un número romano encerrado en paréntesis que especifica el estado de oxidación.

Nombre de sustancias sencillas Para simplificar la tarea de asignar nombres a los compuestos, es prudente agrupar a las familias según

contengan o no oxígeno. CON OXÍGENO: óxidos, hidróxidos, ácidos oxigenados (oxiácidos) y sales oxigenadas oxisales). SIN OXÍGENO: hidruros, hidroácidos y sales de haluros.

Nomenclatura de compuestos con oxígeno.

ÓXIDOS: Esta familia de sustancias reúne sólo a compuestos binarios (además de oxígeno sólo contienen

bien un metal o bien un no metal). Son ÓXIDOS BÁSICOS cuando el segundo elemento es un METAL. Algunos ejemplos:

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Al2O3 óxido de aluminio Na2O óxido de sodio FeO óxido de hierro (II) u óxido ferroso CrO3 óxido de cromo (VI) u óxido crómico CuO óxido de cobre (II) u óxido cúprico Hg2O óxido de mercurio (I) u óxido mercurioso

Son ÓXIDOS ÁCIDOS cuando el segundo elemento es un NO METAL. Algunos ejemplos:

CO óxido de carbono (II) o monóxido de carbono N2O3 óxido de nitrógeno (III) o trióxido de dinitrógeno Cl2O3 óxido de cloro (III) o trióxido de dicloro SO2 óxido de azufre (IV) o dióxido de azufre P2O5 óxido de fósforo (V) o pentóxido de difósforo Br2O7 óxido de bromo (VII) o heptóxido de dibromo

Podemos notar que el nombre de este grupo de compuestos requiere siempre la palabra ÓXIDO que es el nombre genérico de la familia. Casi la totalidad de elementos presentan la FUNCIÓN QUÍMICA de reaccionar con el oxígeno para formar algún tipo de óxido. La nomenclatura se completa especificando el

elemento formador del óxido al cual se le añade con número romano al estado de oxidación en caso de que dicho elemento pueda asumir más de uno. Otra nomenclatura también aceptada aunque más antigua, emplea en lugar de números romanos las

terminaciones ICO para el estado de oxidación mayor y OSO para el menor. En los metales estas terminaciones son suficientes ya que presentan uno o dos estados de oxidación solamente, pero en el caso de los NO METALES y METALOIDES que suelen presentar más de dos, debemos diferenciarlos con los

prefijos HIPO para el estado de oxidación más pequeño o el PER para el estado de oxidación máximo. El prefijo HIPO se conjuga con la terminación OSO y el prefijo PER con la de ICO satisfaciendo así la necesidad de diferenciar hasta cuatro compuestos formados por un mismo elemento con distintos estados

de oxidación. La gran mayoría de los óxidos ácidos también son conocidos por el término genérico ANHIDRIDO.

Ejemplos: CO anhídrido carbonoso CO2 anhídrido carbónico SO anhídrido hiposulfuroso SO2 anhídrido sulfuroso SO3 anhídrido sulfúrico Cl2O anhídrido hipocloroso Cl2O3 anhídrido cloroso Cl2O5 anhídrido clórico Cl2O7 anhídrido perclórico La expresión anhídrido implica la carencia de agua en estos compuestos lo cual ocurre precisamente en algunos ácidos con oxígeno que son deshidratados mediante calentamiento dando lugar a la formación de

estos óxidos o anhídridos: H2SO4 ---> SO3 + H2O

Ácido anhídrido sulfúrico sulfúrico

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2HNO3---> N2O5 + H2O

ácido anhídrido nítrico nítrico

2H3PO4---> P2O5 + 3 H2O ácido anhídrido fosfórico fosfórico

Algunos ÓXIDOS ÁCIDOS no pueden nombrarse como anhídridos precisamente por no existir ácido alguno que lo produzca por deshidratación.

Ejemplos: NO óxido de nitrógeno (II)

NO2 óxido de nitrógeno (IV)

Se puede observar que los estados de oxidación del nitrógeno es +2 en NO y de +4 en NO2, los cuales no son comunes para los elementos que integran ese grupo (normalmente +5, +3, +1) característica que podría sernos útil en la nomenclatura de los anhídridos.

Los ÓXIDOS siendo compuestos binarios tienen la FUNCIÓN QUÍMICA de reaccionar con agua para formar compuestos ternarios.

MgO + H2O ---> Mg(OH)2 Óxido de Hidróxido de Magnesio Magnesio

Fe2O3 + 3 H2O ---> 2 Fe(OH)3 Oxido férrico Hidróxido férrico

Oxido de hierro (III) Hidróxido de hierro (III) N2O5 + H2O ---> HNO3

Anh. Ácido nítrico nítrico

Cl2O+ H2O ---> 2 HClO Anh. Ácido

hipocloroso hipocloroso Los ÓXIDOS BÁSICOS reaccionan con agua originando a los HIDRÓXIDOS quienes presentan

características BÁSICAS, mientras que los ÓXIDOS ÁCIDOS dan origen a sustancias con características ÁCIDAS.

HIDROXIDOS; Son compuestos ternarios con características básicas (colorean de azul el papel tornasol) que presentan en su fórmula el anión monovalente oxidrilo o hidroxilo (OH)-1. NaOH hidróxido de sodio Cu(OH)2 hidróxido cúprico o hidróxido de cobre (II) Cr(OH)3 hidróxido cromoso o hidróxido de cromo (III) Podemos observar en su nomenclatura, primero al nombre genérico HIDRÓXIDO seguido del elemento al cual se le añade un número romano que especifica su estado de oxidación cuando sea necesario

diferenciar compuestos formados por el mismo elemento. Otro modo de diferenciarlos es utilizando la terminación OSO para el estado de oxidación menor o ICO para el mayor.

CuOH hidróxido cuproso hidróxido de cobre (I) Cr(OH)6 hidróxido crómico hidróxido de cromo (VI) Fe (OH)2 hidróxido ferroso hidróxido de hierro (II) Fe (OH)3 hidróxido férrico hidróxido de hierro (III)

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El grado de basicidad de los hidróxidos depende de la electronegatividad del metal.

ÁCIDOS OXIGENADOS (OXIÁCIDOS): Son compuestos ternarios con características ácidas (colorean de rojo el papel tornasol). Estos compuestos además del oxígeno presentan en su estructura átomos de

HIDRÓGENO. Al disolverse el compuesto en agua producen iones hidronio (H3O)+1 en la solución. Según la cantidad de hidrógenos (H) presentes en su estructura se clasifican en: MONOPRÓTICOS con uno,

DIPRÓTICOS con dos y POLIPRÓTICOS con tres o más. Su nomenclatura es similar a la de los anhídridos pero en estos se usa el nombre genérico ÁCIDO, después

se nombra el no metal con la terminación OSO o ICO según sea su estado de oxidación y de ser requerido, los prefijos HIPO o PER antepuestos al nombre del no metal.

H2SO4 ácido sulfúrico H2SO3 ácido sulfuroso H2SO2 ácido hiposulfuroso HClO3 ácido clórico HClO ácido hipocloroso HClO4 ácido perclórico H3PO4 ácido fosfórico HBrO2 ácido bromoso

En estos compuestos no empleamos los números romanos ni tampoco los prefijos alusivos a la cantidad de átomos presentes como se hizo en los óxidos ácidos. Cabe recordar que los no metales de los grupos VII A, VI A y V A suelen presentar varios estados de

oxidación por lo que las terminaciones OSO e ICO en ocasiones deben de combinarse con los prefijos HIPO o PER para lograr la correcta diferenciación de compuestos integrados por los mismos elementos.

HClO4 ácido PERclórICO HClO3 ácido clórICO HClO2 ácido clorOSO HClO ácido HIPOclorOSO H2SO4 ácido sulfúrICO H2SO3 ácido sulfurOSO H2SO2 ácido HIPOsulfurOSO

Existen ácidos que se forman bajo condiciones especiales originando compuestos diferentes donde participan los mismos elementos con igual estado de oxidación:

HPO3 H3PO4 H4P2O7

En los tres casos el fósforo tiene estado de oxidación +5, el oxígeno -2 y el hidrógeno +1. El fósforo

determina el nombre de los ácidos como FOSFÓRICO, pero, como se trata de compuestos distintos, se debe diferenciarlos a través del uso de prefijos alusivos a las condiciones de reacción que determinan el compuesto formado:

P2O5+ H2O ---> 2 HPO3 Anh. Ácido

Fosfórico META*fosfórico *META: más pequeño

Reacción que ocurre limitando la cantidad de agua P2O5+ 3 H2O ---> 2 H3PO4

Acido ORTO*fosfórico *ORTO: el más común, lo correcto.

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Este ácido es el más común, normalmente conocido como ÁCIDO FOSFÓRICO; se puede observar que la

cantidad de agua es mayor. El ácido ortofosfórico por calentamiento, puede sufrir una deshidratación parcial:

2 H3PO4---> H4P2O7+ H2O Ácido Ácido fosfórico PIRO*fosfórico

*PIRO: Fuego (por el calentamiento)

El nombre genérico ÁCIDO implica la disociación del compuesto aumentando en las soluciones acuosas la concentración de iones (H3O)+. Por lo que, al no estar en solución, no están disociados ni presenta las características ácidas. En ese caso la nomenclatura como ÁCIDOS es incorrecta y la manera de nombrarlos

es la que se usa para las sales con oxígeno (oxisales)

SALES OXIGENADAS (OXISALES):

Son compuestos iónicos ternarios o poliatómicos; no presentan propiedades básicas ni ácidas y tampoco reaccionan con el agua para producir sustancias con esas propiedades. Se producen mediante reacciones de neutralización de ÁCIDOS OXIGENADOS con HIDROXIDOS o con METALES.

Mg(OH)2+H2SO4---> MgSO4+2 H2O Base ácido sulfato de magnesio

Zn+ H2SO4---> ZnSO4+H2 Metal ácido sulfato de Zinc

En la nomenclatura de este tipo de sales observamos que las terminaciones OSO e ICO empleadas en el nombre de los anhídridos y oxiácidos se sustituyen por ITO y ATO, siendo estas terminaciones aplicadas en el no metal lo que va a caracterizar a las OXISALES. El resto de la nomenclatura sigue igual. En el METAL

tendrá que especificarse el estado de oxidación ya sea con números romanos o con terminación OSO o ICO:

Fe2(SO4)3 sulfato de Hierro (III) o sulfato férrico KClO hipoclorito de potasio CuNO2 nitrito de cobre (I) o nitrito cuproso Ca3(PO4)2 fosfato de calcio NaIO2 yodito de sodio Fe(BrO4)2 perbromato de hierro (II) o perbromato ferroso Recordemos de la existencia de los METALOIDES

Li3AlO3 aluminato de litio KMnO4 permanganato de potasio FeCrO4 cromato de hierro (II) o cromato ferroso K2Cr2O7 dicromato de potasio LiCrO2 cromito de litio Na2ZnO2 zincato de sodio Cuando vimos los nombres de OXIÁCIDOS se mencionó la nomenclatura de ellos como OXISALES si estos

no están en solución acuosa. H2SO4 sulfato de hidrógeno HPO3 metafosfato de hidrógeno H4P2O7 pirofosfato de hidrógeno HNO3 nitrato de hidrógeno

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La existencia de ácidos dipróticos y polipróticos permite que ocurran neutralizaciones parciales de estos

originando SALES ÁCIDAS así como también a partir de hidróxidos con múltiples (OH)-1 se pueden formar SALES BÁSICAS. Estas sales pueden en una reacción posterior ser neutralizadas por completo pudiendo dar lugar a la formación de SALES MIXTAS.

SALES ÁCIDAS:

NaHCO3 carbonato ácido de sodio o bicarbonato de sodio Mg(HSO4)2 sulfato ácido de magnesio o bisulfato de magnesio

SALES BÁSICAS: Al(OH)Cl2 diclorhidróxido de aluminio o hidroxidicloruro de aluminio Al(OH)2Cl clordihidróxido de aluminio o dihidroxi cloruro de aluminio

SALES MIXTAS: NaKCO3 carbonato de potasio y sodio KNaLiPO4 fosfato de litio, sodio y potasio

Nomenclatura de compuestos sin oxígeno

HIDRUROS: Son compuestos caracterizados por la presencia del Hidrógeno combinado con un metal. Ya que el hidrógeno es más electronegativo que los metales, necesariamente su estado de oxidación será

negativo. LiH hidruro de litio CaH2 hidruro de calcio MgH2 hidruro de magnesio

Para darles nombre se menciona la palabra HIDRURO que será el nombre genérico para todos aquellos compuestos donde el hidrógeno presente estado de oxidación (-1).Después se especifica el nombre del metal que interviene.

HIDRÁCIDOS: Compuestos binarios (no metal e hidrógeno) que en solución acuosa son capaces de

liberar el ión H+; para ello se requiere que el HIDRÓGENO esté unido covalentemente con elementos de alta electronegatividad como los por ejemplo los halógenos. Para nombrarlos se antepone la palabra ÁCIDO (cuando se describe al compuesto en solución acuosa) al no metal y se reemplaza su última vocal

por la terminación HIDRICO. HCl ácido clorhídrico HBr ácido bromhídrico H2S ácido sulfhídrico

Cuando no se encuentran en solución acuosa, no presentan comportamiento como ácidos, de donde la manera que se adopta para nombrarlos es la correspondiente a las sales de haluros. Por ejemplo para el HCl se emplea cloruro de hidrógeno.

Existen algunas compuestos entre el carbono con otros elementos de alta electronegatividad que forman sustancias con características ácidas:

HCN ácido cianhídrico HSCN ácido sulfocianhídrico Algunos elementos como el Nitrógeno, el Oxígeno y el Fósforo; aún siendo de alta electronegatividad no

formar compuestos binarios ácidos con el hidrógeno y aún pueden comportarse como bases al disolverlos en agua.

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NH3 amoníaco PH3 fosfina H2O agua

SALES DE HALUROS: Estos compuestos son generalmente producidos por neutralización de ACIDOS y BASES, o por la acción directa de estos compuestos sobre los METALES. Su nombre se establece

mencionando al NO METAL con la terminación URO seguido del METAL. También aquí es necesario determinar estados de oxidación, los cuales estarán señalados por la terminación OSO o ICO en caso de nomenclatura común; o bien los NUMEROS ROMANOS empleados para la NOMENCLATURA STOCK.

FeCl2 cloruro ferroso o cloruro de hierro (II) MgS sulfuro de magnesio CuBr2 bromuro cúprico o bromuro de cobre (II) También podemos decir que la terminación HIDRICO que caracteriza a los hidrácidos es sustituida por URO que será lo que identifique la nomenclatura de una sal de HALURO. Fe(CN)3 cianuro férrico o cianuro de hierro (III) KSCN sulfocianuro de potasio PbI2 yoduro plumboso o yoduro de plomo (II)

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Problemas

Números de oxidación

1. ¿Qué son los números de oxidación? ¿Para que sirven?

2. Determine el número de oxidación del azufre en cada uno de los siguientes compuestos:

a) SO2

b) H2SO4 c) S8

d) Na2S e) H2SO3

f) SO3 g) SO3

2- h) KHSO4

i) Na2S2O7

3. Determine el número de oxidación del cromo en cada uno de los siguientes compuestos:

a) Cr(OH)3 b) CrCl2 c) Na2Cr2O7

d) H2CrO4 e) Cr2(SO4)3

f) Cr2O3 g) CrO h) KCrO2

i) CrO3

4. Asigne los números de oxidación que se especifica en cada ítem:

a) P en PCl3, P4O6,P4010, HPO3, H3PO4, POCl3, H4P2O7, Mg(PO4)2 b) Cl en Cl2, HCl, HClO, HClO2, KClO3, Cl2O7, Ca(ClO4)2 c) O en OF2, Na2O, Na2O2, KO2

d) S en S8, K2S, NaHSO4, CS2, SOCl2 e) N en NaNO3, HNO2, NF3, N2O5, NO, NO2

f) Mn en MnO, MnO2, Mn(OH)2, K2MnO4, KMnO4, Mn2O7 g) P en PO4

3-, HPO42-, P2O7

4-, H2PO2-, PH4

+

h) Se en SeO32-, HSeO4

-, Se2-, SeO42-, HSe-

i) S en S2-, SO42-, S2O3

2-, S4O62-

j) Cr en CrO2-, Cr(OH)4

-, CrO42-, Cr2O7

2-

k) B en BO2-, BO3

3-, B4O72-

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Nomenclatura compuestos inorgánicos

1. Escriba las fórmulas de los siguientes compuestos:

a) oxido de calcio

b) sulfato de magnesio c) yoduro de sodio

d) sulfito de niquel (II) e) acido bromhídrico

f) acido sulhídrico g) nitrato de amonio h) nitrito de potasio

i) pentóxido de diarsénico j) clorato de cadmio

k) carbonato férrico l) yoduro de cobre (I)

m) pentóxido de dinitrógeno n) fluoruro de bario o) perclorato de aluminio

p) cianuro de cobalto (II) q) hipoclorito de potasio

r) sulfuro de magnesio s) dicromato de plata t) tiocianato de amonio

u) bromuro de mercurio (II) v) trióxido de azufre

2. Escriba los nombres de los siguientes compuestos:

a) S2Cl2 b) LiNO3 c) Hg2Cl2

d) (NH4)2S e) PF5

f) KClO g) CuBr2

h) Ag2SO4 i) Ca3(PO4)2 j) Cr2O3

k) Fe2(SO4)3 l) HBr

m) Zn(OH)2 n) Mg(MnO4)2

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3. Escriba las formulas de los compuestos que probablemente se forman al combinar las filas y columnas de la siguiente tabla. Nombre cada compuesto formado:

Br- CN- SO42- HCO3

- OH- NO3-

Mg2+

K+

Ni2+

NH4+

Fe2+

Fe3+

Al3+

4. Dar tres ejemplos de compuestos que sean: a) óxidos ácidos, b) óxidos básicos.

Escribir las fórmulas y los nombres de cada uno.

5. Escribir los nombres de los siguientes ácidos y clasificarlos como hidrácidos y oxácidos: ClH (aq), BrH (aq), SH2(aq), H2SO4, H2SO3, H3PO4

6. Escriba los nombres de los siguientes hidróxidos: Cu(OH), Cu(OH)2, KOH, Al(OH)3

7. Escribir los nombres de los siguientes compuestos:

8. ¿Cuáles son las fórmulas de los siguientes compuestos? : Sulfato de sodio, cloruro de

potasio, fosfato de potasio, carbonato de cromo (III), sulfuro plumboso, cianuro de calcio.

9. Escribir las fórmulas de los siguientes compuestos: pentóxido de diarsénico, permanganato de potasio, sulfito de cromo (III), yoduro estañoso, seleniuro de

aluminio, cianuro de sodio, acetato de calcio, dicromato de potasio, permanganato de sodio, hidróxido de amonio, triyoduro de sodio, agua oxigenada.

10. Escriba la fórmula química de cada una de las sustancias que se mencionan en las

siguientes oraciones:

- El hipoclorito de sodio se utiliza como blanqueador en el hogar. - El amoníaco es utilizado en la síntesis de fertilizantes como el nitrato de amonio. - Al calentar agua que contiene iones calcio y bicarbonato se desprende dióxido de

carbono y se forma carbonato de calcio sólido.

a) NaCl

b) (NH4)2S c) LiNO3 d) PF5

e) CuSO4 f) Hg2Cl2

g) Na2SO3 h) KClO

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2 Enlace químico: Teoría de orbitales moleculares

Conceptos importantes

Limitaciones de la teoría de Lewis

Orbitales moleculares

Geometría electrónica de moléculas biatómicas homo y heteronucleares

Orbitales en moléculas poliatómicas.

Preguntas 1. ¿Qué propone la teoría del orbital molecular? ¿En qué se diferencia de la teoría del

enlace de valencia?

2. Defina los siguientes términos: orbital molecular enlazante, orbital molecular

antienlazante, orbital molecular pi, orbital molecular sigma.

3. Defina un esquema de la forma de los siguientes orbitales moleculares: 1s, *1s, 2p y

*2p ¿Cómo son sus energías comparadas?

4. Explique el significado del orden de enlace ¿Puede utilizarse dicho orden para hacer

comparaciones cuantitativas de las fuerzas de los enlaces químicos?

Problemas

Problema 1.

Dibuje un diagrama de niveles de energía de orbitales moleculares y determine el orden de enlace esperado para cada uno de las siguientes especies diatómicas:

i) a) Li2 b) Li2+ c) Li2

-

ii) a) B2 b) B2- c) B2

+

Indique si cada molécula o íon será paramagnético o diamagnético.

Problema 2.

i) Sobre la base de La configuración de la molécula neutra de O2, escriba la configuración

de orbitales moleculares de valencia para las especies:

a) O2- b) O2

+ c) O22-

ii) Determine el orden de enlace, e indique cual de las especies es paramagnética.

18

iii) Para cada especie indique si el orbital de mayor energía es el que contiene un

electrón o .

Problema 3.

i) Dibuje el diagrama de niveles de energía de orbitales moleculares para el N2.

ii) La estructura orbital del ión diatómico heteronuclear CN- es similar a la de N2.

Teniendo en cuenta la diferencia de electronegatividad entre ambos átomos, dibuje el

diagrama de niveles de energía para esta especie.

Problema 4.

Determine los órdenes de enlace y úselos para predecir cuál especie de cada uno de los

siguientes pares tiene el enlace más fuerte:

a) F2 ; F2- b) Cl2 ; Cl2

+ c) C2+ ; C2 d) N2 ; N2

+

Problema 5.

Suponiendo que el diagrama de niveles de energía de una molécula como el O2 es válido

para entidades diatómicas heteronucleares prediga el orden de enlace y el

comportamiento magnético de las siguientes especies:

a) CO b) NO- c) OF+ d) NeF+

Problema 6.

La molécula de bromuro de iodo, IBr, es un interhalógeno. Suponga que los OM de esta

molécula son similares a los del F2:

a) ¿Cuáles orbitales atómicos de valencia del I y del Br se usan para construir los OM de

IBr?

b) ¿Qué orden de enlace tiene la molécula de IBr?

c) La figura de abajo muestra uno de los OM del IBr: i) ¿Qué designación lleva este

orbital? ii) ¿Cuántos electrones ocupan este orbital?

19

Problema 7.

¿En cuál de las siguientes moléculas podrá haber una transición n – *? Explique sus

elecciones. a) ácido fórmico HCOOH; b) etino, C2H2; c) metanol, CH3OH; d) cianuro de

hidrógeno, HCN; e) acetona, CH3COCH3.

Bibliografía

• “Química, la ciencia central” 9na ed.; Brown, T.L.-LeMay, H.E.-Bursten, B.E.; Prentice Hall

Hispanoamericana (2004).

• “Química” 10ma. ed.; Chang, R; Mc Graw Hill.

• “Principios de química: Los caminos del descubrimiento”. Atkins, P.; Jones, L. Buenos Aires: Médica

Panamericana, 3ra ed. 2006.

20

3 Termoquímica: segundo y tercer principio de la termodinámica

Conceptos importantes

Procesos espontáneos

Entropía y desorden

Segunda ley de la termodinámica

Cambios en la entropía

Tercera ley de la termodinámica

Interpretación molecular de la entropía

Cambios globales en la entropía

Energía libre de Gibbs.

Energía libre de reacción y cambios en la temperatura

Acoplamiento de reacciones bioquímicas

Preguntas

1. Explique que significa que un proceso sea espontáneo. Dé dos ejemplos de procesos

espontáneos, y dos de procesos no espontáneos.

2. ¿Cuáles de los siguientes procesos son espontáneos y cuáles no?

a) disolver sal de mesa en sopa caliente; b) escalar el Aconcagua; c) esparcir una

fragancia en una habitación destapando un frasco de perfume; d) separar helio y neón

de una mezcla de gases; e) evaporación del agua de la ropa húmeda.

3. Defina la entropía ¿Cuáles son las unidades de la entropía?

4. ¿Cómo cambia la entropía de un sistema para cada uno de los siguientes procesos?

a) un sólido se funde; b) un líquido se congela; c) un líquido hierve; d) un vapor se

solidifica; e) un vapor se condensa; f) un sólido sublima; g) la urea se disuelve en agua.

5. Enuncie la segunda ley de la termodinámica, y exprésela matemáticamente.

6. Enuncie la tercera ley de la termodinámica y explique su utilidad para calcular los

valores de entropía

7. Defina energía libre ¿Cuáles son sus unidades?

8. ¿Por qué es más conveniente predecir la dirección de una reacción en términos de

Gsist que en términos de Suniv? ¿En qué condiciones se utiliza Gsist para predecir la

espontaneidad de una reacción?

9. ¿Por qué tantas reacciones exotérmicas son espontáneas?

10. Explique cómo una reacción endotérmica puede ser espontánea

21

Problemas

Problema 1.

a) Calcule el cambio de entropía de 1,0 L de agua a 0 ºC cuando absorbe 235 J de energía

proveniente de un calentador

b) Si el litro de agua está a 99 ºC ¿Cuál es su cambio de entropía?

c) Explique las diferencias encontradas en a) y b).

Problema 2.

Suponiendo que la capacidad calorífica de un gas ideal es independiente de la temperatura,

calcular el cambio de entropía asociado con la disminución de la temperatura de 2,92 moles

de gas ideal de 107,35 ºC a -52,39 ºC a i) presión constante ; ii) volumen constante.

Datos: C V,m = 3/2 R ; C P,m = 5/2 R.

Problema 3.

Calcular el cambio de entropía asociado a las siguientes situaciones:

a) expansión isotérmica de 5,25 moles de gas ideal de 24,252 L a 34,048 L

b) compresión isotérmica de 6,32 moles de gas ideal de 6,72 atm a 13,44 atm.

Problema 4.

Utilizando los datos de la tabla, calcule el cambio de entropía en los siguientes cambios de

estado:

a) congelación de 1,0 mol de H2O (l) a 0,0 ºC.

b) vaporización de 1,0 mol de H2O (l) a 100 ºC y 1 atm.

c) vaporización de 50,0 g de etanol (C2H5OH), a 351,5 K y 1 atm.

d) congelación de 3,33 g de acetona (C3H6O) a 177,8 K.

Sustancia Hfusº (kJ.mol-1) Hvap

º (kJ.mol-1)

agua 6,01 40,7

etanol 43,5

acetona 5,72

Problema 5.

La entropía de vaporización del benceno es de 85 J.K-1.mol-1. a) Estime la entalpía de

vaporización de un mol de benceno en su punto de ebullición normal de 80 ºC.

b) ¿Cuál es el cambio de entropía del entorno cuando 10 g de benceno (C6H6) se vaporizan a

su punto de ebullición normal?

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Problema 6.

La entropía de vaporización de la acetona es de 85 J.K-1.mol-1. a) Estime la entalpía de

vaporización de un mol de acetona en su punto de ebullición normal de 56,2 ºC.

b) ¿Cuál es el cambio de entropía del entorno cuando 10 g de acetona (C3H6O) se condensa

en su punto de ebullición normal?

Problema 7.

Calcule la entropía de vaporización del agua a 85 ºC, teniendo en cuenta los siguientes datos:

Svap = 109 J.K-1mol-1 (a 100 ºC), Cp H2O(l) = 75,3 J.K-1mol-1 , Cp H2O(g) = 33,6 J.K-1mol-1.

Problema 8.

Teniendo en cuenta las estructuras de las siguientes moléculas ¿cuáles tienen mayor entropía

residual en sus formas cristalinas a T = 0: a) CO2 ; b) NO ; c) N2O ; d) Cl2 ?

Problema 9.

¿Cuál de las sustancias de cada uno de los siguientes pares tiene la entropía molar más alta a

298 K?

a) HBr(g) o HF(g) b) NH3(g) o Ne(g) c) I2(s) o I2(l)

d) 1 mol de Ar(g) a 1 atm, o 1 mol de Ar(g) a 2 atm e) CH4(g) o C2H6(g)

f) KCl(ac) o KCl(s) g) Ne(g) o Kr(g)

h) O2(g) a 273 K y 1 atm, u O2(g) a 450 K y 1 atm.

Problema 10.

Ordene las siguientes sustancias según la entropía molar creciente a 298 K:

i) H2O(l) ; H2O(g) ; H2O(s) ; C(diamante)

ii) CO2(g) ; Ar(g) ; H2O(l) ; Ne(g).

Justifique su respuesta.

Problema 11.

Indique si en cada uno de los siguientes procesos la entropía aumenta o disminuye. Justifique.

a) Cl2(g) + H2O(l) → HCl(ac) + HClO(ac)

b) Cu3(PO4)2(s) → 3 Cu2+(ac) + 2 PO43-(ac)

c) fotosíntesis de la glucosa: 6 CO2(g) + 6 H2O(l) → C6H12O6(s) + 6 O2(g)

23

Problema 12.

Uma muestra de gas ideal a 323 K ocupa inicialmente 1,67 L a 4,95 atm. Se deja que el

gas se expanda a 7,33 L por dos vías: a) expansión isotérmica reversible b) expansión

isotérmica libre irreversible. Calcule Stot , Sent yS para cada vía.

Problema 13.

Utilizando los datos del apéndice 2A, calcule el cambio de entalpía estándar, el cambio de

entropía estándar y el cambio de energía libre estándar a 298 K para cada una de las

siguientes reacciones. Para cada caso, confirme que el valor obtenido a partir de las

energías libres de formación es igual al obtenido usando la relación Grº = Hr

º – T Srº

a) oxidación de magnetita a hematita: 2 Fe3O4(s) + ½ O2 (g) → 3 Fe2O3(s)

b) la disolución de floruro de calcio en agua: CaF2(s) → CaF2(ac)

c) 2 NO2(g) → N2O4(g)

d) hidratación del sulfato de cobre: CuSO4(s) + 5 H2O(l) → CuSO4.5H2O(s)

e) H2SO4(l) → H2SO4(ac)

f) CaO(s) + H2O(l) → Ca(OH)2

Problema 14.

Utilice las energía libres estándar de formación del apéndice 2A, para calcular Grº de

cada una de las siguientes reacciones a 25 ºC. Comente sobre la espontaneidad de cada

reacción en condiciones estándar a 25 ºC.

a) NH4Cl(s) → NH3(g) + HCl(g)

b) H2(g) + D2O(l) → D2(g) + H2O(l)

c) N2(g) + NO2(g) → NO(g) + N2O(g)

d) 2 CH3OH(g) + 3 O2(g) → 2 CO2(g) + 4 H2O(l)

e) CaCO3(s, calcita) → CaO(s) + CO2(g)

Problema 15.

Determine cuál de los siguientes compuestos es estable respecto a la descomposición en

sus elementos bajo condiciones estándar a 25 ºC (use el apéndice 2A):

a) PCl5(g) b) HCN(g) c) CuO(s) d) N2H4(l)

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Problema 16.

Asumiendo que Hrº y Sr

º son independientes de la temperatura, calcule Grº para cada

una de las siguientes reacciones a 80 ºC, usando datos del apéndice 2A ¿Por encima de

qué temperatura será cada reacción espontánea en condiciones estándar?

a) B2O3(s) + 6 HF(g) → 2 BF3(g) + 3 H2O(l)

b) C(s, grafito) → C(s, diamante)

c) HCN(g) + 2 H2(g) → CH3NH2(g)

d) CaCl2(s) + 2 HF → CaF2(s) + 2 HCl(g)

Problema 17.

¿Cuál es el óxido de hierro termodinámicamente más estable en el aire, Fe3O4(s) o ,

Fe2O3(s). Justifique su respuesta.

Problema 18.

Explique por qué cada una de las siguientes afirmaciones es falsa.

a) Las reacciones con energías libres de reacción negativas se producen

espontáneamente y con rapidez.

b) A cada muestra de un elemento puro, sin tener en cuenta su estado físico, se le

asigna una energía libre de formación cero.

c) Una reacción exotérmica que produce más moles de moléculas de gas de los que se

consumen tiene una energía libre de reacción estándar positiva.

Problema 19.

El calentamiento de los ácidos carboxílicos orgánicos puede conducir a la pérdida de

dióxido de carbono. Por ejemplo: CH3COOH(g) → CO2(g) + CH4(g). Con los datos del

apéndice 2A, calcule la temperatura a la cual esta reacción se torna espontánea.

¿Cuál es la fuerza impulsora de esta reacción, el cambio de entalpía o el cambio de

entropía?

Problema 20.

La generación de ATP a partir del ADP no es espontánea y se debe acoplar a una

reacción espontánea. Este proceso se denomina fosforilación oxidativa, sus reacciones

son:

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1) ADP3-(ac) + HPO42-(ac) + H+(ac) → ATP4-(ac) + H2O(l) G = 30,5 kJ

2) NADH(ac) → NAD+(ac) + H+(ac) + 2 e- G = – 158,2 kJ

3) ½ O2(g) + 2 H+(ac) + 2 e- → H2O(l) G = – 61,9 kJ

¿Cuántos moles de ATP podrían formarse si se utilizara toda la energía libre liberada en

la oxidación de 3 moles de NADH?

Bibliografía

• “Química, la ciencia central” 9na ed.; Brown, T.L.-LeMay, H.E.-Bursten, B.E.; Prentice Hall

Hispanoamericana (2004).

• “Química” 10ma. ed.; Chang, R; Mc Graw Hill.

• “Principios de química: Los caminos del descubrimiento”. Atkins, P.; Jones, L. Buenos Aires: Médica

Panamericana, 3ra ed. 2006.