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Química

1 Materia DEFINICIÓN La Materia es todo aquello que tiene masa y volumen, y ocupa un lugar en el espacio: constituyéndose en el material físico del universo. Se encuentra en constante movimiento y transformación mediante fenómenos físicos y químicos, principalmente. Según Albert Einstein, la materia se estudia según la forma como esta se manifiesta:

El Boson de Higgs “Partícula de Dios” Según el modelo estándar de física de partícula, el universo está formado por partículas elementales regidas por fuerzas fundamentales. Existen 2 partículas elementales: elementales:

Fermiones y bosones Los fermiones son los «ladrillos elementales» de la materia, mientras que los bosones son portadores de fuerza que interactúan con los fermiones. El Boson de Higgs es un campo que no podemos  ver,  ver, pero que interacciona con las partículas fundamentales, a mayor interacción de las partículas (quarks, electrones) mayor mayor masa tendrá está partícula.

Naturaleza La materia, constituida por partículas, es discontinua aunque parezca continua y sin interrupciones.

Gev = Gigaelectronvoltio (unidad de energía y masa)

Propiedades de la materia Una propiedad es la cualidad característica que identifica a un material y la distingue de otros. Estas propiedades pueden ser:

159

 

QUÍMICA

1

er

3.  a  añ ño

MATERIA

Existe otro criterio para clasificar las propiedades de la materia: por la cantidad de material analizada. Estas pueden ser:

Clasificación de la materia De acuerdo a su composición, la materia puede clasificarse según se indica en el siguiente esquema:

 Simple  • Formados por  átomos iguales Sustancias  Ej : Gra Grafi fito to,, O3 ,O 2 , etc etc   Compuesta Puras • Formados por   átomos diferento  Ej : H O,NaC, etc 2   Homogénea Homogénea (solución) (solución)  • 1 fase  Ej : Salmu Salmuera era   Mezclas  Heterogénea • 2 a más fases   Ej : Agua turbia, turbia, etc

1

QUÍMICA

160

er

MATERIA

3.  año

Las Sustancias Alotrópicas son aquellas sustancias simples que se caracterizan por poseer estructuras químicas diferentes y solo se da en algunos elementos elementos químicos tales como: Oxígeno: O2 (oxígeno atmosférico); O 3 (ozono) Fósforo: Fósforo rojo; fósforo blanco

Carbono: Grafito, Diamante (naturales) fullerenos, nanotubos, nanoespuma (artificiales)

Estado de agregación de la materia El Estado de agregación es cada uno de los estados macroscópicos de la materia, que pueden ser distinguibles independientemente de la naturaleza química de la materia, y son definidas de acuerdo a propiedades físicas. Cada estado particular resulta de la acción de dos tipos de fuerzas intermoleculares: de atención (FA) y de repulsión (FR ).

Cambios del estado de agregación de la materia

161

 

QUÍMICA

1

er

3.  a  añ ño

MATERIA

Transformaciones de la materia (Fenómenos o cambios)

Relación materia-energía Albert Einstein plantea la ley de la Conservación de la Materia y Energía donde manifiesta: «la materia y la energía se pueden interconvertir mutuamente, pero, la suma total de ambas permanece constante en el universo». E

= mc2  donde:

E = Energía liberada o absorbida m = Masa de los productos de la reacción c = velocidad de la luz (3 × 105 km/s)

T��������� �� ����� Integral 1. ¿Cuál de las siguientes alternativas no es cuerpo? a) silla b) lápiz c) azúcar d) un kg de sal e) una botella Resolución Un cuerpo tiene masa, volumen forma y/o longitud limitada. Rpta.: c: azúcar 2. ¿Cuál de las siguientes alternativas es un cuerpo? a) agua b) aire c) acero d) mesa de madera e) azúcar 3. Identificar una propiedad extensiva de la materia. UNAL – 2010-II a) viscosidad b) punto de fusión c) dureza d) volumen e) temperatura 4. Relaciona correctamente

UNALM – 2010-II

a) aII; bI; cIII; dIV c) aII, bIV; bIV; cIII; dI e) aIII; bI; cII; dIV

b) aII; bIII, cI; dIV d) aIV; aIV; bI; cIII; dI

UNMSM compuestos es ternario? 5. ¿Cuál de los siguientes compuestos a) H2O b) CO2 c) NaCl d) CaCO3 5H2O e) HNO3   Resolución Un compuesto ternario es aquel que está constituido por tres t res elementos químicos. Rpta.: e: HNO3 compuestos es binario? 6. ¿Cuál de los siguientes compuestos a) H2CO3 b) Ca(OH)2 c) CO2 d) CaCO3 e) CH3COOH

7. Las siguientes sustancias químicas: aire, agua, titanio y acero, se clasifican, respectivamente, como: a) Mezcla, elemento, átomo, aleación. b) Compuesto, elemento, átomo y aleación c) Mezcla, compuesto, átomo, elemento d) Compuesto, mezcla, átomo y elemento e) Mezcla, compuesto, elemento y aleación UNMSM – 2012-II

I. Compuesto II. Elemento III. III.Mezcla Mezcl a homogénea homog énea IV. IV.Mezcla Mezcl a heterogén hete rogénea ea

1

QUÍMICA

8. Es un ejemplo de sustancia simple: a) aire b) H2O c) aluminio d) acero e) azúcar 162

er

MATERIA

 

3.  año

Resolución Una sustancia simple es aquella que está constituida por átomos del mismo tipo, las sustancias simples son llamadas también elementos químicos. Rpta.: c: aluminio

9. Es una sustancia simple: a) Ácido clorhídrico (HCl) b) Agua (H2O) c) Sal (NaCl) d) Helio (He) e) Gas propano (C 3H8) 10. ¿Cuál de los siguientes procesos es un cambio físico? a) Electrólisis del agua b) Oxidación del hierro c) Combus C ombustión tión de la madera d) Digestión de un alimento UNMSM – 2012-II e) Fusión del cobre 11. Proceso por el cual una sustancia sólida se transforma directamente en gas, por efecto del calor. a) Sublimación Sublimación b) Evaporación c) Fusión d) Vaporizaci Vaporización ón UNMSM – 2011-II e) Descomposición 12. Establece la correspondencia materia-tipo de materia y marca la secuencia correcta. a) Cloruro de sodio b) Silicio c) Azúcar d) Gasolina

1. Elemento 2. Compuesto 3. Mezcla homogénea 4. Mezcla heterogénea heterogénea a) a-2; b-1; c-2; d-3 b) a-2; b-1; c-3; d-3 c) a-4; b-1; c-2; d-3 d) a-3; b-1; c-2; d-4 e) a-3; b-2; c-4; d-3

UNMSM – 2012-II

13. Identifica el caso que corresponde a una sustancia elemental. a) Cemento b) Diamante c) Agua de mar d) Ácido muriático e) Bronce 14. Indica la alternativa que presenta en forma correcta el par: propiedad extensiva, propiedad intensiva. a) Color; volumen volumen b) Presión; temperatura c) Densidad; maleabilidad d) Longitud; acidez UNI – 2010-I e) Paramagnetismo; masa UNI 15. ¿Cuál de las siguientes alternativas es un ejemplo de coloide? a) Agua con gas b) Gasolina c) Mayonesa d) Aceite vegetal UNI – 2011-II e) Pisco

E������ F���������

163

 

QUÍMICA

1

2 Estructura atómica actual ESTRUCTURA ATÓMICA ACTUAL Introducción

Concepto

El descubrimiento del átomo y las diferentes partículas subatómicas, realizado por notables científicos, ha permitido conocer la constitución de la materia y llegar a la conclusión de cómo está compuesto el átomo (concepción actual), y así dar una explicación coherente acerca de las sustancias y su comportamiento en las transformaciones químicas. Ejemplo:

El átomo es la parte más pequeña de un elemento químico (materia) que conserva sus propiedades. En un concepto más actual, el átomo es un sistema energético en equilibrio dinámico.

Estructura El átomo está constituido por 2 partes: Núcleo atómico y zona extranuclear.

Recuerda: En el átomo encontramos aproximadamente 200 partículas subatómicas. En los años 50, los científicos se preguntaban sobre la forma general de la estructura del átomo y cómo se iba a transmitir este conocimiento a la humanidad. Sobre la base de las teorías de Broglie, Heisemberg, Sommerfield, Planck, se creó el siguiente sistema para entender el modelo atómico actual. Imaginemos Imaginemos un pedazo p edazo de carbono sometido al siguiente proceso hasta convertirlo en átomos.

Recuerda: DN

=

1 10000

DN = Diámetro del núcleo DA = Diámetro del átomo Advertencia pre: Las partículas más pequeñas de un átomo son los quarks.

DA

165

 

QUÍMICA

2

3.er a  añño

ESTRUCTURA ATÓMICA ACTUAL

Características

Características de las partículas subatómicas fundamentales

No te olvides: masa (nº ) ≥ masa

(p+ )

> masa – (e )

Advertencia pre: El e – es conocido como la unidad fundamental de carga.

Número de masa (A):  Llamado también masa nuclear o nucleones, indica cuantos protones y neutrones tiene un átomo. Matemáticamente:

Núclido Es la representación del núcleo de un átomo. A Z EN

A = # p+ + # nº

Donde: E = símbolo del elemento A = Número de masa Z = Número atómico N = Número de neutrones

También A

Número atómico (Z):  Llamado también carga nuclear (característico de cada átomo). Indica la cantidad de protones que tiene un átomo. Z

2

QUÍMICA

= # P+

166

∴

= Z+N

N

= A–Z

No te olvides: el número atómico (Z) es único para cada elemento.

3.er año

ESTRUCTURA ATÓMICA ACTUAL

T��������� �� ����� Integral 1. En la representación del +

–

40 K 19

___ p ; ___; e ; ___nº. Resolución: A = 40

; el átomo posee

6. En cierto átomo el número atómico es al núme-

Z = 19

ro de neutrones como 3 es a 4. Si el número de masa es 84, determina el número atómico. a) 40 b) 36 c) 48 d) 38 e) 42

P+ = e- = Z ⇒ 19 = 19 = 19 N=A–Z ↓ ↓ N = 40 – 19 – – + p e z N = 21 El potasio (K) presenta 19p+, 19e–, 21nº

2. En la representación del +

–

___ p  ___ e  ___ nº. a) 17; 18; 18 c) 16; 17; 17 e) 18; 18; 17

3.

35 17 Cl

K=3 p+ = 6(3) = 18 Su número atómico es 18.

7. El cromo tiene un número atómico de 24 y número de masa 52; esto quiere decir que tiene: ____. UNMSM – 2008-II a) 52 p +; 24 e b) 24 p +; 28 e c) 52 nº; 0 p + d) 28 p +; 24 nº e) 28 nº; 24 e -

; el átomo posee

b) 17; 17; 18 d) 17; 18; 18

Calcula el número atómico (Z) de un átomo si su número de masa es 56 y tiene 26 neutrones. UNALM – 2012-I a) 26 b) 56 c) 82 d) 30 e) 32

8. En un átomo neutro el número de protones está en relación 2 a 3 con el número de neutrones. Si la suma de los números de masa y atómico es 175, calcula la carga nuclear. Resolución: p + 2k  = nº 3k  

4. El elemento con número atómico 11 y número de masa 23, está formado por ________. UNFV - 2012 a) 11p+; 13nº b) 12e -; 11nº d) 12p+;11ec) 12p+;11nº e) 11p+;12nº

2k + 3k + 2k = 175 7k = 175 K = 25 Carga nuclear = Z Z = 2(25) Z = 50

UNMSM 5. En cierto átomo se cumple que la relación entre su número de protones y neutrones es como 6 es a 8. Si su número de masa es 42, calcula su número atómico (Z). Resolución:

9. En cierto átomo neutro el número de neutrones

+

p 6k  = nº 8k  

A = p+ + nº

es 5 unidades más que el número de electrones. Si el número de masa es 63, determina el número atómico. a) 29 b) 30 c) 28 d) 32 e) 35

A = 42

A = p+ + nº 42 = 6k + 8k  42 = 14k

167

 

QUÍMICA

2

3.er a  añño

ESTRUCTURA ATÓMICA ACTUAL

10. El núcleo de un átomo contiene neutrones equi valentes al doble de los protones. protones. Si la suma del número de masa y de neutrones es 140, calcula los protones que posee. a) 26 b) 28 c) 24 d) 30 e) 32

11. Un átomo neutro posee 57 neutrones y su masa atómica es el doble de su número de protones más 12 unidades. ¿Cuál es el número atómico? a) 54 b) 50 c) 42 d) 48 e) 45

12. Calcula la suma del número de masa con el nú2x +1 E x

mero atómico del elemento 16 neutrones. a) 44 b) 46 c) 50 d) 42 e) 48

, si presenta

UNCP – 2012-II • La masa de los neutrones es ligeramente superior a la de los protones. protones. ( )

E������ F���������

QUÍMICA

En general, el número de neutrones en el núcleo es mayor o igual al número de protones. ( ) • Los neutrones, en algunos núcleos atómicos, poseen carga positiva. ( ) a) FFF b) VVF c) VFF d) VVV e) FVF

14. En un átomo neutro el número de protones está en relación con los neutrones como 5 es a 7. Si la suma de su número de masa y el número atómico es 85, calcula el número de neutrones. a) 30 b) 35 c) 33 d) 38 e) 42

UNI 15. En cierto átomo el número de protones es tres

13. Escribe V o F y marca la secuencia correcta.

2

•

168

unidades menor que el número de neutrones. Si el número de masa es 73, determina el número atómico. a) 40 b) 36 c) 38 d) 34 e) 42

3 Núclidos y Radiactividad NÚCLIDOS Son átomos que presentan alguna característica en común. Dentro de los tipos de núclidos o átomos tenemos:

B. Isóbaros (igual A) Son átomos de diferentes elementos químicos que presentan igual número de masa pero, diferente número de enutrones y atómico.

A. Isótopos o hílidos (igual Z) Son átomos del mismo elemento químico que presentan igual número atómico, pero diferente número de masa y de neutrones. Ejemplo: Isótopos del hidrógeno

 

Ejemplo: Los isóbaros presentan propiedades químicas y físicas diferentes.

C. Isótonos (igual N) Son átomos de diferentes elementos químicos que presentan igual número de neutrones, pero diferente número de masa y atómico.

• • • •

Protio forma el agua. Deuterio forma el agua pesada. Tritio forma el agua super pesada Los isótopos presentan presentan propiedades propiedades químicas iguales y propiedades físicas diferentes.

 

Ejemplo: Los isótonos presentan propiedades químicas y físicas diferentes.

IONES z = 26

Los iones son especies químicas con carga eléctrica (q) y se forman cuando un átomo neutro pierde o gana e-. – + Se cumple: # p ≠ # e

26

B:

Representación: A q ZE

Fe

+2

Ion negativo Gana e-

–

= 24

Z=7 p+ = 7

catión

7

Ion positivo Pierde e–

e

= 26

anión

Dentro de los iones tenemos: A:

p+

N

–3

e–

= 10

Recuerda:

169

 

QUÍMICA

3

3.er a  añño

NÚCLIDOS Y RADIACTIVIDAD

NÚCLIDOS Radiactividad Es un fenómeno que se origina por la desintegración del núcleo atómico, debido a su inestabilidad, produciendo produciendo nuevos núcleos con la emisión de partículas y energía. La radiactividad natural fue descubierto en forma causal por Henry Bequerel.

Neutrón

Fisión Nuclear

Fisión de productos

Neutrón

Neutrón

Fisión de productos

Núcleo objetivo Neutrón

Deuterio Neutrón

Energía

Fusión Helio Tritio

Reacción Rea cción nuclear nuclear de fusión (ITER) (ITER)

3

QUÍMICA

170 17 0

3.er año

NÚCLIDOS Y RADIACTIVID RADIACTIVIDAD AD

Emisiones radiactivas

Ecuación nuclear A1 Z1

E

+ AZ2 X → AZ3 F + AZ4 Y 2

3

4

Se cumple que: A1 + A2 = A3 + A4 Z1 + Z2 = Z3 + Z4 También tenemos: tene mos:

Especies isolectrónicas Son aquellas especies químicas (iones, átomos) que presentan igual número de e- y misma configuración electrónica. –2 ; ; 12Mg +2 8O 10 N e Ejemplo: e(–O) = 10 e(–Ne) = 10 e–(Mg) = 10

T��������� �� ����� Integral

3. Si el ion x3+ posee 10 electrones y 14 neutrones,

1. Una especie química(E) tiene 12 electrones, 15 protones y 18 neutrones. Escribe su representación simbólica. Resolución: Calculando A e- = 12

tones y 12 neutrones, calcula el número de electrones. a) 10 b) 11 c) 12 d) 13 UNALM – 2009-I e) 15

UNMSM 5. Un elemento químico está compuesto por 3 isóto-

Calculando q e

pos. Si se sabe que la suma de sus números de masa es igual a 195 y la suma de sus neutrones es igual a 93, calcula el número atómico de dicho elemento. a) 32 b) 36 c) 34 d) 38 e) 42 Resolución:

= z–e

–

Despejando (q) → q = z – e– q = 15 – 12 q = +3 33 +3 E repr repres esen enta taci ción ón 15

UNALM – 2011-II

4. Si una especie R cuando está neutro tiene 11 pro-

p+ = 15 z = 15 nº = 18 A = 15 + 18 A = 33

–

calcula su número de masa. a) 24 b) 27 c) 17 d) 20 e) 13

}

A1 Z

E

A1 Z

E

A1 Z

E

2. Si una especie química (Q) tiene 10 electrones, 14 protones y 14 neutrones, ¿cuál es su representación simbólica? 24 +4 28 –4 a) 10 Q b) 14 Q c)

24 +4 14 Q

e)

28 +4 10 Q

d)

28 +4 10 Q

3Z + 93 = 195 Z = 34

171 17 1

 

QUÍMICA

3

3.er a  añño

NÚCLIDOS Y RADIACTIVIDAD

6. Se tienen 2 isótopos, que presentan número ató-

a) 8 y 27 c) 10 y 27 e) 24 y 10

mico 6. Si presentan 13 neutrones en total, calcula la suma de los números de masa. a) 24 b) 25 c) 26 e) 30

11. El átomo de potasio (K) tiene 19 protones y 20

d) 28

neutrones. Cuando se ioniza al K +, sucede que este átomo _________. UNMSM – 2009-II a) Gana un electrón y sus protones no varían b) Pierde un electrón y sus protones no varían c) Pierde un neutrón y un electrón d) Pierde un electrón y aumentan sus protenes a 20. e) Pierde un protón y sus electrones no varían.

7. Si un catión trivalente posee un número de masa igual a 45 y tiene 18 electrones, calcula el número total de sus partículas elementales. elementales. UNMSM – 2007-I a) 60 b) 61 c) 64 d) 62 e) 63

8. El átomo E es isóbaro con el átomo 72

62 Y 36

62 Z = 28

2+ E 34 isóbaro

nº x = 76 – 42 42

9.

62

36Y

e- = 28 – (+2)

= 34

e- = 26

El átomo E es isóbaro con

60 X 28

 e isótono con

; ¿cuál es el número de electrones que tiene el ion E2+? a) 30 b) 32 c) 28 e) 34

3

65 2+ Y Z

, halla los

to que tiene número atómico igual a 10. Si se sabe que presenta tres isótopos con número de masa consecutivos que suman 69. a) 42 b) 40 c) 38 d) 39 e) 36

15. Calcula el número de masa del anión divalente si se sabe que es isoelectrónico con el ion

60 3+ Co 27

QUÍMICA

, es isoelectrónico con neutrones de Y. Y. a) 35 b) 33 c) 30 d) 32 e) 34

UNI

d) 26

10. Determina el número de electrones en el isótoisótopo

13.

56 5– E 25

14. Determina la suma de neutrones de un elemen-

56 G 26

po

posee como número de masa 45, carga 2+ y número de neutrones 24? UNCP – 2010-II a) 20 b) 21 c) 17 d) 18 e) 19

X

X 42 34

nº x

12. ¿Cuál es el número de electrones de un ion que

 e isóto-

no con 42 . ¿Cuál es el número de electrones que tiene el ion E 27? Resolución: 72

b) 10 y 33 d) 35 y 10

  y el número de neutrones en el

18 –2 O 8

. UNMSM – 2009-II

172

+1

 e isótono con la especie química a) 190 b) 196 c) 192 d) 194 e) 198 87

Fr

200 90Th .

3.er año

NÚCLIDOS Y RADIACTIVID RADIACTIVIDAD AD

E������ F���������

173

 

QUÍMICA

3

4 Números cuánticos INTRODUCCIÓN

SUBNIVELES DE ENERGÍA +

+

+

NÚCLEO ATÓMICO

CAPAS: NIVELES

Los números cuánticos son las soluciones de una ecuación muy compleja planteada por Erwin Schrodinger en 1926, y que le permitió calcular los niveles de energía del átomo de hidrógeno. Las soluciones de la ecuación de Schrodinger también indican las formas y orientaciones de los orbitales atómicos. En 1928, Paul dirac se reformuló la mecánica cuántica electrónica y sugirió la existencia del cuarto número cuántico, el cual indicaba la rotación del electrón.

Cada átomo posee una zona extranuclear, conocida también como envoltura electrónica, la cual tiene un número determinado de regiones que contienen electrones moviéndose en sus órbitas. Esta envoltura electrónica está conformada por niveles y subniveles de energía, orbitales y electrones.

Electron

Por lo tanto, para entender la ubicación de un electrón dentro de un átomo –es decir en que nivel, subnivel y orbital se encuentra esta partícula negativa, debemos utilizar los números cuánticos los cuales también nos darán a conocer cuál es el sentido de giro que tiene el electrón sobre su mismo eje. (Movimiento de rotación)

175

 

QUÍMICA

4

3.er a  añño

NÚMEROS CUÁNTICOS

1. Concepto Los números cuánticos (N.C.) son valores numéricos que dan la posibilidad de ubicar y saber la orientación del electrón y además conocer ciertas características de un orbital. Los N.C. son 4. Número cuántico principa principall (R) Indica el tamaño del orbital y el nivel donde se encuentra un electrón puede tomar los siguientes valores Desd Desde e n = 1,2,3,4...... ,2,3,4........ + a

Nota: Para saber cuantos e- puede haber como máximo por nivel se utiliza la siguiente fórmula: –

# Ma Max e

Número cuántico ma magnético gnético (ml) Indica la orientación espacial del orbital y nos da a conocer en que orbital se encuentra un e -.

= 2n2

n = núme número ro de nivel niveles es

Toma valores

 

Número cuántico secundario o azimutal (l) Número Indica la forma del orbital y el subnivel donde se encuentra el electrón.

ml = –l.... ....O O.... .... + l

Recuerda: Los valores de ml dependerán del valor de l, es decir, desde –l hasta +l. Ejemplo: = 0} unor unorbital tal

l=0

ml

l=1

ml = –1;0; –1;0; +1} dos dos orbi orbita tale less

l=2

ml = – 2;–1 ;– 1;0; ;0 ; +1;  +2    5orbitales

l=3

ml = – 3;–2;–1 ;–2;–1;0 ;0; ; +1; +2 ; +3   7orbitales

N���  

El # de orbitales = 2l + 1 El # de e - = 2(2l + 1)

Veamos: n=1 → 

(capaK)

 l = 0 (subnivel s)

Veamos:

n=2 → 

(capa (capa L)

l

l = 0,1 (subnivel s y p)

n=3 →

subnivel subnivel P



(capaM)

n=4

l = 0, 1, 2 8subnivel s; p y d) →

#orb = 2(1) + 1 = 3 #e- = 2(2(1) + 1) = 6



(capa (capa N)

l = 0, 1, 2, 3 (subnivel s, p, d y f) f)

Recuerda la siguiente relación de los subniveles y la forma de sus orbitales.

4

QUÍMICA

=1

   

176

Por consiguiente en cada orbital como máximo hay 2e-.

3.er año

NÚMEROS CUÁNTICOS

2. Número cuántico spin (ms)

Ejemplo:

Indica la posible rotación del e- sobre su mismo eje magnético. magnético. Los valor de

ms

= +1/2

•

Se distribuye 4 e - en el subnivel p

o –1/2 •

Se distribuye 7 e - en el subnivel d

rincipio pio de exclusión de Pauli B Princi En un orbital no pueden existir dos electrones cuyos cuatro números cuánticos sean iguales; se diferencian en el spin. Diferencia en el spin Ejemplo:

Recuerda que podemos tener:

Observación

Se denomina orbital a la región espacial, donde se manifiesta la más alta probabilidad de encontrar como máximo 2 electrones. A continuación detallamos un cuadro explicativo sobre los N.C.

orbi orbita tall = reem reempe pe

3. Distribución de electrones A. Principio de máxima multiplicidad (Regla de distribución de Hund) en un mismo subnivel de energía se deberá llenar el máximo de orbitales con los espines, primer hacia arriba y luego hacia abajo.

177

 

QUÍMICA

4

3.er a  añño

NÚMEROS CUÁNTICOS

T��������� �� ����� Integral

Resolución:

1. Calcula los 4 números cuánticos para el último electrón del subnivel 4p5. a) 4, 0, 0, –1/2 b) 4, 1, 0, +1/2 c) 4, 0, 0, +1/2 d) 4, 1, –1, –1/2 e) 4, 1, 0, –1/2 Resolución:

6. Si se dan los siguientes números cuánticos (4, 2, 1, +1/2) para un último electrón, calcula la notación cuántica. a) 4p3 b) 4p2 c) 4p4 d) 4d5 e) 4d7

Rpta.: e

7. Señala los enunciados incorrectos respecto a los

2. Calcula los 4 números cuánticos para el último electrón de los siguientes subniveles. a) 3p3 b) 6s1 c) 4d3 d) 2p2 e) 4s2

3. Determina los 4 números cuánticos para el penúltimo electrón del subnivel 3d 5. a) 3, 2, +2, +1/2 b) 3, 2, 0, –1/2 c) 3, 2, +1, –1/2 d) 3, 2, –1, –1/2 e) 3, 2, –2, –1/2

4. ¿Qué proposición es correcta de acuerdo a los números cuánticos? UNALM – 2012-I a) El N.C. principal indica la forma del orbital. b) El N.C. secundario indica el volumen o tamaño de un orbital. c) El número de los valores del N.C. magnético indica el número de orbitales. d) El número cuántico de spin indica el giro del orbital. e) Un orbital contiene como máximo 3 e – por el N.C. del spin.

5. Si se dan los siguientes números cuánticos (3, 2, +2, +1/2) para un último electrón, calcula la notación cuántica. b) a) 3p2 3d7 d) c) 3d5 3p5 e) 3d10

QUÍMICA

8. Determina el número de orbitales llenos y semillenos presentes en el subnivel 5d 8. a) 2; 3 b) 2; 4 c) 3; 2 d) 3; 4 e) 3; 3 Resolución:

Rpta.: c

UNMSM

4

números cuánticos: UNAC – 2012-I I. n da el nivel y la distancia promedio relativa del electrón al núcleo. II. l da el subnivel y la orientación orient ación del orbital orbit al para el electrón. III. III.ml designa la forma del orbital. IV ms se refiere al spin del electrón. a) I y III b) II y I c) III y IV d) II y III e) II y IV

178

9. Determina el número de orbitales llenos y semillenos, presentan en el subnivel 3p 4. a) 1; 1 b) 1; 2 c) 2; 2 d) 2; 1 e) 2; 3

3.er año

NÚMEROS CUÁNTICOS

10. ¿Qué conjunto de números cuánticos es posible? a) 6, 0, –1; +1/2 c) 2, 1, 0; –1/2 e) 4, 3, –2; –1/3

14. Determina en forma ascendente los siguientes subniveles subniveles de energía según la energía relativa. I. 4p2 II. 5s1 III.3d6 a) 4p2, 5s1, 3d6 b) 3d6, 4p2, 5s1 c) 5s1, 4p2, 3d6 d) 3d6, 5s1, 4p2 e) 5s1, 3d6, 4p2

b) 4, 1, –3; –1/2 d) 5, 6, –3; +1/2

11. Indica cual de los siguientes subniveles energéticos existen: UNMSM – 2006-I I. 5f  II. 2d III.3f  a) Solo I b) Solo II c) Solo III d) I y II e) I y III

UNI 15. Sobre el modelo atómico actual, ¿cuáles de los

12. Determina los 4 N.C. del electrón: a) 4, 1, 0, –1/2 c) 4, 2, +1, +1/2 e) 4, 1,  –1, +1/2

b) 4, 0,+10, +1/2 d) 4, 1, +1, +1/2

13. Determina la suma de los valores cuánticos del último electrón del subnivel 4s 1. a) 3, 5 c) 4, 5

b) 4, 0 d) 4, 9

e) 5, 0

siguiente sigu ientess enunci en unciados ados son correcto corre ctos? s? UNI UNI–201 2013II I. A toda partícula en movimiento movimiento se le asocia un carácter ondulatorio (De Broglie). II. Es factible ubicar al electrón, en el átomo átomo de hidrógeno, a una distancia fija del núcleo (Heisenberg). III. El contenido energético del electrón, en el átomo de hidrógeno, depende del número cuántico principal (Schródinger). (Schródinger). a) Solo I b) Solo II c) Solo III d) I y II e) I y III

E������ F���������

179

 

QUÍMICA

4

5 Configuración electr electrónica ónica INTRODUCCIÓN La configuración electrónica consiste en distribuir a los electrones de manera sistemática dentro de la nube electrónica en diferentes estados energéticos (niveles, subniveles y orbitales) de acuerdo a ciertos principios y reglas.

Principio de Aufau Llamado también principio de energía relativa (ER), establece que los electrones distribuyen en orden creciente de la energía relativa de los subniveles.

N��� Cuando dos o más subniveles tienen igual energía relativa se llama subniveles degenerados. Para ordenarlos se considera el nivel energético. Ejemplo: ER = 3p,3s, p,3s, 4d, 4s,5d s,5 d 4







3

5

4

7

igual (deg enerados) 

Ordenando de menor a mayor ER = 3s 3p4s 4d5d 4s, 4d, 5d ER = 2 (son degenerados) degenerad os)

Regla de Moller (regla de serrucho)

Ejemplo: Determina ER de cada subnivel y ordénalo de acuerdo con su estabilidad. ER = 4 s, 3 p,5s, p,5s, 4f ,6 d, 4p,3d, 4p,3 d, 2s  ,6d,    

4

4

5



7

8

5

5

2

Ordenando de mayor a menor R.E. y de menor a mayor estabilidad. 6d, 4f, 5s, 4p, 3d, 4s, 3p, 2s La estabilidad es proporcional proporcional a la energía relativa. Recuerda:

inversamente

Forma lineal (regla práctica)

181

 

QUÍMICA

5

3.er a  añño

CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA

Caso especiales

Ejemplo: Determina la C.E. del soido (Z = 11) CE = 1522s22p63s1 = [Ne]3s1

Capa Nivel

K 1º

L 2º

C.E para un anión ZE–1 Primero se halla la cantidad de electrones del anión, luego se realiza la configuración electrónica con la cantidad total de e–. Ejemplo: Ejemplo: realiza la C.E. de 8O–2 Z=8 e– = 10

M 3º

Advertencia pre: La configuración electrónica de un elemento neutro se realiza en función a su Z; por que se cumple:

Anomalías

C.E para un catión ZE+ Primero se realiza la configuración electrónica como si fuera un átomo neutro, luego se quitan los e– empezando del mayor nivel. Ejemplo: Ejemplo: Realiza la C.E de 22Ti+2 2

La configuración electrónica de un elemento no debe terminar en d 4N1 en d4. Si esto ocurriese, un electrón del último subnivel s deberá pasar al subnivel d. Ejemplo: 29Cu C.E. = 1s22s22p63s23p64s23d9(inestable)

2

3d CE = 1s22s2p63s23p6 4s 

1s22s22p63s23p64s03d2 = [Ar]3d2

1s22s22p63s23p64s13d10 (estable) = [Ar]4s 13d10

Átomo paramagnético Es aquel que es atraído por un campo magnético generado por un imán o electroimán. Su comportamiento comportamiento se debe a la existencia de electrones desapareados.

5

QUÍMICA

182

3.er año

CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA

Ejemplo: Cl Z = 17  

Átomo diamagnético Es aquel que no es atraído por un campo c ampo magnético. Este comportamiento se debe a la existencia de electrones apareados. Ejemplo: Ca Z = 20

C.E

1s2 2s 22p6 3s 3s 2 3p5    



⇒

sustancia paramagnética paramagnética

llenos

C.E 1s2 2s2 2p63s23p64s 6    

⇒

orbitalesllenos

sustancia diamagnética

T��������� �� ����� Integral 1. Realiza la configuración electrónica (C.E) del calcio (Z = 20) a) 1s22s22p63s23p6 b) 1s22s22p63s23p64s1 c) 1s22s22p63s23p68 d) 1s22s22p63s23p64s2 e) 1s22s22p63s23p54s3 Resolución:

Rpta.: d

2. Realiza la configuración electrónica de los siguientes elementos químicos: = ________________________ 6C = ________________________ 10Ne 12Mg = ________________________ = ________________________ 15P = ________________________ 26Fe 3. Si la configuración electrónica de un átomo termina en 3p5, determina su número atómico (Z). a) 18 b) 16 c) 17 d) 15 e) 19 4. Determina los números cuánticos del tercer electrón del uranio ( 92U). UNALM – 2013-II a) 1, 0, 0, –1/2 b) 2, 0, 0, –1/2 c) 2, 0, 0, +1/2 d) 2, 1, 1, +1/2 e) 1, 1, 0, +1/2

UNMSM 5. Determina el número atómico (Z) de un átomo que presenta los siguientes números cuánticos para un último e–: 3, 1, 0, +1/2. Resolución: (n, l, m, s) N.C (3, 1, 0, +1/2) 1s22s22p63s23p2 e– = 14 Z = 14

6. Determina el número atómico (Z) de un átomo que, presenta en el último e –, los siguientes números cuánticos: 4, 1, –1, +1/2. a) 30 b) 31 c) 32 d) 33 e) 34 7. ¿Cuáles son los números cuánticos (n, l, m, s) del último electrón de un átomo neutro cuyo Z = 13? UNMSM – 2013-II a) 3, 1, –1, –1/2 b) 3, 1, 1, –1/2 c) 3, 1, 1, –1/2 d) 3, 1, 0, –1/2 e) 3, 1, 0, +1/2 8. Indica cuántos niveles, subniveles, orbitales (llenos, semillenos y vacíos) presenta el vanadio. (Z = 33) Resolución: Z = e– = 23

183

 

QUÍMICA

5

3.er a  añño

CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA

12. Señala la configuración electrónica del ion sulfuro (16S–2) UNMSM – 2012-I a) [Ne] 3s2 3p6 b) [Ne] 3s2 3p3 c) [Ne] 3s2 3p4 d) [Ne] 3s3 3p3 e) [Ne] 3s2 3p2

10 3 2

9. Indica cuántos niveles, subniveles, orbitales (llenos, semillenos y vacíos) presenta el escandio (Z =21) a) 4, 7, 10, 2, 3 b) 4, 7, 9, 2, 3 c) 4, 7, 10, 1, 4 d) 4, 6, 10, 1, 2 e) 4, 6, 9, 2, 4 10. ¿Cuál es el valor de Z para un átomo cuyo último electrón tiene los números cuánticos: 3, 2, 0, –1/2? UNMSM – 2009-I a) 25 b) 28 c) 26 d) 34 e) 30 11. ¿Cuáles son los cuatro números cuánticos del penúltimo electrón del azufre (16S)? UNMSM – 2009-II a) (3, 1, –1, –1/2) b) (3, 1, +1, +1/2) c) (3, 1, –1, +1/2) d) (3, 1, 0, +1/2) e) (3, 1, 0, –1/2)

E������ F���������

5

QUÍMICA

184

13. ¿Cuál es la configuración electrónica del 58Ce3+? a) [Xe] 5s2 b) [Xe] 6s1 c) [Xe] 5d1 d) [Xe] 4f 1 e) [Xe] 5p6 14. ¿Cuáles de las siguientes especies químicas son paramagnéticas? UNI – 2011-II I. 40Zr4+ II. 37Rb III. 32Ge4+ a) I y III b) II y III c) Solo I d) Solo II e) Solo III UNI 15. Si la C.E. de un átomo termina en 3d 5, determina su número másico si presenta 30 neutrones en el interior de su núcleo atómico. a) 50 b) 52 c) 55 d) 57 e) 56

6 Tabla Periódica de los elementos INTRODUCCIÓN

TABLA PERIODICA DE LOS ELEMENTOS QUÍMICOS 1

2

3

4

5

6

7

8

9

10

11

12

14

13

15

16

17

18

IA 1

VIIIA

C

H

1

II A

1s1 HIDROGENO

3

2

6,939

Be 2s2 BERILIO

22,9897

Na 3s1 SODIO 39,102

K 4s1 POTASIO

37

5

6,939

Li

19

4

4

2s1 LITIO

11

3

85,47

12

20

87

7

40,08

Ca 4s2 CALCIO

38

87,62

5s2 ESTRONCIO 137,33

Cs Ba 6s1 CESIO

(223)

6s2 BARIO

88

(226)

Fr  Ra

7s1 FRANCIO

Alctínidos Metales del bloque p No metales

Lantánidos

Gases nobles

Sólido

H

7s2 RADIO

IIIB 21

44,956

Sc

3d1 4s2 ESCANDIO

39

88,905

Y

4d1 5s2 ITRIO

I VB 22

47,90

VB 23

50,942

Ti

V

3d2 4s2 TITANIO

3d3 4s2 VANADIO

40

91,22

41

92,906

VIB 24

51,996

VIIB

5

Gaseoso

Tc Sintético

25

54,938

Cr  Mn 3d5 4s1 CROMO

42

95,94

3d5 4s2 MANGANESO

43

(97)

Zr  Nb Mo Tc 4d2 5s2 CIRCONIO

57 a 71 ELEMENTOS RAROS 57 – 71 SERIE DE LOS LANTANIDOS

72

89 a 103 ELEMENTOS RAROS 89 – 103 SERIE DE LOS ACTINIDOS

104 261

178,49

4d4 5s1 NIOBIO

4d5 5s1 MOLIBDENO

73 180,948 74

183,85

Hf  Ta W

4f 1 4 5d2 6s2 HAFNIO

Rf  5f 1 4 6d2 7s2 RUTHERFODIO

4f 1 4 5d3 6s2 TANTALIO

105 262

4f 1 4 5d4 6s2 WOLFRAMIO

106 263

4d5 5s2 TECNECIO

75

186,2

V I II 26

55,847

27

107 264

28

58,71

Fe Co Ni

3d6 4s2 HIERRO

44

101,07

3d7 4s2 COBALTO

45

3d8 4s2 COBALTO

102,905

46

106,42

29

4d7 5s1 RUTENIO

4d8 5s1 RODIO

76 190,207 77

4f 1 4 5d6 6s2 OSMIO

108 265

4d1 0 5s0 PALADIO

192,22

78

195,09

3d1 0 4s1 COBRE

47

107,870

4f 1 4 5d9 6s1 PLATINO

109 266

110 281

65,37

4d1 0 5s1 PLATA

111 111 280

12,0111

7

14,0069

5f 1 4 6d4 7s2 SEABORGIO

5f 1 4 6d5 7s2 BOHRIO

5f 1 4 6d6 7s2 HASSIO

5f 1 4 6d7 7s2 MEITNERIO

15,9994

B

C

N

O

2s2 p1 p1 CARBONO

2s2 p1 p1 p1 NITRÓGENO

2s2 p2 p1 p1 OXÍGENO

28,086

15 30,9738 16

9

F

Si

P

S

Cl

3s2 p1 p1 p1 FOSFORO

3s2 p2 p1 p1 AZUFRE

3s2 p2 p2 p1 CLORO

69,72

32

72,59

33

74,922

34

49

112,41

74,96

Hg

112 285

5f 1 4 6d8 7s2 5f 1 4 6d1 0 7s1 5f 1 4 6d1 0 7s2 DASMSTADTIO ROENTGENIO COPERNICIUM

Ar  3s2 p6 ARGON

36

50

118,69

51

121,75

52

127,60

53

207,19

83 208,980 84

3d10  4s2 p6 KRIPTON

54

126,904

(210)

4d10  5s2 p6 XENON (222)

86

(210)

85

131,30

Xe

I

4d1 0 5s2 p1 p1 4d10  5s2 p1 p1 p1 4d10  5s2 p2 p1 p1 4d10  5s2 p2 p2 p1 ESTANIO ANTIMONIO TELURIO  YODO

81 204,383 82

83,80

Br  Kr 

Tl Pb Bi Po

4f 1 4 5d1 0 6s2 MERCURIO

18

3d1 0 4s2 p1 p1 3d10  4s2 p1 p1 p1 3d10  4s2 p2 p1 p1 3d10  4s2 p2 p2 p1 GERMANIO ARSENICO SELENIO BROMO

114,82

4d1 0 5s2 p1 INDIO

4d1 0 5s2 CADMIO

3s2 p6 NEÓN 39,948

79,909

35

In Sn Sb Te

Cd

Ne

2s2 p2 p2 p1 FLÚOR 32,064 17 35,453

3s2 p1 p1 SILICIO

31

10

18,9984

Al

At Rn

14 4f 14 5d10  6s2 p1 4f 14 5d10  6s2 p1 p1 4f 145d10 6s2p1p1p1 4f 14 5d106s2p2p1p1 4f  5d106s2p2p2p1 TALIO PLOMO BISMUTO POLONIO ASTATO

4f 1 4 5d 1 0 6s 2p 6 RADON

113

118

114 289

115

Db Sg Bh Hs Mt Ds Rg Cn Uut Fl Uup

5f 1 4 6d3 7s2 DUBNIO

8

Ga Ge As Se

79 196,967 80   200,59

4f 1 4 5d1 0 6s1 ORO

6

2s2 p1 BORO

3d1 0 4s2 p1 GALIO

3d1 0 4s2 CINC

48

10,811

1s2 HELIO 20,183

VIIA

VI A

3s2 p1 ALUMINIO

Cu Zn

Pt Au

Ir  4f 1 4 5d7 6s2 IRIDIO

30

 VA

I VA

13 26,9815 14

IIB

63,54

Ru Rh Pd Ag

Re Os 4f 1 4 5d5 6s2 RENIO

IB

58,933

4,0026

He IIIA

Br  Líquido

Mg

Rb Sr  5s1 RUBIDIO

Alcalínos Alcalinotérreos Metáles de transición

24.312

3s1 MAGNESIO

55 132,905 56

6

10

1,000797

116 293

117

Lv Uus Uuo

4f 14 6d10  7s2 p1 5f 14 6d10  7s2 p2 5f 14 6d10  7s2 p3 5f 14 6d10  7s2 p4 5f 14 6d10  7s2 p5 UNUNTRIUM FLEROVIUM UNUNPENTIUM LIVERMORIUM UNUNSEPTIUM

5f 14 6d10  7s2 p6 UNUNOCTUM

Las masas atómicas entre parentesis se corresponden con las de aquellos isotopos que son más estables o más abundantes

57

138,91

La

5d1 6s2 LANTANO

89

(227)

58

140,12

59

140,907

60

144,24

61

(147)

62

150,36

63

151,96

Ce Pr  Nd Pm Sm Eu 4f 1 5d1 6s2 CERIO

90

232,038

4f 3 5d0 6s2 PRASEODIMIO

91

(231)

4f 4 5d0 6s2 NEODIMIO

92

238,03

4f 5 5d0 6s2 PROMETIO

93

(237)

4f 6 5d0 6s2 SAMARIO

94

4f 7 5d0 6s2 EUROPIO

(242)

95

(243)

64

157,26

65 158,924 66

162,50

67 164,930 68

167,26

69

168,934

70

173,04

174,97

71

Gd Tb Dy Ho Er  Pr  Yb Lu

4f 7 5d1 6s2 GADOLINIO

96

(247)

4f 9 5d0 6s2 TERBIO

97

4f 1 0 5d0 6s2 DISPROSIO

(249)

98

(247)

4f 1 1 5d0 6s2 HOLMO

99

164,930

4f 1 2 5d0 6s2 ERBIO

100

(253)

4f 1 3 5d0 6s2 TULIO

101

(256)

4f 1 4 5d0 6s2 ITERBIO

102

(256)

4f 1 4 5d1 6s2 LUTECIO

103

(257)

Ac Th Pa U Np Pu Am Cm Bk Cf  Ho Fm Md No Lr 

6d1 7s2 ACTINIO

5f 0 6d2 7s2 TORIO

5f 3 6d1 7s2 PROTACTINIO

5f 4 6d0 7s2 URANIO

5f 4 6d1 7s2 NEPTUNIO

5f 6 5d0 6s2 PLUTONIO

Debido a la presencia de los elementos químicos en los compuestos orgánicos e inorgánicos fue necesario clasificarlos y ordenarlos. La tabla periódica es una forma de clasificar los elementos químicos en función de alguna característica o propiedad (Z)

• Antecedentes históricos A principios del siglo XIX existían cerca de 33 elementos descubiertos. En 1813 el sueco Jacob Berzelius realizó la primera clasificación de los elementos (primer intento) y los dividió en metales (poseen buena conductividad de calor y la

185

5f 7 6d0 7s2 AMERICIO

5f 7 6d1 7s2 CURIO

5f 9 6d0 7s2 BERKELIO

5f 1 0 6d0 7s2 CALIFORNIO

4f 1 1 5d0 6s2 HOLMO

5f 1 2 6d0 7s2 FERMIO

5f 1 3 5d0 6s2 MENDELEVIO

5f 1 4 5d0 6s2 NOBELIO

5f 1 4 5d1 6s2 LUTECIO

electricidad; son conocidos como electropositi vos) y no metales (presentan diversos aspectos físicos y no son conductores conductores del calor y la electricidad; son conocidos como electronegativos). Un par de años después, el científico inglés William Proust sostuvo que todos los elementos estaban constituidos únicamente por grupos de átomos de hidrógeno.

1. Las triadas de Johann Johann Dobereiner (1829) El químico alemán Dobereiner señaló por primera vez la existencia de una relación entre las propiedades de los elementos y sus respectivas masas

 

QUÍMICA

7

TABLA PERIÓDICA DE LOS ELEMENTOS

3.er año

o pesos atómicos. Clasificó los elementos en grupos de tres en tres (triadas) con propiedades semejantes observó que el peso atómico (P.A) del elemento intermedio era aproximadamente el promedio de los externos.

}

P.A.(B) =

 

P.A.(A) + P.A.(C) Z

 P.A. = Peso atómico

Su «tabla corta» está dividida en ocho columnas o grupos, y el orden de cada grupo indica la máxima valencia del elemento para formar óxidos o hidruros. Asimismo, su tabla está conformada por doce filas o series, que forman parte, a su vez, de siete periodos. El inglés Lothar Meyer, en cambio, organizó los elementos químicos basándose en las propiedades físicas de los elemen elementos, tos, por ello los ordenó de acuerdo con su volumen atómico.

Ejemplo:

P.A.(Na) =

6,9 + 39,1 39,1 ⇒  P.A. (Na) = 23 uma 2

2. Begruyer de chancourtois (1862) Científico francés que dispusó a los elementos, siguiendo el orden de sus pesos atómicos, sobre una curva helicoidal en el espacio, de modo que los pesos atómicos en las sucesivas vueltas difieren en 16.

3. Ley de las octavas de John John A. Newlands (1864) Newlands (inglés) colocó los elementos elementos descubiertos (cerca de 62) en orden creciente respecto a su peso atómico. Agrupo los elementos de siete en siete, de tal manera que el octavo tenía propiedades similares al primero (octavas).

5. Tabla periódica moderna (Moseley (1914) – Werner (1915) •

4. Tabla periódica de Dimitri Ivanovich Mendeléiev (1872) ruso Los primeros trabajos de Mendeléiev Mendeléiev datan de 1860 y sus conclusiones fueron leídas en 1869 en la sociedad química rusa. Los 62 elementos los ordenó basándose principalmente en las propiedades químicas de los elementos, para lo que los comenzó a ordenar en forma creciente respecto de sus pesos atómicos. atómicos. Es considerado considerado padre de la tabla periódica porque fue el primero en proponer un modelo en filas (series) y en columnas (grupos).

7

QUÍMICA

186

•

•

Experimentando con rayos x, en 1914, el inglés Henry Moseley estableció que los números atómicos son la clave para las relaciones periódicas de los elementos. Estableció la ley periódica moderna: «las propiedades de los elementos son funciones periódicas de su número atómica (Z)». La tabla periódica moderna fue reestructurada por Alfred Werner (1915) al crear una tabla larga para agrupar a los elementos en orden creciente y sucesivo, respecto al número atómico (Z).

TABLA PERIÓDICA DE LOS ELEMENTOS

3.er año

TABLA PERIODICA DE LOS ELEMENTOS QUÍMICOS 1

2

3

4

5

6

7

8

9

10

11

12

14

13

15

16

17

18

IA 1

VIIIA

1,000797

C

H

1

II A

1s1 HIDROGENO 6,939

3

2

Li

Be

2s1 LITIO

2s2 BERILIO

Na 3s1 SODIO

19

4

K 4s1 POTASIO

37

5

39,102

85,47

Mg

3s1 MAGNESIO

20

Ca 38

87,62

5s2 ESTRONCIO 137,33

Cs Ba 6s1 CESIO

87

7

40,08

4s2 CALCIO

55 132,905 56

6

(223)

6s2 BARIO

88

(226)

Fr  Ra

7s1 FRANCIO

Hg Líquido H Rf

24.312

Rb Sr  5s1 RUBIDIO

A  l     c   a  l    i    n   o   s 

6,939

4

11 22,9897 12

3

Sólido

7s2 RADIO

IIIB 21

44,956

Sc

3d1 4s2 ESCANDIO

39

88,905

Y

4d1 5s2 ITRIO

Gaseoso Des esccon ono oci cido do IVB 22

47,90

VB

Ti 3d2 4s2 TITANIO

40

91,22

50,942

23

V 3d3 4s2 VANADIO

41

92,906

A  r   l    e   a  l     o   c  n  e   a  Lantánidos  s   t    t    á    q   u  á   l    i    i    l    l    n   c  e   e  e   o  i    s   p  s   ó    t   n  d    d    é   r    e   e  r   l     e   o   Actínidos  s 

178,49

57 a 71 ELEMENTOS RAROS 57 – 71 SERIE DE LOS LANTANIDOS

72

89 a 103 ELEMENTOS RAROS 89 – 103 SERIE DE LOS ACTINIDOS

104

4d4 5s1 NIOBIO

VIB 24

51,996

VIIB 25

54,938

Cr  Mn 3d5 4s1 CROMO

42

95,94

4d5 5s1 MOLIBDENO

73 180,948 74

183,85

Hf  Ta W

4f 1 4 5d2 6s2 HAFNIO 261

Rf 

4f 1 4 5d3 6s2 TANTALIO

105

262

 t     a l     o i     d   e  s

 o  m  e   t    a  l     e   s 

 a  l     ó    g   e  n   o   s 

IIIA

 a   s   e   s  n   o   b   l     e   s 

5

3d5 4s2 MANGANESO

43

(97)

4f 1 4 5d4 6s2 WOLFRAMIO

106

263

4d5 5s2 TECNECIO 186,2

75

VI I I 26

55,847

27

107

264

28

58,71

Fe Co Ni

3d6 4s2 HIERRO

44

101,07

3d7 4s2 COBALTO

3d8 4s2 COBALTO

45 102,905 46

106,42

29

II B

63,54

10,811

6

12,0111

4d7 5s1 RUTENIO

4d8 5s1 RODIO

76 190,207 77

4f 1 4 5d6 6s2 OSMIO

108

265

192,22

Ir  4f 1 4 5d7 6s2 IRIDIO

109

266

4d1 0 5s0 PALADIO

195,09

78

3d1 0 4s1 COBRE

110

281

65,37

3d1 0 4s2 CINC

47 107,870 48

4d1 0 5s1 PLATA

4f 1 4 5d1 0 6s1 ORO

111

280

112,41

4d1 0 5s2 CADMIO 200,59

Hg

4f 1 4 5d1 0 6s2 MERCURIO

112

285

14,0069

5f 1 4 6d4 7s2 SEABORGIO

5f 1 4 6d5 7s2 BOHRIO

5f 1 4 6d6 7s2 HASSIO

5f 1 4 6d7 7s2 MEITNERIO

5f 1 4 6d8 7s2 5f 1 4 6d1 0 7s1 5f 1 4 6d1 0 7s2 DASMSTADTIO ROENTGENIO COPERNICIUM

15,9994

9

10

18,9984

20,183

B

C

N

O

F

Ne

2s2 p1 BORO

2s2 p1 p1 CARBONO

2s2 p1 p1 p1 NITRÓGENO

2s2 p2 p1 p1 OXÍGENO

2s2 p2 p2 p1 FLÚOR

3s2 p6 NEÓN

28,086

15 30,9738 16

32,064

17

18

35,453

39,948

Si

P

S

Cl

Ar 

3s2 p1 p1 SILICIO

3s2 p1 p1 p1 FOSFORO

3s2 p2 p1 p1 AZUFRE

3s2 p2 p2 p1

3s2 p6 ARGON

31

69,72

32

72,59

33

74,922

34

CLORO

74,96

35

49

3d1 0 4s2 p1 p1 3d10  4s2 p1 p1 p1 3d10  4s2 p2 p1 p1 3d10  4s2 p2 p2 p1 GERMANIO ARSENICO SELENIO BROMO

114,82

50

118,69

51

121,75

52

127,60

207,19

83 208,980 84

(210)

85

Tl Pb Bi Po

131,30

Xe

I

4d1 0 5s2 p1 p1 4d10  5s2 p1 p1 p1 4d10  5s2 p2 p1 p1 4d10  5s2 p2 p2 p1 ESTANIO ANTIMONIO TELURIO  YODO

81 204,383 82

83,80

3d10  4s2 p6 KRIPTON

54

53 126,904

In Sn Sb Te

4d1 0 5s2 p1 INDIO

36

79,909

Br  Kr 

Ga Ge As Se

3d1 0 4s2 p1 GALIO

4d10  5s2 p6 XENON (222)

86

(210)

At Rn

4f 14 5d10  6s2 p1 4f 14 5d10  6s2 p1 p1 4f 145d106s2p1p1p1 4f 14 5d106s2p2p1p1 4f 145d106s2p2p2p1 TALIO PLOMO BISMUTO POLONIO ASTATO

4f 1 4 5d 1 0 6s 2p 6 RADON

113

118

114

289

115

Db Sg Bh Hs Mt Ds Rg Cn Uut Fl Uup

5f 1 4 6d2 7s2 5f 1 4 6d3 7s2 RUTHERFODIO DUBNIO

8

1s2 HELIO

Al

Cd

79 196,967 80

Pt Au

4f 1 4 5d9 6s1 PLATINO

30

7

He

VIIA

VI A

4,0026

3s2 p1 ALUMINIO

Cu Zn

Ru Rh Pd Ag

Re Os 4f 1 4 5d5 6s2 RENIO

58,933

IB

 VA

I VA

13 26,9815 14

Zr  Nb Mo Tc 4d2 5s2 CIRCONIO

10

M Metales Metales t   M   b  M   e No N  H   G 

116

293

117

Lv Uus Uuo

4f 14 6d10  7s2 p1 5f 14 6d10  7s2 p2 5f 14 6d10  7s2 p3 5f 14 6d10  7s2 p4 5f 14 6d10  7s2 p5 5f 14 6d10  7s2 p6 UNUNTRIUM FLEROVIUM UNUNPENTIUM LIVERMORIUM UNUNSEPTIUM UNUNOCTUM

Las masas atómicas entre parentesis se corresponden con las de aquellos isotopos que son más estables o más abundantes

57

138,91

La

5d1 6s2 LANTANO

89

(227)

58

140,12

59

140,907

60

144,24

61

(147)

62

150,36

63

151,96

64

157,26

Ce Pr  Nd Pm Sm Eu Gd 4f 1 5d1 6s2 CERIO

4f 3 5d0 6s2 PRASEODIMIO

90 232,038 91

(231)

4f 4 5d0 6s2 NEODIMIO

92

238,03

4f 5 5d0 6s2 PROMETIO

93

(237)

4f 6 5d0 6s2 SAMARIO

94

(242)

4f 7 5d0 6s2 EUROPIO

95

(243)

4f 7 5d1 6s2 GADOLINIO

96

(247)

65 158,924 66

162,50

67 164,930 68

167,26

69

168,934

70

173,04

71

174,97

Tb Dy Ho Er  Pr  Yb Lu

4f 9 5d0 6s2 TERBIO

97

(249)

4f 1 0 5d0 6s2 DISPROSIO

98

(247)

4f 1 1 5d0 6s2 HOLMO

4f 1 2 5d0 6s2 ERBIO

99 164,930 100

(253)

4f 1 3 5d0 6s2 TULIO

101

(256)

4f 1 4 5d0 6s2 ITERBIO

102

(256)

4f 1 4 5d1 6s2 LUTECIO

103

(257)

Ac Th Pa U Np Pu Am Cm Bk Cf  Ho Fm Md No Lr 

6d1 7s2 ACTINIO

5f 0 6d2 7s2 TORIO

5f 3 6d1 7s2 PROTACTINIO

5f 4 6d0 7s2 URANIO

5f 4 6d1 7s2 NEPTUNIO

5f 6 5d0 6s2 PLUTONIO

5f 7 6d0 7s2 AMERICIO

5f 7 6d1 7s2 CURIO

5f 9 6d0 7s2 BERKELIO

5f 1 0 6d0 7s2 CALIFORNIO

4f 1 1 5d0 6s2 HOLMO

5f 1 2 6d0 7s2 FERMIO

5f 1 3 5d0 6s2 MENDELEVIO

5f 1 4 5d0 6s2 NOBELIO

5f 1 4 5d1 6s2 LUTECIO

El nombre del elemento 114 flevonio (F) proviene de George Flerox, fundador del laboratorio de reacciones nucleares Flerov, mientras el nombre del elemento 116 Livermorio (Lv) proviene de la ciudad Livermore, California, lugar en donde se encuentra el laboratorio donde se descubrió dicho elemento. Los nombres de los elementos 114 y 116 fueron aprobados en el año 2011.

6. Desc Descripci ripción ón de la T.P .P.A .A La tabla periódica larga consta de: • 7 periodos perio dos o filas reconocidas por la IUPAC. IUPAC. El periodo indica la última capa o el número de capas. • 18 columnas distribuidas en 8 grupos A y 8 grupos B. El grupo indica la cantidad de electrones que tiene la última capa. • En la parte inferior hay dos filas horizonta-

187

•

les, que son del grupo 3B, llamadas tierras raras, constituido constituido por las series de los lactánidos y actinidos. Los elementos están ordenados en función creciente a su número atómico. En la T.PA, se puede observar 90 elementos naturales, desde el 1H hasta el 92U (los elementos 43Tc y 61Pm son artificiales). A partir del 93Np, en adelante, adelante, son artificiales.

 

QUÍMICA

7

TABLA PERIÓDICA DE LOS ELEMENTOS

3.er año

A. Grupo A (elementos representa representativos) tivos) Grupo IA IIA IIIA IVA IVA VA VIA VIIA VIIIA

Familia Metales alcalinos alcalin os (Li, Na, K, Rb, Cs, Fr) Alcalinos terreos (Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra) Terreos o boroides (B, Al, Ga, In, Tl) Carbonoides (C, Si, Ge, Sn, Pb) Nitrogenoi Nitro genoides des (N, P, As, Sb, Bi) Anfígenos o calcógenos (O, S, Se, Te, Po) Halógenos (F, (F, Cl, Br, I, At) Gases nobles (He, Ne, Ar, Kr, Xe, Pn)

B rupo B (metales de transición) Grupo IB IIB IIIB IVB VB VIB VIIB VIIIB  

Familia Fam. de cobre (Met. de acuñación) acuñación ) Cu, Ag, Au Fam. de zinc (Elem. Puente) Zn, Cd, Hg Fam. escandio (Sc. Y) Fam. titanio (Ti, Zr, Hc) Fam. vanadio vana dio (V, (V, Nb, Ta) Fam. cromo (Cr, Mo, W) Fam. manganeso (Mn, Te, Re) Fam. ferromagnéticos ferromagnéti cos (Fe, Co, Ni)

Tenemos: Líquidos (Hg, Br) Gaseosos Gaseoso s (H, N, O, F, Cl, He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn) Sólidos (Li, Na, Fe, Ca, Ag, Au, Be, Mg, etc) También los podemos clasificar en: No metales (Se, P, O, S, F, Cl, Br, C, N, H, I, gases nobles) Metaloides (B, Si, Ge, As, Sb, Te, Po, At) Metales (Ag, Cu, Au, Al, Fe, Pb, Sn, Li, Na, Ca, Be, Mg, etc)

T��������� �� ����� Integral 1. El grupo VIA de la tabla periódica actual se denomina: UNALM – 2007-I a) Alcalino b) Anfígeno c) Boroide d) Halógeno e) Gas nobles Resolución: El grupo VIA se le denomina anfígeno o también llamados calcógenos. Rpta.:  b

2. El grupo IIA de la tabla periódica actual (T.P.A) se denomina.

7

QUÍMICA

188

a) Terreos c) Gas noble e) Nitrogenoide

b) Carbonoide d) Alcalino terreo

3. Los elementos en la tabla periódica actual se ordenan de acuerdo a ________. a) la masa atómica b) el volumen atómico c) la configuración configuración en estado excitado d) su carga nuclear e) su nube electrónica

4. Identifica el elemento que no es halógeno. UNALM – 2013-II a) Cl2 c) F2 e) O2

b) Br2 d) I2

TABLA PERIÓDICA DE LOS ELEMENTOS

3.er año

UNMSM

c) Los gases nobles se encuentran en la columna 17. d) Los halógenos se ubican en el grupo VIIA. e) Hay más no metales que metales.

5. Es considerado como el padre de la tabla t abla periódica. a) Werner b) Mendeleleiev  c) Moseley d) Dobereiner e) Proust Resolución: Dimitri Ivanovich Mendeléiev considerado el padre de la tabla periódica, perió dica, debido a que planeó que todos los elementos químicos se ordenan en función a su peso atómica (P.A.) y con ello predijo la existencia de elementos químicos que en su época todavía no se conocían.

11. ¿A qué familia pertenecen los elementos: magnesio, bario, calcio y berilio? a) Calcógeno b) Alcalino c) Boroide d) Nitrogenoide e) Alcalino terrea

12. Señala la alternativa que contiene a un metal, un no metal y un metaloide. a) Ca, S, P b) Na, Cl, Sb c) Si, N, Sb d) Hg, O, Pb e) As, Ge, Te

6. Es considerado como el padre de los símbolos químicos: a) Moseley c) Berzelius e) Newland

b) Werner d) Proust

7. Señala un elemento alcalino terreos: a) Na c) Fe e) Cr

13. Señale la alternativa que contiene a un metal, un

b) Ca d) Al

no metal y un gas noble. a) Na, K, Ca b) F, Cl, Br c) He, Ne, Ar d) Fe, S, He e) C, H, O

8. En uno de los grupos hay un elemento extraño. a) Be, Mg, Ra b) K, Cs, Li c) At, F, Br d) Ca, Si, Ge e) N, P, As Resolución: El Ca → IIA → elemento extraño Si y Ge } IVa

14. Relaciona: I. Carbonoide II. Alcalino III. III.Halógeno Halóge no a) Ib; IIa; IIIc c) Ib; IIc; IIIa e) Ia; IIc; IIIb

9. En uno de los grupos hay un elemento extraño. a) Rn, Kr, He c) Fe, Co, Ni e) N, P, As

b) Mg, Fr, Fr, Sr d) Cu, Ag, Cu

a. b. c. b) d)

Sodio Cloro Silicio Sili cio Ia; IIb; IIIc Ic; IIa; IIIb

UNI

10. Señala la proposición correcta respecto a la

15. Aluminio: Terreo

T.P.A.: a) En el grupo IIA se encuentran los elementos Li, Na, K. b) En el grupo IA se encuentran los elementos Mg, Ca, Ba.

189

a) Calcio: Nitrogenoide b) Potasio: Calcógeno c) Fósforo: Halógeno d) Hierro: Ferromagnético e) Cloro: Alcalino

 

QUÍMICA

7

TABLA PERIÓDICA DE LOS ELEMENTOS

3.er año

E������ F���������

7

QUÍMICA

190

8 Repaso T��������� T���� ����� �� ����� 8. Calcula el número de neutrones del siguiente áto-

Integral 1. La masa atómica de un átomo es el triple de su número atómico. Si posee 50 neutrones, determina el número de protones. a) 60 b) 50 c) 56 d) 75 e) 25 2. Si los iones ZX –3 y 12Y+2; son isoelectrónicos, calcula Z de X. a) 11 b) 10 c) 7 d) 12 e) 9 3. Señala los N.C. para el último electrón de 4p 3. a) 4, 2, 0, –1/2 b) 4, 0, 1, –1/2 c) 4, 0, 2, +1/2 d) 4, 1, 1, +1/2 e) 4, 1, 0, –1/2 4. Si un elemento tiene 18 de número atómico, ¿a qué grupo grupo y periodo pertenece? a) 3, VIIIA b) 3, VA c) 4, VA d) 4, IIA e) 5, VIIA UNMSM 5. ¿Cuál de las siguientes notaciones presenta mayor E.R? a) 4d b) 4p c) 6s d) 5f  e) 3d 6. Un elemento con número atómico 6 y número de masa 12 está formado por ______. a) 10p+ y 6nº b) 5p+ y 6e– c) 6p+ y 6 nº d) 6p + y 10e – e) 7p+ y 7 nº 7. Señala la especie que es paramagnética. paramagnética. a) 17Cl b) 20Ca c) 36Kr d) 12Mg e) 2He 197

K. mo: 40 19 a) 19 c) 21 e) 40

9. El

2 H 1

b) 20 d) 14

 tiene como nombre:

a) Protio c) Anfótero e) Hidrónico

b) Deuterio d) ritio

10. Señala el grupo de los boroides. a) N, P, As b) Li, Na, K c) C, Si, Ge d) B, Al, Ga e) Be, Mg, Ca 11. El azufre (S) es un __________. a) alcalino b) anfígeno c) carbonoide d) halógeno e) gas noble 12. Es un compuesto ternario. b) HCl a) H2O c) CaCO3 d) P2O5 e) O3 13. Es una propiedad extensiva de la materia: a) Densidad b) Ductibilidad c) Maleabilidad d) Dureza e) Porocidad 14. Propiedad Propiedad por la cual dos o más cuerpos no pueden ocupar el mismo lugar al mismo tiempo. a) Divisibilidad b) Masa c) Volumen d) Densidad e) Impenetrabilidad Impenetrabilidad

 

QUÍMICA

8

er

3.  a  añ ño

REPASO

UNI 15. Si un átomo E es isobaro con el calcio

isótopo con el

19 F 9

40 Ca 20

,e

, ¿cuál es su número de neutro-

nes? a) 30 b) 19 c) 9 d) 31 e) 20 16. Relaciona correctamente: I. ríadas II. Octavas III. III.Ley periódica perió dica IV. abla periódica corta 1. Mendeléiev  2. Moseley  3. Dobereiner 4. Newlands a) I1 – II2 – III3 – IV4 b) I1 – II3 – III2 – IV4 c) I4 – II3 – III2 – IV1 d) I3 – II4 – III2 – IV1 e) I2 – II4 – III1 – IV3

18. ¿Cuál es el número atómico (Z) del elemento que se ubica en el 4º periodo y es un halógeno? a) 39 b) 38 c) 37 d) 35 e) 36 19. Relaciona correctamente x. térreos y . halógenos z. metales acuñación 1. IB 2. IIIA 3. VIIIA a) XI – Y2 – Z3 b) X1 – Y3 – Z2 c) X3 – Y2 – Z1 d) X2 – Y3 – Z1 e) X2 – Y3 – Z1

17. ¿A qué periodo, grupo y familia pertenece el elemento 15X? a) 4 – IIA – Alcalino térreo b) 3 – IIIA – Nitrogenoide c) 3 – IIIA – érreo d) 4 – VA VA – Nitrogenoide e) 3 – VA – Nitrogenoide

20. Calcula los N.C. del último electrón de Z = 12. a) 3, 0, 0, –1/2 b) 3, 0, 0, +1/2 c) 3, 1, –1, +1/2 d) 3, 1, –1, –1/2 e) 3, 2, 0, +1/2

B����������� 1. CHANG REYMOND: Química Madrid: Mc Graw - Hill, 2003. 2. KENNEH WHIEN, W: Química General: Mc Graw - Hill, 2002. 3. BROW, Teodore L: Química: La ciencia central. México Df Prentice. Hall 2004

8

REPASO

198

Química

1 Enlace químico agua

cobre

sal Z

Z Z

encontramos átomos de Cu

Encontramos moléculas de H2O

Encontramos iones de Na+Cl–

a) Energía de enlace Es el cambio de energía en la ormación ormación o ruptura del enlace.

¿Quién mantiene unidos a estos átomos, moléculas e iones? Los mantiene unidos una uerza que llamaremos enlace químico.

Ej. En la ormación ormación del enlace hay liberación de energía.

CONCEPTO DE ENLACE QUÍMICO Es una uerza de naturaleza eléctrica y magnética, que mantiene unidos a los átomos, iones y moléculas. Los átomos libres se unen con la finalidad de ganar estabilidad pero liberan energía. Alta energía Átomos * Mayor energía libres * Menor estabilidad H Cl liberación de energía

H + Cl → H Cl  + 428KJ MOL * Energía liberada * Energía de ormación En la ruptura o disociación del enlace hay absorción de energía.

H Cl  + 428KJ/MOL → H + Cl

Átomos * Menor HCl enlazados energía (molécula) * Mayor estabilidad Baja energía

Z

3.ER

* Energía absorvida * Energía de disociación Vemos que la energía que se libera o que se absorve es la misma y se le conoce como energía de enlace.

Avance de R ×Q

Recuerda

b) Electrones de valencia Son los electrones que se encuentran en la última capa o nivel, estos electrones participan en la ormación del enlace químico. Para determinar los electrones de valencia, se realiza la configuración electrónica del átomo.

Los átomos conservan su identidad por que la estructura de sus núcleos no se alteran (N° atómico no varía), aunque generen sustancias con propiedades dierentes.

AÑO

Los átomos adquieren mayor estabilidad debido a que desminuye desminuye su energía potencial. Se producen cambios términos. odo enlace químico orma parte del mecanismo de una reacción química.

119

QUÍMICA

1

ENLACE QUÍMICO

 

Ej.

Na → 1s 2s 2p 3s 2

2

6

Ej. Metales pierden e– generalmente generalmente

1e– →1e– de valencia

11

mayor nivel Ca

20

Ca → 1s22s22p63s23p64s 2 →2e– de valencia 20

1s2 2s2 3s2 2p6 3p6

mayor nivel

4s2

Pierde 2e–

O → 1s22s 2 2p 4 → 6e– devalencia

8

mayor nivel

Adopta la C E de un gas noble

Ca+2

20

C → 1s22s 2 2p 2 → 4e– de valencia

6

mayor nivel

c) Representación, notación o diagrama Lewis

1s2 2s2 3s2 2p6 3p6 Los no metales ganan e –

Es la representación convencional convencional de los electrones de valencia, mediante puntos (•) o aspas (x) que se colocan alrededor del símbolo del elemento: Ej x 2 2 2 6 Mg → Mg  1s 2s 2p 3s 12 x K → 1s22s22p63s23p64s 1

K

19

Br → [Ar]4s 3d 4p 2

10

5

2

2

Gana 1e–

2

1s 2s 3s 2p6 3p5

Adopta la C E de un gas noble

Cl–1

17

Br

36

Cl

17

1s2 2s2 3s2 2p6 3p6

Elementos químicos representativos (Grupo A)

Otros elementos comparten electrones:

IA IIA IIIA IV VA VIA VIIA VIIIA E Li Na K Rb Cs Fr

E

E

E

E

E

E

E

Be B C Mg Mg Al Si Ca Ga Ge Sr In Sn Ba l Pb Ra

N P As Sb Bi

O S Se e Po

F Cl Br I At

He Ne Ar Kr Xe Rn

Generalmente pierden e–

O H H2O

Excepciones a la regla del octeto •) Octeto incompleto: (octeto por defecto) Ej. H – H ⇒ H2 2e dueto

Generalmente ganan e–

Cl – Cl – Be – Cl ⇒ BeCl2 4e–

d) Regla de octeto

Cl

Es la obtención de 8 electrones de valencia, para esto los átomos deben ganar, perder o compartir electrones; de esta manera ganan estabilidad porque adoptan la configuración electrónica de un gas noble.

1

QUÍMICA

H

Comparten un par de electrones en la última capa.

120

Cl

Al

Cl 6e–

H

H B

H 6e–

3.ER

AÑO

ENLACE QUÍMICO

•) Octeto expandido (octeto por exceso) F Cl F F Cl S P Cl F F Cl F Cl 10e– PCL5

electronegatividad influye en el comparamiento de los átomos. Ej. Ej. Elemento Na Mg Li S N O P F EN 0,9 1,2 1,0 2,5 3 3,5 2,1 4,0

12e SF6

Los no metales son más electronegativos que los metales. El fluor(F) es el elemento que presenta mayor electronegatividad.

e) Electronegatividad (En) Es la capacidad que tienen los elementos para quitar electrones en la ormación de un enlace químico. La

Trabajando en clase Integral

6. Determina la CE de que se encuentra en el tercer nivel nivel y cuya notación notación Lewis es E .

1. Calcula los electrones de valencia del 19K. Resolución: 1 → 1e– de valencia 2 2 6 2 6 19K CE 1s 2s 2p 3s 3p 4s

7. Si el número de masa de un átomo neutro es 40 y su número de neutrones es 20, determina su diagrama Lewis.

2. Determina los electrones de valencia del 12Mg. a) 1 c) 2 e) 5 b) 3 d) 4 3. Desarrolla la representación Lewis del Cloro (Z = 17). a) Cl

c) Cl

b) Cl

d) Cl

c) Se

b) Se

d) Se

e) Cl

UNMSM 5. Determina la CE de un elemento que se encuentra en el tercer nivel y cuya notación Lewis es E .

   

1S22S2Sp63S 2 3p 2

3.ER

AÑO

→ e– de valencia

b) E

d) E

e) E

9. Se da los 4NC (5, 4, 4, –1/2) para un último electrón de un átomo. Calcula la cantidad de electrones de valencia.

e) Se

Resolución: Nivel = 3 Notación E  = IVA = 4e – de valencia Lewis

c) E

8. Se da los 4NC (4, 1, 0, +1/2) para un último electrón de un átomo. Calcula la cantidad de electrones de valencia.

4. Desarrolla la representación Lewis del 34Se. a) Se

a) E

10. Determina el número atómico de un elemento que se encuentra encuentra en el tercer nivel nivel y tiene la siguiente notación Lewis E . a) 11 c) 13 e) 14 b) 12 d) 10 11. Si la molécula de fluor está ormada por dos átomos, los que están unidos por p or un enlace covalente, ¿cuántos electrones tendrá cada átomo de la molécula de fluor en su órbita de valencia? (UNMSM 1986-I) a) 1 c) 7 e) 6 b) 8 d) 2

121

QUÍMICA

1

ENLACE QUÍMICO

UNI 12. Determina los 4NC para un último electrón de un átomo que se encuentra en el 4° periodo y cuya notación notación Lewis es X . Resolución: 4° nivel = periodo 4 → 4 p4 X = grupo grupo VIA VIA NC. 4, 1, –1, –1/2

13. Determina los 4 NC para un último electrón de un átomo que se encuentra en el 5° periodo y cuya notación Lewis es X .

1

QUÍMICA

14. Determina la notación Lewis de un elemento 3x+8 ES1 x si presenta 16 neutrones. a) E

c) E

b) E

d) E

e) E

15. Determina el grupo de un elemento que ocupa 2 niveles y presenta la siguiente notación Lewis E . a) VA d) VIIA b) IA e) VIIIA c) IIA

122

3.ER

AÑO

2 Enlace iónico CLASIFICACIÓN DE ENLACES QUÍMICOS Enlaces interatómicos Es la uerza que mantiene unidos a los átomos para ormar moléculas o ormar sistemas cristalinos (iónicos, covalentes covalentes o metálicos). En 1916, Kossel y Lewis constataron constataron que todos los gases nobles, con excepción del helio, tenían una última capa con 8 electrones, y sugirieron que esta característica era la responsable responsable de la estabilidad y no reactividad de los gases nobles. De esta manera, ormularon su hipótesis para ormar compuestos en la cual afirmaban que los elementos ganan, pierden o comparten electrones para alcanzar configuraciones electrónicas estables estables (de baja energía), similares a las de los gases nobles de la teoría electrónica de enlace. Los átomos pueden conseguir la configuración electrónica de gas noble de dos ormas: Z Estableciendo un enlace iónico, es decir, cediendo o aceptando electrones de otros átomos en un proceso que se denomina transerencia de electrones. Z Estableciendo un enlace covalente, es decir, compartiendo electrones. Enlace interatómico (entre átomos de H y O)

O H H O H

H

Enlace intermolecular (entre moléculas de H2O)

H2O Enlaces interatómicos: interatómicos: Z Enlace iónico Z Enlace covalente Z Enlace metálico

Enlaces intermoleculares intermoleculares Z Enlace ion – dipolo Z Enlace dipolo – dipolo Z Enlace puente de hidrógeno Z Enlace de dispersión (London)

ENLACES IÓNICOS �Electrovalente� Ocurren entre átomos de elementos que tienen una marcada electronegatividad; es decir, entre un elemento electronegativo y uno electropositivo (mayor y menor electronegatividad), donde la dierencia de electronegatividad es mayor o igual a 1,7. Es la unión química ormada por la atracción electrostática entre iones positivos y negativos. El ion positivo es, generalmente, un metal y el ion negativo, negativo, es generalmente, un no metal. 3.ER

AÑO

123

QUÍMICA

2

ENLACE IÓNICO

Los compuestos iónicos binarios (ormados por dos elementos) más representativos se orman entre: IA; IIA VIA; VIIA Elementos metálicos de baja electronegatividad (pierden electrones) Z

Z

Na

Elementos electronegativos electronegativos Son aquellos que tienden a ganar electrones. Los no metales son electronegativos, (alta electronegatividad). Elementos electropositivos Son aquellos que tienden a perder o ceder electrones. Los metales son elementos electropositi vos (baja electronega electronegatividad). tividad). E. iónico = Metal + No metal

Propiedades de los compuestos iónicos Z

Z Z Z

No conducen la corriente eléctrica en estado sólido. Fundidos o disueltos en agua son buenos conductores de la corriente eléctrica (electrolitos) (electrolitos) Son duros, diíciles de rayar. Son eléctricamente neutros. A temperatura ambiental son sólidos cristalinos de alta dureza.

– + – + – + + – + – + – Los iones se ordenan de tal modo que predominan las uerzas eléctricas de atracción. Forman redes cristalinas entre cationes (+) y aniones (–). Z Z Z Z Z Z

Son solubles en solventes polares como el agua. Son rágiles y quebradizos (se rompen ácilmente ácilmente por la acción de uerzas externas). Presentan altos puntos de usión y ebullición. Son muy resistentes al calor. Son anisotrópicos Están constituidos por unidades órmula y no por moléculas.

2

QUÍMICA

1e– → Na  valencia 7e– xx x 2 2 6 2 5 xCl x → Cl: 1s 2s 2p 3s 3p  valencia 17 xx

Elementos no metálicos de alta electronegatividad (ganan electrones)

¿Cómo se forman los enlaces iónicos? El enlace iónico, también llamado electrovalente, se produce cuando un metal cede electrones a un no metal (transerencia de electrones). De este modo, se generan iones negativos (aniones) e iones positivos (cationes). Luego, ambos iones de carga opuesta se atraen y quedan unidos por un enlace iónico.

Z

Ejemplo 1 Na: 1s22s22p63s 1 → 11

xx

xx

x x Cl x x Na xCl xx xx

x

Cumplen con el octeto electrónico pierde 1e– gana 1e– 1+ 1– ∴(Na) (Cl) NaCl

Ejemplo 2 6e– O: 1s22s 2 2p 4  valencia → O 8 Ca: 1s22s22p63s23p64s 2 70 xx

Ca

O

→

xx 2e– → Ca  valencia

Ca x O x

pierde 2e– (Ca) 2+ (O)

2–

gana 2e–

CaO

Características del enlace iónico 1. El enlace iónico se eectúa entre un elemento elemento metálico y uno no metálico. Excepto: BeCl 2; BeO; BeF2; BeBr2; BeI2; AlCl3 (todos son covalentes). covalentes). El Be no orma enlace iónico. 2. Se produce produce enlace iónico también también en: (NH4)2S; NH4NO3; (NH4)2SO4, etc. 3. La diererencia de electronegatividad( ∆EN ≥ 1,7)

Ejemplo: CaO  O = 3,5  Ca = 1,0 ∆EN = 2,5

Al2O3 O = 3,5  Al = 1,5 ∆EN = 2,0

Por lo tanto, tendrá mayor carácter iónico (C×I): CaO > Al 2O3 En una sustancia iónica, cada ión tiende a rodearse con iones de carga opuesta, de lo que resulta un cristal sólido. Los ejemplos anterioremente mencionados describen a compuestos iónicos binarios, ormados por cationes y aniones monoatómicos. Otros ejemplos de compuesto iónico binario son los siguientes:

124

Compuesto Iones KCl K+ y Cl– Li2O 2Li+ y O2– MgCl2 Mg+2 y 2Cl – CaCl2 Ca+2 y 2Cl–

3.ER

AÑO

ENLACE IÓNICO

e–

Los compuestos iónicos ternarios están ormados por iones monoatómicos y poliatómicos. El enlace entre los átomos del ion poliatómico es covalente.

   –

   e

Mn+

Mn+

Iones

Mn+

K+ y NO3– K+ y OH–

Mn+

Mn+ e–

Representación de Lewis n+

M(s)

Estructura Lewis de los compuestos iónicos –1

+2 O Mg →  ⇒ x O x 2. Mg 2A 7A

–2

↑

3. Ca F2→ Ca+2 ⇒ x F 2 2A 7A

+3

⇒ 3 x O x

–2

3A 6A

xx

+2

x 5. Mg3 N2 → 3 Mg ⇒ 2 x Cl x 2A

–3

5A

6. Ca O → Ca ⇒ x O x +2

–2

2A 6A

7. Na Cl → Na+1 x Cl

↑

ne–DESLOCALIZADOS

  (EM) Ejemplo: Para el sodio 1+ Na(s) 1e–DESLOCALIZADOS

–1

4. Al2 O3 → 2 Al

e–

e–

–

KNO3 KOH

→ K⇒ x Cl KCl 1. 1A 7A

e–

e–

MgSO4

+1

e– e–

e–

NH y Cl Mg2+ y SO2–4

e–

Mn+ e–

Otros ejemplos: + 4

Mn+ e–

Ejemplo: Cloruro de amonio (NH 4Cl) donde el ion Cl está unido al NH 4+  por enlace iónico, pero los átomos dentro de este catión están unidos por enlace covalente.

Compuesto NH4Cl

Mn+

–1

1A 7A

ENLACE METÁLICO �EM� Es la uerza de atracción electrostática entre los cationes metálicos de un metal, o de una aleación con el «mar o gas de electrones» de valencia, que se encuentran deslocalizados.

(EM) El enlace metálico permite dar explicación a las siguientes propiedades propiedades de los elementos metálicos: Son sólidos cristalinos a condiciones condiciones ambientales, Z excepto el mercurio (Hg) Z Su conductividad eléctrica es inversamente proporcional a la tempratura (son conductores eléctricos de primer orden). Z Son conductores térmicos. Z Presentan brillo metálico característico, color gris plateado. Excepciones: el oro (amarillo) y el cobre (rojizo) Z Son maleables y dúctiles: Au > Ag > Cu > Al. Z ienen dureza y tenacidad. Z Su densidad es variable. El litio es el más liviano (ϑ = 0,53g/ml) y el osmio, el más pesado ( ϑ = 22,6g/ml). Z A mayor carga iónica del metal, metal , mayor es el punto de usión y ebullición de los metales.

Trabajando en clase Integral 1. Si el potasio(K) presenta 1e –  de valencia y el fluor(F) 7e– de valencia, ¿cuál es la probable órmula del compuesto que ormarán? Resolución: Kx(1e de valencia pierde 1e–) 3.ER

AÑO

125

F (7e– de valencia pierde 1e –) Kx

F

⇒ Kx F ⇒ +1KF–1 ⇒KF

QUÍMICA

2

ENLACE IÓNICO

2. Si el calcio (Ca) presenta 2e – de valencia, y el azure(S) 6e – de valencia, ¿cuál es la probable órmula órmula de compuesto que ormarán? a) CaS c) CaS2 e) Ca6O2 b) Ca2S d) Ca2O6 3. Si el sodio presenta 1e – de valencia, y el oxígeno 6e– de valencia, indica qué probable órmula ormarán y el tipo de enlace que presentarían. 4. Determina el enlace y la órmula del compuesto (UNALM 2013 I)

9. Se tiene el siguiente cuadro de electronegatividades. Na H Cu Cl Br 0,9 2,1 1,9 3 2,8

¿Cuál de los siguientes compuestos es iónico? I. CuCl2 II. NaBr III. HBr

10. Si el elemento X pertenece al grupo IA, excepto el H, y el elemento Y al grupo VIIA; ¿qué órmula iónica se obtendrá? (UNMSM 2005 - II) a) XY3 c) X5Y e) XY2 b) XY d) X2Y

y 

x

11. Si el elemento M pertenece al grupo (IA) y el elemento N al grupo VIA, ¿qué órmula iónica se obtendrá? a) M3N c) MN e) MN2 b) MN3 d) M2N

a) IÓNICO; XY d) IÓNICO; XY2 b) COVALENE; COVALENE; X2Y e) COVALENE; COVALENE; X2Y 3 c) HEÁLICO, X2Y2

UNI

UNMSM 5. Dados los elementos 19A y 8B, ¿qué tipo de enlace y órmula orman? Resolución: – A 1s22s22p63s23p64s 1 → 1e 19  valencia Metal Pierde 1e – → A+1

12. ¿Cuál de los siguientes compuestos orma enlace iónico? I. BeCl2 II. HCl III.NaCl IV.BeO Be O V. AlCl Al Cl 3 Resolución: Los compuestos compuestos que presentan berilio (Be) no orman enlace iónico si no enlace covalente, también, el AlCl3. El único compuesto que presenta enlace iónico es el NaCl. Rpta: Solo III

6e– de 2 2 4 8B 1s 2s 2p  valencia No Gana 2e– → B–2 Metal A+1 B–2 → A2B Enlace Enlace iónico iónico

6. Dados los elementos 38X y 35Y, ¿qué tipo de enlace y órmula orman? 7. Determina la probable órmula y tipo de enlace que ormarán los siguientes elementos: N: 1s22s22p63s23p5 M: 1s22s22p63s1 8. Se tiene el siguiente siguiente cuadro de electronegatividades electronegativ idades A B C D E F G 0,9 2,1 1,9 3 2,8 2 2,5 ¿Cuál de los siguientes compuestos es iónico? I. AB II. AD III. AG

2

QUÍMICA

B S 2 2,5

13. ¿Cuál de los siguientes compuestos no orma enlace iónico? I. BeCl2 II. NH3 III.KI IV.H2O V. CH 4 14. Dado los elementos 19A y 17B, ¿qué tipo de enlace orman? 15. Señala una característica del enlace iónico. a) Forman moléculas b) Se originan por compartición compartición de electrones. c) Mantiene unido a los átomos no metálicos. d) Fundido o disuelto en agua conducen la corriente eléctrica e) Son solubles en CCl 4

126

3.ER

AÑO

3 Enlace covalente Introducción Los químicos norteamericanos Lewis y Lanqmuir usaron la regla del octeto no solo para explicar la ormación de compuestos iónicos, sino, también, la de compuestos no iónicos (covalentes). (covalentes). Para Lewis, dos átomos en un enlace llegan a cumplir con la regla del octeto, no solo al transerir electrones, sino, también, al compartir uno o más pares de electrones. En este caso, se considera que el par o pares de electrones compartidos pertenecen a la perieria de ambos átomos. No debemos olvidar que al igual que en el enlace iónico, la ormación del enlace covalente conduce a que los átomos adopten la configuración de un gas noble.

Z

Propiedades de las sustancias covalentes Z Z Z Z Z Z Z

Concepto Es una unión química entre dos o más átomos, donde se comparte electrones. Generalmente se produce entre no metales de los grupos del IIIA hasta el VIIA. No puede haber transerencia de electrones, ya que ambos no metales tienden a ganar electrones. La dierencia de la electronegatividad (∆EN) es menor a 1,7. Ejemplo: H

•

x

xx

x Br xx x

iende a iende a ganar 1e– ganar 1e–

H

A) Según el tipo de traslape

a. Traslape raslap e frontal o sigma (s) sOs H s H;H H

xx

xx

Comparten electrones (El bromo está rodeado de 8 electrones, cumple con el octeto)

b. Traslape raslap e lateral o pi (p) p O s O ; N pps N

B) Según en número de electrones aportados para ormar el enlace

Característica del enlace covalente Z

3.ER

Se genera por la superposición o solapamiento de orbitales atómicos moleculares. Generalmente la compartición de electrones es entre átomos de elementos no metálicos, pero AÑO

A condiciones ambientales pueden ser sólidos, líquidos y gases. Generalmente Generalmente tienen bajos puntos de usión y de ebullición. Muchos de ellos son insolubles en solventes polares como el agua. La mayoría de ellos son solubles en solventes apolares como el n-hexano, benceno, CCl 4, etc. Sus soluciones acuosas suelen ser malos conductores de la electricidad (no orman electrolitos). electrolitos). Generalmente Generalmente son inflamables. Los átomos orman unidades discretas denominadas moléculas. Por ello, también se les llama compuestos moleculares.

Clasificación de los enlaces covalentes

• x Br xx

EN(Br) = 2,8 EN(H) = 2,1 ∆EN = 0,7

Z

también pueden intervenir átomos de elementos metálicos poco activos como Be, Al y Hg. La dierencia de electronegatividad es relativamente baja. ∆EN < 1,7

127

a. Enlace covalente normal En este tipo de enlace cada átomo aporta un electrón para ormar el par electrónico enlace. xx x Cl x Cl xx Enlace covalente normal (ambos aportan)

QUÍMICA

3

ENLACE COVALENTE

D) Según la cantidad de pares enlazantes enlazantes

H x Hx C

xH

x

H

a. Enlace covalente simple (–) Está constituido por un par de electrones compartidos. Se genera un enlace tipo sigma ( s). s Cl Cl ●

Enlace covalente normal

●

b. Enlace covalente coordinado o dativo En este tipo de enlace, solo un átomo aporta el par electrónico enlazante. Enlace covalente dativo S (solo aporta el azure) x x x x x x O O x xx xx x H x

Recuerda Un enlace dativo también es simple.

O Hx O

x xPx x

O

O

Enlace dativo

C) Según polaridad a. Enlace covalente polar Se genera entre átomos de dierentes elementos. Se cumple ●

2. Enlace covalente multiple triple L Está constituido por tres pares de electrones compartidos. L Contiene un enlace sigma (s) y 2 enlaces pi (p). p N2 ⇒ N ps N

●

0 < ∆EN < 1,7 ●

 

●

b. Enlace covalente apolar Se genera entre átomos del mismo elemento, generalmente. Se cumple ∆EN = 0 Ejemplo: Br2 Br Br ∆EN = 0

Diagrama Lewis de sustancias covalentes 1. H2O 2. CO2 3. O3 4. H2 5. NH3

●

●

H

P H H

●

3

PH3 EN(P) = 2,1 EN(H) = 2,1 ∆EN = 0

6. HCN 7. N2 8. HClO4

O H H O C O O O O H H N HHH H C N N N H O O Cl O

9. H2CO3

O H O C O H

10. H2SO4

O O

La densidad electrónica del enlace es compartida de orma equitativa.

QUÍMICA

s

Sx s O xO

b. Enlace covalente multiple 1. Enlace covalente multiple doble L Está constituido por dos pares de electrones compartidos. L Contiene un enlace sigma ( s) y uno pi (p). s O2 ⇒ O p O

xH

Se generan cargas aparentes o dipolos eléctricos (g+; g–). Ejemplo: g+1 g–1 HCl xx x EN(Cl) = 3,0 H Cl x xx EN(H) = 2,1 Diagrama Lewis ∆EN = 0,9 La densidad electrónica del enlace es compartida de orma desigual.

O

128

H O S O H O 3.ER

AÑO

ENLACE COVALENTE

Trabajando en clase Integral 1. De acuerdo a la ubicación de los elementos A, B, X, E y D en la tabla periódica actual, señala la proposición correcta.

5. Indica la cantidad de enlaces sigma ( s) y pi (p) que hay en el siguiente compuesto: CH3 CH CH C

D X E

A B

CH2

Resolución H H H

H

s ss ss s s C CpC s

H s C sC s C s C s H p p

sp s s s

H C

H

Resolución a) A y B orman enlace polar covalente. (F) b) A y E orman enlace dativo. (F) c) X y E orman enlace covalente polar pues ambos son no metales de los grupos VIA y VIIA, respectivamente. respectivamente. (V) d) A y X orman enlace covalente polar. (F) e) B y B oman enlace iónico. (F) Rpta.: Solo C

2. De acuerdo a la ubicación de los elementos A, B, C, X, Y, Y, E, D en la tabla periódica actual, señala la proposición correcta. E X Y

A D B C

C CH2 CH

H

17s y  4p

H

6. Calcula el número de enlaces sigma en el ácido hexanoico: CH3 CH2 CH2 CH2 CH2 C O H a) 22 b) 18

O e) 19

c) 20 d) 21

7. ¿Qué compuesto presenta enlace covalente apolar? I) H2O III)KBr V) N2 II)CO II)CO2 IV)C3H8 8. En la siguiente molécula determina: Y Pares libres de electrones Y Valencia de X Y Electrones de valencia de X Y X Y Y

I. A y B orman enlace covalente polar. polar. II. X y Y orman enlace iónico. III. B y C orman enlace dativo. IV. Y y Y orman enlace covalente apolar.

9. En la siguiente molécula determina: Y Pares libres de electrones Y Valencia de N Y Electrones de valencia de N

3. El dióxido de carbono presenta enlace de tipo ___________. 4. La molécula del hidrógeno (H 2) presenta enlace de tipo _____________. UNMSM

3.ER

AÑO

N HHH

10. Determina: A. Electrones de valencia de S. B. Valencia de O. O S O

129

QUÍMICA

3

ENLACE COVALENTE

11. En la siguiente molécula del benceno (C 6H6), ¿cuántos enlaces s y p hay, respectivamente?

a) 10,3 b) 12,3

c) 9,3 d) 6,3

e) 9,4

UNI 12. Identifica las sustancias que presentan enlace co valente polar. polar. I. HI II. CaO III. Cl2 IV. H2 V. H2S Datos: N = 3; H = 2,1; Cl = 3; Ca = 1; I = 2,5; O = 3,5; S = 2,5 Resolución I. HI } 2,5 – 2,1 = 0,4 } Cov. polar II. CaO } 3,5 3,5 – 1 = 2,5 } Iónico III. Cl2 } 3 – 3 = 0 } Cov. apolar

3

QUÍMICA

IV. H2 } 2,1 – 2,1 = 0 } Cov. apolar V. H2S } 2,5 – 2,1 = 0,4 } Cov. polar Rpta.: IyV

13. Identiica las sustancias que presentan enlace covalente apolar. Datos: C = 2,5; Na = 0,9; Cl = 3; P = 2,1; H = 2,1; O = 3,5 I. O2 II. CO2 III. NaCl IV. PH3 V. H2O 14. Determina el tipo de enlace que se producirá entre un elemento con número atómico 8 y otro con número atómico 6. 15. Señala V o F con respecto al enlace covalente: I. Se orma orma debido a la compartición compartición de de los los elecelectrones de valencia entre dos átomos. II. Generalmente se presenta entre dos elementos no metálicos. III. Es polar si la dierencia dierencia de electronegatividades de los átomos está entre 2 y 4. a) FFV c) VVF e) N.A b) FVF d) VFF

130

3.ER

AÑO

4 Nomenclatura inorgánica compuestos inorgánicos ueron ormuladas en 1957 por el Comité de Nomenclatura Inorgánica de la Internacional Union o Pure an Applied Chemistry (IUPAC). Cabe resaltar que el concepto de los números de oxidación es undamental para nombrar a los compuestos.

Función química

Dado que se conocen millones de compuestos, es importante poder asociar los nombres y órmulas de manera sistematica. Las reglas para nombrar los No metal ⇒ Óxido ácido +

+

Es un conjunto de compuestos con propiedades muy semejantes que se caracterizan por tener en su estructura, todos ellos, un determinado número de átomos agrupados en la misma orma. Este conjunto recibe el nombre de grupo uncional, por lo cual, tiene propiedades análogas.

⇒ Ácido

H2O

oxácido

+ ⇒

Oxígeno Metal

+

+

No metal

+

Metal

⇒ Óxido básico +

⇒ Hidruro no metálico

Hidrógeno

⇒

⇒

H2O

Hidróxido Sal

Hidruro ácido

+

Ácido

⇒ hidrácido

Hidruro metálico

Nº de EO 1

a) Nomenclatura Nomenclatura tradicional o clásica Se nombra de acuerdo al EO del elemento:

2

(unción química) prefijo (raíz del elemento) sufijo

3

4

AÑO

H2O

+ ⇒ HALOIDEA

Hidruro especial

Nomenclatura ipos:

3.ER

Sal oxisal

131

Tipo de EO Único Menor Mayor Menor Intermedio Mayor Menor Intermedio Intermedio Mayor

Prefijo

Hipo– Hipo– Per–

Sufijo –ico –oso –ico –oso –oso –ico –oso –oso –ico –ico QUÍMICA

4

NOMENCLATURA NOMENCLA TURA INORGÁNICA

b) Nomenclatura stock  Según esta nomenclatura, nomenclatura, se nombra la unción química seguida del nombre del elemento y, a continuación, el número de oxidación del elemento con números romanos entre paréntesis.

No Metales F Cl, Br, I S, Se, e Sb, As N, P C B Si N (óxidos neuros)

(unción química) (elemento) (elemento) (EO romanos)

c) Nomenclatura sistemática o IUPAC IUPAC Según la IUPAC IUPAC (Unión Internacional Internaciona l de Química Pura y Aplicada), las proporciones en que se encuentran los elementos y el número de oxígenos se indican mediante prefijos prefijos griegos.

Elementos anfóteros Elemento Manganeso Cromo (Cr) Vanadio (V) Bismuto (Bi)

prefijo (unción química) prefijo (elemento) Prefijo

1 Mono

2 Di

3 ri

4 etra

5 Penta...

Es la capacidad de un átomo para enlezarse a otro. No tiene signo (positivo; negativo).

Tipo de elemento Nulivalentes Monovalentes

0 1

Divalentes

2

rivalentes etravalentes

3 4

Ejemplos Gases nobles Metales alcalinos Metales alcalinos térreos Aluminio Carbono

Estado de oxidación ambien llamado número de oxidación, es la carga aparente aparente que tiene un átomo en una especie química. Indica el número de electrones que un átomo puede ganar o perder al romperse el enlace en orma heterolítica. Es un número entero o raccionario que tiene signo y, también, puede ser cero. Veamos:

Metales Li, Na, K, Rb, Cs, Ag, NH 4 Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Cd, Zn Pb, Sn, Pt, Pd Al, Ga, Sc, In Cu, Hg Fe, Co, Ni Au

QUÍMICA

Metal 2+, 3+ 2+, 3+ 2+, 3+ 3+

No metal 4+, 6+, 7+ 3+, 6+ 4+, 5+ 5+

Reglas para determinar el estado de oxidación

Valencia

4

EO 1– 1–, 1+, 3+, 5+, 7+ 2–, 2+, 4+, 6+ 3–, 3+, 5+ 3–, 1+, 3+, +5 4–, 2+, 4+ 3–, 3+ 4+ 2+, 4+

EO 1+ 2+ 2+, 4+ 3+ 1+, 2+ 2+, 3+ 1+, 3+

1. El estado de oxidación de un átomo átomo sin combi0 0 narse con otro elemento es cero; Cu , Ag, O02, N 02 2. El estado de oxidación oxidación del hidrógeno es +1, en hidruro metálico es –1. 3. El estado de oxidación oxidación del oxígeno oxígeno es es –2, excepto en peróxidos donde donde es –1 y cuando está unido con el flour fl our +2. 4. El estado de oxidación oxidación del grupo IA, plata, es +1. El estado de oxidación del grupo IIA, zinc y cadmio, es +2. 5. En un compuesto neutro, la suma de los estados de oxidación es igual a cero. 6. Los halógenos, halógenos, cuando cuando están están unidos con un metal, tienen estado de oxidación –1. Los anígenos, cuando están unidos con un metal, tienen estado de oxidación –2. 7. En un oxanión la suma de los EO es igual a la carga del ion. Ejemplos: 1. +1 x –2 ⇒ +2 +x – 8 = 0 x = +6 H SeO 2

2.

x

4

+1 C2H6

3. Ca3(PO (PO4)2 ⇒ +2 4.

⇒ 2x + 6 = 0 → x = –3 x –2 ⇒+ 6 + 2x – 16 = 0 x = +5 Ca3P2O8

x ⇒ 4x = 0 → x = 0 P4 Nota: Generalmente: Generalmente: valencia = |NO|

132

3.ER

AÑO

NOMENCLATURA INORGÁNICA

Trabajando en clase Integral 1. Indica los estados de oxidación de manganeso (Mn) en los siguientes compuestos: K2MnO4 y MnCl2 Resolución EO(K) = +1 EO(Cl) = –1 EO(O) = –2 ∑(EO) = 0 +1 x –2 2(+1) + x + 7(–2) = 0 K2 Mn O4 x = +6 y  –1

Mn Cl2

6. Determina los estados de oxidación de los no metales en los siguientes compuestos: CH 2Cl 2 y NaHCO3 (UNAC–2007) a) +2 y –2 d) 0 y –4 b) 0 y +4 e) +2 y +4 c) +2 y +2 7. Calcula el estado de oxidación del oxígeno en Ca(OH)2 a) 0 d) –2 b) +1 e) +1 c) +2 8. Determina el número de oxidación del carbono –2 –2 en las siguientes especies químicas: CO 2 ; CO3

y + 2(–1) = 0 y = +2

2. Indica los estados de oxidación del cromo en los siguientes compuestos: KCrO4 y CrCl3   (UNAL–2004-II) a) 7–; 3+ d) 5+; 2+ b) 5+; 1+ e) 7+; 3+ c) 7–; 5+ 3. Calcula el estado de oxidación de manganeso (Mn) en el ion permangana p ermanganato to (MnO4)–. a) –2 c) –7 e) +6 b) +7 d) –1 4. Determina el estado de oxidación de oxígeno en el ozono (O3). a) 0 c) –2 e) +4 b) +1 d) –1

9. Determina el numero de oxidación del azure en –2 –2 las siguientes especies químicas: SO3 ; SO4 a) –7, –5 d) +1, +7 b) +2, +8 e) +5, +3 c) +4, +6 10. Determina el estado de oxidación del nitrógeno en cada compuesto: HNO 2 y HNO3 a) +2; +6 d) +3; +5 b) +1; +7 e) 0; –2 c) +1; –7 11. Determina el número de oxidación del ósoro en los siguientes compuestos: H 3PO4; Pb(PO4)4 a) +3; +5 d) +1; +5 b) +5; +5 e) +3; +3 c) +1; +3 UNI

UNMSM 5. Calcula los estados de oxidación correspondientes a los metales en los siguientes compuestos: compuestos: CH3Cl y Ca(HCO3)2

12. En cuál de las siguientes secuencias el carbono posee números de oxidación (valencias) –4, +2, +4, respectivamente:

Resolución x +1 –1 x + 1(3) – 1 = 0 CH3 Cl x = –2 2 + 1(2) +2y + –2(6) = 0 +2 +1 + 1 y  –2 Ca(HCO3)2 4 + 2y + (–12) = 0 y=4 3.ER

AÑO

133

Resolución y  +1 y + 4(+1) = 0 EO(H) = +1 CH4 y = –4 EO(O) = –2 ∑(EO) = 0 +1 x –2 2(+1) + x +2(–2) = 0 H2CO2 x = +2 +1 B –2 2(+1) + B +(–2)3 = 0 H2CO3 B = +4 QUÍMICA

4

NOMENCLATURA NOMENCLA TURA INORGÁNICA

13. En cuál de las siguientes secuencias de iones del nitrógeno poseen las valencias –3, +5, +3. (UNMSM 1989) I. NO–3 ; NO–2 ; NH4+ II. CN– ; NH4+; NO–3 III.NH4+; NO–3 ; CN– IV.NH N H4+; NO–3 ; NO–2 V. NH4+; CN– ; NO–2

4

QUÍMICA

14. Establece el número de oxidación de cada uno de los elementos del siguiente compuesto: (UNMSM – 2004-I) Na2S5O6 15. Determina el par de metales cuyo número de oxidación más común es +3. (UNI 2000-I) I. Li; Be IV. Al; Bi II. Al; Ba V. Bi; Ba III. III.Mg; Ba

134

3.ER

AÑO

5 Nomenclatura inorgánica (óxidos) I. FUNCIÓN ÓXIDOS A. Concepto

L

Concepto Los óxidos básicos son compuestos iónicos que se orman cuando el oxígeno se combina con un metal.

L

Obtención

Los óxidos son compuestos binarios que resultan de la combinación del oxígeno con cualquier otro elemento. ●

Obtención: metal + oxígeno → óxido básico

Elemento + oxígeno = óxido ●

L

Formulación: +x

E

–2

O

+x

 M2Ox

Si son múltiplos múltiplos se simpliican. +x: estado de oxidación del metal

B. Clasificación de los óxidos Debido a la gran acilidad que tiene el oxígeno para combinarse con la mayoría de los elementos de la tabla periódica, los óxidos se clasifican en óxidos básicos y óxidos ácidos.

L

Nomenclatura: óxido

Nombre del  terminación metal

Sobre las terminaciones:

1. Óxidos básicos u óxidos metálicos

À

Estado de oxidación: Nombre de de nombre del la unción metal

À

Estados de oxidación: menor: ........ –oso mayor: ........ –ico

Ejemplos:

Fórmula

3.ER

–2

M O

E2Ox

x: estado de oxidación de E.

 

Formulación

AÑO

Nomenclatura clásica

Nomenclatura stock 

Nomenclatura IUPAC

Fe2+ O2– → FeO

Óxido erroso

Óxido de hierro (II)

Monóxido de hierro

Fe3+ O2– → Fe2O3

Óxido érrico

Óxido de hierro (III)

rióxido de dihierro

135

QUÍMICA

3

NOMENCLATURA NOMENCLA TURA INORGÁNICA (ÓXIDOS)

2. Óxidos ácidos (anhídridos) L

L

Concepto Son llamados también anhídridos u óxidos no metálicos. Los óxidos ácidos son compuestos que se orman cuando el oxígeno se une con un no metal.

+x

NH

–2

O

NM2Ox

+x: estado de oxidación del no metal (NM). L

L

Formulación

Obtención

Nomenclatura Nomenclatura clásica: óxido Nombre  terminación No metal

no metal + oxígeno = anhídridos

Sobre las terminaciones: El preijo per.....ico se usa cuando el NO es 7 +, como en los casos del C , Br, I, Mn.

Prefijo

Sufijo

# de valores al NO 1 2 3 4

Hipo ........... oso ........... oso

•

•

•

•

•

menor NO

NO: número de oxidación ........... ico

•

•

•

•

Per ........... .......... . ico  

•

mayor NO

Ejemplo:

Nomenclatura clásica

Nomenclatura stock 

Nomenclatura IUPAC

S2+ O2– → SO

Óxido hiposuluroso Óxido de azure (II)

Monóxido de azure

S4+ O2– → SO2

Óxido suluroso

Óxido de azure (IV)

Dióxido de azure

S6+ O2– → SO3

Óxido sulúrico

Óxido de azure (VI)

rióxido de azure

Fórmula

II. FUNCIÓN PERÓXIDOS Estos compuestos compuestos presentan en su estructura enlaces puente de oxígeno, el cual actúa con estado de oxidación –1.

A. Nomenclatura Se nombra con la palabra peróxido seguido del nombre del metal.

Ejemplos K2O2 o (K – O – O – K) H2O2 o (H – O – O – H) (agua oxigenada) O BaO2 o Ba O O CuO2 o Cu O O ZnO2 o Zn O

3

QUÍMICA

Nomenclatura Nomenclatura funcional Peróxido de potasio Peróxido de hidrógeno Peróxido de bario Peróxido de cobre (II) Peróxido de zinc

136

3.ER

AÑO

NOMENCLATURA INORGÁNICA NOMENCLATURA (ÓXIDOS)

 

Ejemplos: Formula los siguientes peróxidos: Peróxido de magnesio ___________ _______ ____ Peróxido Peróxido de de mercurio mercurio (II) ___________ Peróxido de cadmio ___________ _______ ____ Peróxido de cobre (I) ___________ _______ ____ Peróxido de rubidio ___________ _______ ____ Peróxido de cobre (II) ___________ _______ ____

●

● ● ●

●

● ● ●

●

B. Propiedades de los óxidos óxidos ●

●

Los óxidos básicos son compuestos iónicos que se orman cuando el oxígeno se combina con un metal. Al disolverse en agua producen hidróxidos o bases; sin embargo, algunos óxidos metálicos, como el del aluminio, son an-

●

●

óteros, porque al disolverse en agua orman tanto bases como ácidos. Por lo general, los óxidos no metálicos son gaseosos y al disolverse en el agua orman ácidos. Los óxidos de nitrógeno (N 2O3) y los de azure (SO2) son particularmente conocidos, pues son lo que contaminan la atmósera produciendo produciendo la lluvia ácida. El óxido de hierro III (Fe 2O3) es el óxido que se orma cuando se oxida un clavo, el ierro de construcción, etc. El CO2 es un óxido no metálico que lo liberamos en la respiración, y las plantas lo utilizan en su metabolismo (otosíntesis). El vidrio y la arena están ormados por una mezcla de óxido como el SiO 2 y otros.

Trabajando en clase Integral

I. I2O: ANHÍDRIDO HIPERYÓDICO II. I2O7: ANHÍDRIDO YÓDICO III.I2O3: ANHÍDRIDO YODOSO IV.I2O: ANHÍDRIDO HIPOYODOSO V. I2O5: ANHÍDRIDO PERYÓDICO

1. Nombra el siguiente compuesto según la nomen-

clatura IUP I UPAC: AC: Fe 2O3 Resolución: Nomenclatura IUPAC

Mono .... Di .... ri .... .. ..

Resolución +1 –2 I. I2O: Anhídrido hipoyodoso

Fe2O3 rióxido de dihierro

+7 –2 II. I2O7 : Anhídrido peryódico

2. Nombra el siguiente compuesto según la nomenclatura IUP I UPAC: AC: N 2O5

+3 –2 III.I2O3: Anhídrido yodoso

3. Nombra el siguiente compuesto según la nomenclatura stock: PbO.

+1 –2 IV.I2O: Anhídrido hipoyodoso

4. Indica cuántos compuestos son óxidos básicos y cuántos son anhídridos (óxidos ácidos), respecti vamente CO2; HgO; Cu2O; C 2O7; Na2O; Br2O3; PbO2; P2O3; I2O7.

+5 –2 V. I2O5: Anhídrido yódico

UNMSM 5. Indica la relación correcta con respecto a los siguientes compuestos: (EO: I = +1; + 3; +5; +7)

3.ER

AÑO

6. Indica la relación correcta con respecto a los siguientes compuestos: (EO: N = +1; +3; +5). I. N2O3: ANHÍDRIDO PERNÍRICO II. N2O5: ANHÍDRIDO NÍRICO III.N2O: ANHÍDRIDO NIROSO IV.N2O5: ANHÍDRIDO HIPONIROSO V. N2O3: ANHÍDRIDO NÍRICO

137

QUÍMICA

3

NOMENCLATURA NOMENCLA TURA INORGÁNICA (ÓXIDOS)

7. Señala la relación correcta entre la órmula del óxido y la nomenclatura de stock correspondiente. I. Ni2O – ÓXIDO DE NÍQUEL (II) II. Cr2O3 – ÓXIDO DE CROMO (IV) III.Pb3O4 – ÓXIDO DE PLOMO (II) IV. IV.Fe Fe2O3 – ÓXIDO DE HIERRO (III) V. Fe3O4 – ÓXIDO DE HIERRO (II) 8. Nombra el siguiente compuesto según la nomenclatura clásica: SO 3 (EO: S = +2; +4; +6). 9. Nombra el siguiente compuesto según la nomenclatura clásica: Br2O. (EO (BR) = +1; +3; +5; +7) 10. Formula y determina la atomicidad del trióxido de dioro. 11. Formula los siguientes compuestos: • Óxido de selenio (IV) • Óxido de cobalto (II) UNI 12. Determina la atomicidad del anhídrido hipocloroso y del anhídrido clórico, si el cloro presenta los siguientes EO: +1; +3; +5; +7.

3

QUÍMICA

Resolución • Anhídrido hipocloroso +1 –2 Atomicidad C O → C 2O 3 • Anhídrido clórico +5 –2

C

O→C

2O5

Atomicidad 7

13. Determina la atomicidad del anhídrido suluroso y del anhídrido sulúrico, si el azure (S) presenta los siguientes EO: +2; +4; +6. 14. ¿Qué compuesto presenta mayor atomicidad? I. Pentóxido de dinitrógeno II. Óxido de aluminio aluminio III.Heptóxido de dicloro 15. Según la nomenclatura stock, ¿qué nombre corresponde a la órmula asociada? (UNI – 2003-I) a) Fe(NO3)2; nitrato de hierro (III) b) Fe2O3; óxido de hierro (II) c) SnO2; óxido de estaño (IV) d) Cr2O3; óxido de cromo (II) e) MnO2; óxido de manganeso (II)

138

3.ER

AÑO

6 Hidruros e Hidróxidos I. HIDRÓXIDOS O BASES

Principales hidróxidos El hidróxido de sodio (NaOH) y el hidróxido de potasio se utilizan en la elaboración del jabón. El hidróxido de aluminio (Al(OH)3 está presente en la mylanta antiácido). El hidróxido de magnesio (Mg(OH)2) está presente en la leche magnesia (antiácido).

Son compuestos ternarios que presentan el ion oxidrilo (OH)–1. Obtención Óxido básico  + agua → Hidróxido MgO + H2O

Mg(OH)2

Fórmula General: +x

M

–1

(OH)

M(OH)x 

1. Si el metal posee un solo valor de estado de oxidación: Hidróxido de [nombre de metal]. 2. Si el el metal metal posee varios estados de oxidación se utilizará la nomenclatura nomenclatura clásica o la stock.

Propiedades Propiedad es de los hidróxidos ienen sabor amargo, son resbalosos resbalos os al tacto, cambian a color azul el papel tornasol y tiñen la enolaleina(coloración rosada). Además, neutralizan a los ácidos.

Nomenclatura clásica Hidróxido [raíz del metal + sufijo]

II. HIDRUROS

–oso (menor EO) –ico (mayor EO)

Son compuestos binarios ormados por átomos de hidrógeno y un metal o no metal.

A. Hidruros metálicos

Nomenclatura stock

Los hidruros metálicos se orman cuando el hidrógeno se combina con un metal. En este caso, el H actúa con el número de oxidación excepcional: –1 Por lo general son compuestos iónicos.

Hidróxido de [nombre de metal] (EO en romanos) Ejemplos:

 

Hidróxidos

Nomenclatura stock  Hidróxido de sodio Hidróxido de hierro (II) Hidró Hidróxid xidoo de hierro (III)

Para escribir su órmula se escribe el metal, seguido del hidrógeno, y se intercamian los números de oxidación.

Es recomendable el uso de la nomenclatura stock para hidróxidos.

Para nombrar un hidruro metálico se pone la palabra hidruro delante del nombre del metal.

NaOH Fe(OH)2 Fe(OH)3

3.ER

AÑO

Nomenclat ura clásica Hidróxido de sodio Hidróxid o erroso Hidró Hidróxid xidoo érric érricoo

Metal + Hidrógeno → Hidruro

M+x  + H–1 → MHx 

139

QUÍMICA

6

HIDRUROS E HIDRÓXIDOS

 

Ejemplo: Fórmula nomenclatura clásica Na1H1– → NaH Hidruro sódico

Nomenclatura stock Hidruro de sodio

Nomenclatura IUPAC Hidruro de sodio

Ca2+ H1– → CaH2

Hidruro cálcico

Hidruro de calcio

Hidruro de calcio

Pb2+ H1– →PbH2

Hidru idrurro pl plumboso boso

Hidru idrurro de de pl plomo (II (II))

Dihidruro de plomo

Pb4+H1– → PbH

Hidru idrurro pl plúmbico ico

Hidru idrurro de plo plomo (IV) (IV)

etrahidruro de plomo

4

Los hidruros del grupo IA son muy reactivos rente al agua.

B. Hidruros no metálicos. Estos hidruros se producen cuando el hidrógeno se combina con un elemento no metálico. Son compuestos compuestos covalentes, covalentes, por lo general son gaseosos. No metal + Hidrógeno → Hidruro

 

Los hidruros hidruros no metálicos orman enlaces covalentes covalentes en los que que el hidrógeno tiene el el número número de oxioxidación +1. enemos

a. Hidruro especial  

Son compuestos en los que intervienen interv ienen los no metales del grupo IIIA, IVA, IVA, VA. Formulación: Para escribir sus órmulas se procede igual que con los hidruros metálicos.

Recuerda los elementos: IIIA (trabajan con NO = 3–) IV(trabajan con NO = 4–) VA(trabajan con NO = 3–) Nomenclatura Fórmula B3–H1+ → BH3 C4– H1+ → CH4 N3– H1+ → NH3

Nomenclatura sistemática rihidruro de boro etrahidruro de carbono rihidruro de nitrógeno

b. Hidruro ácido Son aquellos hidruros donde intervienen los no metales del grupo VIA, VIIA. VIIA.

Nomenclatura Para nombrarlos, en la nomenclatura clásiuro, al nombre del no ca se agrega el sufijo uro metal , seguido de las palabras pa labras de hidrógeno. Recuerda los elementos: VI (trabajan con NO = 2–) VIIA (trabajan con NO = 1–)

Fórmula general Hx E(ac)

6

QUÍMICA

140

Nomenclatura común Borano Metano Amoniaco

Ejemplo: H2S(g) suluro de hidrógeno H2Se(g) seleniuro HF(g) fluoruro de hidrógeno HCl(g) cloruro de hidrógeno Propiedades de los hidruros. 1. Son sustancias sustancias cristalinas tipo sal, en las cuales el metal M + y el hidruro H – ocupan posiciones alternas en el cristal. 2. Son sólidos incoloros de alto punto de usión (entre 400 y 700 °C) 3. Se usan mucho como agentes reductores, como el hidruro de LIIO y aluminio

3.ER

AÑO

HIDRUROS E HIDRÓXIDOS

Nomenclatura común de algunos compuestos inorgánicos

    S     O     C     I     L     Á     T     E     M     O     N     S     O     R     U     R     D     I     H

    S     O     D     I     X     Ó

    S     O     D     I     X     Ó     R     D     I     H

3.ER

AÑO

Fórmula

Nomenclatura común

Nomenclatura sistemática

BH3

borano

rihidruro de Boro

B2H6

diborano

CH4

metano

SiH4

silano

GeH4

germano

NH3

amoniaco

PH3

osfina

AsH3

arsina

SbH3

estibina

N2H4

hidrazina

C aO

cal viva

Al2O3

alúmina

Fe2O4

hematita

Fe3O4

magnétito

MnO2

pirolusita

Na2O2

oxilita

SiO2

silice

Ca(OH)2

cal apagada

Mg(OH)2

leche de magnesia

KOH

potasa cáustica

NaOH

soda cáustica

1411 14

rihidruro de antimonio

QUÍMICA

6

HIDRUROS E HIDRÓXIDOS

Trabajando en clase Integral

Dato: EO (Cu) = +1, +2 Eo (Fe) = +2, +3

1. Formula Formula los siguientes hidruros metálicos: • Hidruro plúmbico • Hidruro erroso Datos: EO(Pb) EO(Pb ) = +2 + 4 EO(Fe) = +2, +3

Resolución Cu: +1 +2

Cu(OH)–1 2

Resolución Hidruro plúmbico (Pb = +4) +4 –1 Pb H FeH2

Fe(OH)–12

7. Formula los siguientes hidróxidos: • Hidróxido de sodio • Hidróxido de calcio

Datos: EO (Cu )= +1, +2 EO (Au) = +1, +3

3. Nombra los siguientes hidruros metálicos según la nomenclatura IUPAC • CoH3 • HgH

8. Formula los siguientes hidruros no metálicos: • Cloruro de hidrógeno • Suluro de hidrógeno 9. Formula los siguientes hidruros no metálicos: • Bromuro de hidrógeno • Selenuro de hidrógeno 10. Determina el nombre común de los siguientes hidruros especiales: • CH4 • NH3

4. Formula: • Hidruro de estaño (IV) • rihidruro rihidr uro de níquel • Hidruro platinoso

11. Indica la correspondencia correcta entre el nombre y la órmula de los siguientes hidróxidos. (UNI 2003 – II)

UNMSM 5. Nombra los siguientes hidróxidos según la nomenclatura clásica. • Cu(OH)2 • Fe(OH)2 QUÍMICA

OSO ICO Hidróxido   erroso

Datos: EO(Sn) = +2, +4 EO(Ni) = +2, +3

2. Formula Formula los siguientes hidruros metálicos: • Hidruros cuproso • Hidruro áurico

6

+3

6. Nombra los siguientes hidróxidos según la nomenclatura clásica: • Sn(OH)4 • Ni(OH)2

Hidruro erroso (Fe = +2) +2 –1 Fe H FeH2

 

OSO ICO Hidróxido   cúprico Fe : +2

+2

+2

142

I. Hidróxido áurico – Au(OH)3 II. Hidróxido de mercurio – Hg2(OH)2 III. III. Hidróxido gálico – Ga(OH) 2 3.ER

AÑO

HIDRUROS E HIDRÓXIDOS

UNI 12. Formula los siguientes compuestos. I. Hidruro érrico II. Yoduro Yoduro de hidrógeno III. etrahidruro etrahi druro de carbono Resolución Hidruro érrico Fe = +3 +3 Fe

–1 H

FeH3

Yoduro de hidrógeno I = –1 +1 –1 H I HI

3.ER

AÑO

etrahidruro etrahi druro de carbono –4 +1 C H CH4

13. Señala la órmula de los siguentes compuestos: I. Hidruro erroso II. Cloruro de hidrógeno III. rihidruro de boro 14. Cierto óxido básico posee 5 átomos por unidad de órmula. ¿Cuál es la atomicidad del hidróxido respectivo? 15. Indica qué se obtiene al reaccionar. MgO + H2O → _____________

143

QUÍMICA

6

7 Ácidos I. FUNCIÓN ÁCIDO Son aquellos compuestos inorgánicos inorgánico s que presentan enlace covalente capaz de liberar iones de hidrógeno (H+).

II. PROPIEDADES DE LOS ÁCIDOS Y Y Y

Poseen sabor agrio. Algunos corroen los metales activos. Neutralizan a los hidróxidos.

Nunca te olvides: En algunos casos se pueden asignar dos nombres dierentes a la misma órmula química: HCl(g) → Cloruro de hidrógeno HCl(ac) → Ácido clorhídrico El nombre asignado al compuesto depende de su estado ísico. En estado gaseoso o en estado líquido puro, HCl es un compuesto molecular que recibe el nombre de cloruro de hidrógeno. Cuando se encuentra disuelto en agua, sus moléculas se separan en iones H+ y Cl–; en esta orma, la sustancia se conoce como ácido clorhídrico.

III. II I.TIPO TIPOSS DE ÁCIDO ÁCIDOSS 1. Ácidos hidrácidos

2. Ácidos oxácidos Son aquellos ácidos que presentan pres entan oxígeno. estos ácidos son compuestos ternarios.

Obtención: Anhídrido + agua → ácido oxácido CO2 + H2O → H2CO3 N2O3 + H2O → HNO2 Son compuestos binarios que se obtienen al disolver un hidruro ácido en el agua.

Fórmula general:

–

F  (Fluoruro) Cl–(Cloruro) Br–(Bromuro) I–(Yoduro) CN–(Cianuro) S=(Suluro)

7

QUÍMICA

Hx EO y 

Nomenclatura clásica: Ácido ... oso (menor ExO) Ácido ... ico (menor ExO)

HxE(ac)

Nomenclatura Nomenclatura clásica (Ácido ... hídrico) Anión

Fórmula general:

Ácido correspondiente HF(ac) (Ácido fluorhídrico) HCl(ac) (Ácido clorhídrico) HBr (Ácido bromhídrico) HI (Ácido yodhídrico) HCN (Ácido cianhídrico) H2S (Ácido sulfídrico)

Recuerda Con recuencia dos o más oxácidos tienen el mismo átomo central pero p ero dierente número de átomos de O.

144

3.ER

AÑO

ÁCIDOS

 

Ejemplo: HNO3; HNO2 EO(x) = +m: Impar H1XO m+1 2

Ejemplos: +3 Cr +6

S

+2 +4 +6

EO(x) = +m: Par H2XO m+2 2

Recuerda que en los casos especiales especia les (P, (P, B, As, Sb), los anhídridos reaccionan con 3 moléculas de agua en la ormación del ácido.

Caso especial (P, B, As, Sb) H3XO m+3

P2O1 + 3H2O → H3PO2 Ácido hipoosoroso P2O3 + 3H2O → H3PO3 Ácido osoroso P2O5 + 3H2O → H3PO4 Ácido osórico

2

Recuerda

HCrO2 Ácido cromoso H2CrO4 Ácido crómico

Los ácidos oxácidos también pueden ser nombrados por la nomenclatura IUPAC y SOCK

H2SO2 Ácido hiposuluroso hiposul uroso H2SO3 Ácido suluroso H2SO4 Ácido sulúrico

Ejemplos: Compuesto H2SO4 HClO4 H2SO2 H3PO4

Nomenclatura sistemática (IUPAC) etraoxosulato (VI) de hidrógeno etraoxoclorato (VII) de hidrógeno Dioxosulato (IV) de hidrógeno etraoxoosato (V) de hidrógeno

Nomenclatura stock  Sulato (VI) de hidrógeno Clorato (VII) de hidrógeno Sulato (II) de hidrógeno Fosato (V) de hidrógeno

Nomenclatura tradicional (clásica) Ácido sulúrico Ácido cido per percl clór óric icoo Ácido hiposuluroso Ácido or ortoosórico

Funcional Ácido tetraoxosulúrico (VI) Ácido cido tet tetra raox oxoc ocló lóri rico co (VII) Ácido dioxosulúrico (IV) Ácido tetraoxoosórico tetraoxoosórico (V)

Nombra los siguientes ácidos según la nomenclatura clásica. Ácido

Nombre

Ácido

HClO HClO2 HClO3 HClO4 HNO2 HNO3 H2SO2 H2SO3

Nombre

H2SO4 H2MnO3 H2MnO4 HMnO4 H2CO2 H2CO3 H3PO3 H3PO4 H3BO3

Ácido

Nombre

HCl(ac) HBr(ac) HI(ac) HF(ac) H2S(ac)

3.ER

AÑO

145

QUÍMICA

7

ÁCIDOS

Veamos algunos ácidos de vida diaria HCl(ac) → Presente en el ácido muriático temperaturas. H2CO3 → Se orma en las gaseosas a bajas temperaturas. H2SO4 → Presente en las baterias de los automóviles. HF(ac) → Se utiliza para realizar grabados en los vidrios. H3PO4 → Presente en los ácidos nucleicos (ADN y ARN). HCl(ac) + HNO3 → Forman el agua regia.

Trabajando en clase Integral

9. Determina la órmula química del ácido permangánico. (EO(Mn)= +7)

1. Formula el ácido fluorhídrico.  

10. Los ácidos hidrácidos se obtienen al disolver un hidruro ácido en el: ____________.

Resolución: F → VIIA → –1 +1 –1 H F → HF(ac)

11. Los ácidos oxácidos son compuestos compuestos __________.

solución acuosa

UNI

2. Formula el ácido sulfídrico. 3. Indica el nombre del siguiente ácido hidrácido: H2Se(ac)

12. Determina la atomicidad del ácido bórico. Dato: EO(B)= +3

4. Determina la atomicidad del ácido clorhídrico.

 

UNMSM 5. Indica el nombre del siguiente compuesto: HNO 2 (EO(N): +3, +5)  

Resolución: El ácido bórico es un caso especial, como los ácidos ormados por el osoro, arsénico y antimonio; ya que se orma con 3 moléculas de H 2O. Fórmula general

H3EOx

H3B+3O–2 → H3BO3

Resolución:

→ oso +5 → ico +3

+1 +3 –2

HNO2

Atomicidad 3 + 1 + 3 = 7

Ácido nitroso

6. Indica el nombre del siguiente compuesto: HC lO Dato: EO(Cl) = +1, +3, +5, +7 7. Nombra el siguiente ácido oxácido (H 2SO4) Dato: (EO(S)= +2, +4, +6) 8. Formula el ácido carbónico. Dato (EO(C)= +2, +4)

7

QUÍMICA

13. Determina la atomicidad del ácido osoroso. Dato: EO(P)= +3, +5 14. El compuesto H2CO3 es un ________. (UNALM – 1993-I) 15. Completa la siguiente reacción en la ormación del ácido. SO3 + H2O → ___________

146

3.ER

AÑO

8 Repaso 1. En relación a las características del compuesto KCl(s), la verdad (V) o alsedad (F), los siguientes enunciados: I. Presenta enlace iónico. II. Conduce Conduce ácilmente la corriente eléctrica. III. III.Presenta estructura estruct ura cristalina. cristal ina. a) VVV c) VFV e) FVF b) FVV d) VFF 2. Se tiene dos elementos: X(Z = 12); Y(Z = 17) Señalar el tipo de enlace interatómico interatómico y la unidad órmula del compuesto ormado, respectivamente. a) Iónico, XY d) Covalente apolar, XY b) Iónico, X2Y e) Covalente polar, XY3 c) Iónico, XY 2 3. Indique el compuesto cuya molécula resulta apolar. a) O3 c) H2O e) CCl4 b) NH3 d) HBr 4. Según el diagrama de Lewis del compuesto, compuesto, XY 3: X Y Y Y La proposición correcta es: a) El elemento "Y" tiene 1 electrón de valencia. b) El elemento "X" tiene 3 electrones de valencia. c) La molécula no cumple con la regla del octeto. d) Es una molécula polar y la valencia del elemento "X" es 3. e) Es una molécula apolar y la valencia del elemento "Y" es 1.

5. ¿Qué sustancia es iónica? a) Au c) CaO b) Cl2O5 d) CO2

e) HBr

6. Indique la alternativa que ccontiene respectivamente enlace covalente apolar y enlace covalente polar. 3.ER

AÑO

a) NaCl – H 2S c) Cl2 – CO2 b) H2S – NH3 d) CS2 – I2

e) PH3 – H2

7. En la molécula: H3C – C ≡ C – CH = C = CH2 ¿Cuántos enlaces sigma ( s) y enlaces pi( p), respectivamente, hay? a) 4 y 11 c) 10 y 5 e) 11 y 4 b) 5 y 4 d) 5 y 10 8. El elemento "R" pertenece al tercer periodo y al grupo IA, y "" es un elemento cuyo número atómico es 9. Estos al reaccionar, orman un compuesto: d) iónico: R2 a) iónico: R 2 b) iónico: R e) covalente: R 2 c) covalente: R 9. Marca verdadero (V) o also (F) I. El N.O. de los metales alcalinos es + 1. 1. II. El N.O. de los metales alcalinos térreos es +2. III. III.En los lo s óxidos, el número de oxidación oxidac ión del oxígeno es –2. a) VFV c) FFV e) FFF b) VVV d) VVF 10. Determine el número de oxidación del nitrógeno en las siguientes especies químicas. I. Mg3N2 II. (NO2)–1 III. NO a) –3; +4; +3 c) +3, +4; –3 e) +3; +2; –3 b) +2; +2, +3 d) –3; +3; +2 11. Determine el número de oxidación de los metales en los siguientescompuestos: I. Rb2O II. CaCl2 III.FeO IV. IV.AlC AlCl3 a) +1; +2; +1; +3 b) +1; +2; +2; –3 c) +2; +1; +1; +1 d) +1, +2; +2; +3 e) +1; +2; +3; +3

147

QUÍMICA

8

REPASO

12. Determinar el nombre IUPAC y Stock del siguiente compuesto: Co2O3 a) rióxido de dicobalto y óxido de cobalto (II). b) Óxido de dicobalto y óxido de cobalto (III). c) Óxido de dicobalto y óxido de cobalto (II). d) rióxido de dicobalto y óxido de cobalto (III). e) rióxido de cobalto y óxido de cobalto (III). 13. Dar nombre tradicional para CO2(E.O(C)=+2, +4) a) Óxido de Carbono (II) b) Dióxido de Carbono c) Anhidrido Carbónico d) Óxido Carbonoso e) Óxido de Carbono

15. Formular el hidróxido de calcio.(E.O(Ca)=+2) a) CaOH b) CaO c) Ca(OH)2 d) CaO2 e) Ca 16. Determine la atomicidad del ácido sulúrico. (E.O(S)=+2, +4, +6) a) 4 c) 6 e) 8 b) 7 d) 3 17. Formular el ácido carbónico a) CO2 c) H3PO4 b) H2CO2 d) CO

14. Determinar el nombre IUPAC del Cu(OH)2 y el Stock del Fe(OH) 3: a) Hidróxido cúprico y trihidróxido de hierro (III). b) Hidróxido de cobre y trihidróxido de hierro (III). c) Dihidróxido de cobre e hidróxido de hierro (III). d) Hidróxido cuproso y trihidróxido de hierro (II). e) Hidróxido cúprico y trihidróxido de Fierro (III).

e) H2CO3

18. El nombre Stock del siguiente compuesto, compuesto, CuH 2, es: a) Hidruro cúprico b) Dihidruro de cobre c) Hidruro de cobre (I) d) Hidruro Hidruro de cobre (III) e) Hidruro de cobre (II) 19. Señalar la órmula química de un hidruro no metálico: a) CaH2(s) c) ZnH2(s) e) AlH3(s) b) CH4(g) d) GeH4(s) 20. Señalar la órmula química de un ácido hidrácido: a) H2S(g) c) NH3(g) e) H2Se(ac) b) HC(g) d) HBr(g)

Bibliografía 1. CHANG REYMOND: Química Madrid: Mc Graw - Hill, 2003 2. KENNEH WHIEN W: Química General: Mc Graw - Hill, 2002 3. BROW, HEODORE L: Química: La Ciencia Central. Mexico - Hall 2004

8

QUÍMICA

148

3.ER

AÑO

Química

1 Función sales Si proviene del ácido oxácido: ico × aro oso × ito Ejemplos: HCI(ac) (ácido clorhídrico)

IONES Son aquellas especies químicas que presentan carga eléctrica dierente a cero, estos iones pueden ser monoatómicos o poliatómicos.

Tenemos:

H+1

Cl–1 (ion cloruro)

H2CO3 (ácido carbónico)

2H+1

(CO3)–1 (ion carbonato) carbonato)

HNO2 (ácido nitroso)

H+1

(NO2)–1 (ion nitrito)

Nota: Si el ácido pierde la mitad de hidrógenos que tiene, se utiliza el prefijo bi . Ejemplo: H2SO4 (ácido sulurico)

Catión

Anión

Se orma cuando un átomo pierde electrones o cuando los hidróxidos pierden (OH) –1.

SO 4

Ejemplos:

HSO4

–2

–1

–2

Mg (OH)₂ (hidróxido (hidróxido de magnesio)

(OH)–1

CuOH (hidróxido cuproso)

(OH)–1

Cu+1 (ion cuproso)

Fe(OH)3 (hidróxido (hidróxido érrico)

(OH)–1

Fe (ion érrico)

SO 3

Mg (ion magnesio) +2

–1

NO 3

Nomenclatura: Si proviene del ácido hidrácido: Hídrico × uro

3.ER

AÑO

Nombre sulato

Anión MnO4

bisulato

Cr2O7

sulfito

B2O7

nitrato

IO

–1

–2

Nombre permanganato dicromato tetraborato

–2

hipoyodito

–1

Cl

cloruro

HPO3

osfito

–2

suluro

H2PO3

S

HS

Se orma cuando un ácido pierde hidrógenos.

(HSO4)–1 (ion bisularo) bisularo)

seleniato

–1

Anión (oxanión)

 

perclorato SeO–2 4

–1

CIO4

–3

H+1

–1

–2

–1

osfito ácido

bisuluro

Sales: Son compuestos iónicos sólidos y cristalinos a temperatura ambiente, abundan en la tierra y en los océanos y, por lo general, se disuelven en agua.

127

QUÍMICA

1

FUNCIÓN SALES

Las sales se obtienen por neutralización: Ácido + hidróxido

Formulacion general: (Catión)+x (anión)–y  

H2CO4  + Fe(OH)2  Ácido Hidróxido sulúrico erroso

sal + H 2O

2. Según su constitucion:

(catión)y (anión)x

Las oxisales y haloideas a su vez se clasifican en cinco grupos.

Tenemos:

1. Según su origen:

a) Sales neutras: Son aquellas que no contienen hidrógeno sustituible. Ejemplos: Ejemplos: CaSO4 y MgCl2

a) Sal haloidea: Son aquellas sales que no presentan oxígeno. Obtención: Ácido + hidróxido hidrácido

b) Sales ácidas: Son aquellas que contienen hidrógeno sustituible, es decir, poseen anión ácido. Ejemplos: NaHSO4 y Ca(HS)2

Sal + H2O haloidea

Formula general:

c) Sales básicas: Son aquellas que contienen (OH) –1 sustituibles. Ejemplos: Fe(OH)NO 3 y Fe(OH)2Br. Br.

MyNMx M = metal NM = no metal Ejemplos: HCI + NaOH Ácido Hidróxido clorhídrico de sodio H2S

+

Fe(OH)3

Ácido Hidróxido sulfidrico érrico

d) Sales dobles: Son aquellas que contienen dos clases de cationes o aniones en su estructura cristalina, y los más comunes son aquellas que poseen dos cationes dierentes. Ejemplos: KAl(SO 4)2 y CuFeS2

NaCl + H2O Cloruro de sodio Fe2S3  + H₂O Suluro érrico

e) Sales hidratadas: Son aquellas que presentan presentan moleculas de agua de hidratación o cristalización en su estructura, unidas por enlace dativo. Ejemplos: CuSO4.5H2O y BaS.7H2O

b) Sal oxisal: Son aquellas sales que presentan oxígeno. Obtención: Ácido + hidróxido oxácido

Sal oxisal

+ H 2O

Formula general: MyNMOx M = metal NM = no metal O = oxígeno  

Ejemplos: H2CO3 + Ca(OH)2 Ácido Hidróxido de carbonico calcio

1

QUÍMICA

FeSO4 + H2O Sulato erroso

CaCO3 + H2O Carbonato de calcio

Sinonimia química Aceite de vitriolo H2SO4 Ácido muriático HCI(ac) Agua o lechada de cal Ca(OH) 2 Agua uerte HNO3(ac) Aluminio o corindón Al2O3 Amoniaco NH3 Barita BaO Borazx NA2B4O710H2O Caliza (mármol o creta) CaCO 3 Cal viva CaO Calamina ZnCO3 Espato flúor Ca 2 Galena PbS Gas hilarante N2O Hematita Fe2O3

128

3.ER

AÑO

FUNCIÓN SALES

Lejia (comun de lavar) NaClO Natrón Na2CO3 Ocre Fe2O32H₂O Piedra imán (magnetita)AgNO₃ Potasa caústica KOH Sal (comun o halita NaCl Sal amarga (de Epson) MgSO 4.7H2O

Sal de Glauberg Salitre Salmuera Silicio Vitriolo azul Vitriolo verde Yeso

Na2CO310H2O KNO3 NaCI(ac) SiO2 CuSO45H2O FeSO47H2O CaSO42H2O

Trabajando en clase Integral 1. Determina el estado de oxidación del cloro en (ClO2)–1 a) +1 c) +3 e) +5 b) +2 d) +4

7. Formula el sulato plúmbico. a) Pb(SO4)3 d) Pb2SO4 b) Pb(SO4)5 e) Pb(SO4)2 c) Pb3SO2

Resolución: x –2 (ClO2) –1 1(x) + 2(–2) = –1 x = +3 Rpta.: +3

2. Determina el estado de oxidación del nitrógeno en (NO3)–1 a) +3 c) –1 e) –5 b) +5 d) –3 3. De las siguientes órmulas: I. CaPO4: osato de calcio II. Na3PO4: osato de sodio III. AlHPO4: osato ácido de aluminio IV. Sr3PO4: osato de estronio ¿Cuál o cuales son verdaderas? verdaderas? a) II c) IV e) II y IV b) I y III d) IV 4. Indica el ion sulato: E.O(s) = 2, +4, +6 a) SO2– c) SO2– e) SO2– 3 4 2 b) SO1– d) SO3– 3 4 UNMSM 5. Formula el nitrato de plata. Resolucion: +1

Ag Plata

3.ER

AÑO

6. Formula el carbonato de calcio. d) Ca3CO2 a) CaCO3 b) Ca(CO3)2 e) Ca2CO3 c) Ca3CO3

(NO3)–1  ion nitrato

AgNO3

8. Formula cloruro de sodio y suluro érrico respectivamente. Resolucion: Cloruro de sodio: Na +1

Suluro érrico:

Fe+3

Cl–1 

S–2

NaCl

Fe2S3

9. Formula el cloruro plúmbico. (E.O: (Pb) = +2, +4; (Cl) = –1 a) PbCl d) NaCl b) KCl e) FeS c) PbCl4 10. Indica una sal haloidea. a) CaSO4 d) NaCl b) KClO3 e) FePO4 c) Ca(NO3)2 11. Marca la alternativa correcta. a) CO2: anhídrido carbonoso b) NaCl: hipodorito de sodio c) KHCO3: bicarbonato de potasio d) CaSO4: carbón e) MH4OH: hidróxido de amoniaco

129

QUÍMICA

1

FUNCIÓN SALES

UNI

d) Nitrato áurico e) Carbonato erroso

12. ¿Qué nombre corresponde al siguiente compuesto: NaClO? Resolucion: +1

+x –2

Na Cl O 1 + x + (–2) = 0 x = 1 (menor E.O. del CI) Hipoclorito Hipoclorito de sodio

13. ¿Qué nombre corresponde al siguiente compuesto: Au2CO3? (E.O: (C) = +2, +4; (Au) = +1, +3) a) Carbonato de calcio b) Carbonato auroso c) Hipoclorito de oro

1

QUÍMICA

14. El compuesto A1(OH)SO₄ es una sal: (UNMSM 2008 – I) a) Doble c) Oxisal b) Haloidea básica d) Oxisal básica e) Haloidea 15. ¿Cuántos de los siguientes iones están están bien nombrados? (UNI 2013 - I) – I. MnO MnO4 ⇒ ion permanganato II. NO NO–3 ⇒ ion nitrito ⇒ ion dicromato III.Cr2O2– 7 2– IV.O IV.O2 ⇒ ion peróxido ⇒ ion cromito V. CrO CrO2– 4 a) 1 c) 3 e) 5 b) 2 d) 4

130

3.ER

AÑO

2 Unidades químicas de masa I (U.Q.M.) Para entender lo que estudiaremos en este capítulo, nos ormulamos las siguientes interrogantes: – ¿Se puede puede medir medir la masa de un un átomo átomo en una balanza? – ¿Podemos averiguar cuántas moléculas de agua (H2O) existen en un litro de dicha sustancia? – ¿Podemos averiguar cuántos iones de cloruro de sodio (NaCl) hay en un saco de 50 kg de dicha sal? En este capítulo, aprenderemos a calcular la masa de los átomos, moléculas y averiguar la cantidad de sustancia. Las unidades químicas de masa es aquella parte de la química que estudia las relaciones cualitativas y cuantitativas entre las sutancias y las unidades que la conorman.

–Las masas atómicas se miden en uma.

Masa atómica promedio(m.A): Llamada también peso atómico promedio, se define como la masa promedio de los isótopos de un elemento químico en uma. Su cálculo es mediante el promedio ponderado porcentual de los isótopos estables de un elemento. m.A(E) =

A1.%1 + A2.%2... 100%

Ejemplo: B

B

10

11

Abundancia: 19,6%

Masa: Se define como la cantidad de sustancias que tiene cada cuerpo.

mA(B) =

80,4%

10(19,6%) + 11(80,4%)  = 10,81 uma 100%

Sus unidades son: kg, g, mg, etc. Recuerda: La masa atómica es una propiedad intensiva, y es dato en la tabla periódica, y en los exámenes de admisión, admi sión, a excep ción de d e C, H, O, N. N.

En química: masa = peso

Principales masas atómicas promedio Unidad de masa atómica: Se define como la doceava parte del isótopo del carbono –12, al cual, según la IUPAC, se le asignó por convención una masa de 12 uma, en el año 1962. 1uma = 1 masa(126 C )

12

Equivalencia: 1uma = 1,66×10 –24g

Masa(peso) atómica de un elemento Es la masa relativa de cada isótopo de un elemento, y se toma comparando con el isótopo del carbono –12. 3.ER

AÑO

131

Elemento H F B Si Ne Ar Kr Xe Br

Masa Elemento atómica no metal

Masa atómica

1 uma 19 uma 11 uma 28 uma 20 uma 39,9 uma 84 uma 131 uma 80 uma

4 uma 12 uma 14 uma 31 uma 16 uma 32 uma 35,5 uma 222 uma 127 uma

He C N P O S Cl Rn l

QUÍMICA

2

UNIDADES QUÍMICAS DE MASA I (U.Q.M.)

Ejemplo: M(H2O) = 18 uma ⇒ 1 molécula de agua tiene una masa de 18 uma

Masa Elemento Masa Elemento atómica no metal atómica Cu 63,5 uma Al 27 uma Na 23 uma Pb 207 uma K 39 uma Hg 200,5 uma Mg 24 uma Cr 52 uma Ca 40 uma Co 56 uma Fe 56 uma Ni 59 uma Ag 108 uma Rb 85 uma Mn 55 uma Zn 65 uma Au 196 uma Li 7 uma

Concepto de mol Es una unidad del Sistema Internacional de Unidades que se utiliza para indicar la cantidad de sustancia. En una mol existen 6,022 × 10 23 unidades. Este número es conocido con el nombre de «número de Avogadro» (NA = NO), en honor a Amador Avogadro. 1mol = 6,022×10 23 unidades NA

Masa molecular (M) Se determina sumando las masas atómicas de los elementos que orman un compuesto covalente (estructurado en moléculas), multiplicado cada uno por su respectivo subíndice. Ejemplos: 1) H2O ⇒ M = (1).2 + (16).1 = 18 uma 1 16 2) H2SO4 ⇒ M = (1).2 + (16).1 = 18 uma 1 32 16

Masa órmula (MF) Se determina sumando las masas atómicas de los elementos que orman a un compuesto iónico (estructurado en unidades órmulas), multiplicado cada uno por su respectivo subíndice. Ejemplos: 1) CaCO3 ⇒ MF = (40).1 + (12).1 + (16).3 = 100 uma

Ejemplos: 1 mol de átomos de Ca = 6,022 × 10 23 átomos de Ca 1 mol de moléculas de H 2O = 6,022×10 23 moléculas de H2O. 1 mol de iones de NaCl = 6,022 × 10 23 iones de Na + y 6,022 × 10 23 iones de Cl–.

Mol de átomos o átomo-gramo (at-g) Un átomo-gramo de un elemento, tiene una masa que equivale a la masa mas a de una mol de átomos del elemento o a su masa atómica expresada en gramos. Ejemplos: a) m.A. (C) = 12 uma   1mol(C) = 1at – g(C) = 12g de (C) = 6,022 × 10 23 átomos de (C) b) m.A.(Fe) = 56 uma 1mol(Fe) = 1at – g (Fe) = 56g de (Fe) = 6,022 × 10 23 átomos de (Fe) Número de mol(n) de átomos o el número de átomos gramos se puede determinar con la siguiente órmula:

40 12 16

n = #at , g = masa del elemento  = #átomos

mA(elem)

2) Fe2(SO (SO4)3 ⇒ MF = (56).2 + (32).3 + (16).4 = 400 uma

Mol de molécula o molécula-gramo (mol-g)

56 32 16

Observación: Por acilidad, en lo sucesivo se tomará la masa órmula como masa molecular. Importante: ambién se puede decir que la masa molecular es la masa de una molécula de un compuesto expresada en unidades (uma).

2

QUÍMICA

NA

Una molécula–gramo de un compuesto tiene una masa que equivale a la masa de un mol de moléculas del compuesto o a su masa molecular expresada en gramos. Ejemplos: a) M(CO2) = 44 uma   1mol(CO2) = 1mol-g(CO2) = 44g de (CO 2) = 6,022 × 10 23 moléculas de (CO 2)

132

3.ER

AÑO

UNIDADES QUÍMICAS DE MASA I (U.Q.M.)

b) M(NH3) = 17 uma   1mol(NH3) = 1mol-g(NH 3) = 17g de (NH 3) = 6,022 × 10 23 moléculas de (NH 3) Número de mol(n) de moléculas o el número de moléculas gramos se puede determinar con la

siguiente órmula: n = #mol–g = masa del comp.  = #moléculas NA M(comp)

Trabajando en clase Integral 1. Indica la masa molecular del ácido sulúrico (H2SO4)(m.A(S) = 32) Resolución: M(H2SO4) = 1(2) + 32 + 16(4) = 98 uma

a) 1170 g b) 3445 g

c) 2657 g d) 3459 g

e) 4127 g

2. Indica la masa molecular del ácido osórico (H3PO4)(m.A(P) = 31) a) 100 uma c) 67 e) 31 b) 98 d) 89

8. ¿Cuántas moléculas CO2 existen en 440 g de dicho compuesto? Resolución:   M(CO2) = 12 + 16(2) = 44 uma 1 mol = 44g 1NA moléculas 440 g x x = 10 NA moléculas

3. ¿Cuántos átomos gramos de calcio existen en 224 gramos de calcio (m.A(Ca) = 40 uma)? (UNFV2012) a) 0,56 c) 4 e) 5,6 b) 0,4 d) 2

9. ¿Cuántas moléculas de H 2CO3 existen en 310 g de dicho compuesto? a) 4 NA moléculas d) 5 NA moléculas b) 5 NA moléculas e) 7 NA moléculas c) 9 NA moléculas

4. Si el siguiente compuesto (CaXO3), tiene una masa molecular igual a 100 uma, calcula la masa atómica de X. (m.A(Ca) = 40). a) 48 uma c) 96 e) 12 b) 16 d) 46

10. Determina el peso órmula del carbonato de calcio (CaCO3) y el número de mol que hay en 420 gramos de este compuesto. a) 100 y 42 c) 84 y 5,0 e) 100 y 8,2 b) 100 y 4,2 d) 84 y 500

UNMSM 5. Calcula el número de mol que existen en 340 g de NH 3. Resolución:   Aplicando: n= m M M(NH3) = 17 uma m = 340 g n = 340  = 40 mol

17

6. Determina el número de mol contenido en 9,125 gramos de HCl. (m.A: Cl = 35,5) a) 0,10 c) 0,50 e) 1,25 b) 0,25 d) 0,75 7. ¿Cuántos gramos de Al 2 (CO3)3, existen en 5 mol de dicho compuesto? (m.A(Al) = 27)

3.ER

AÑO

11. Calcula la masa total que existe en una mezcla de mol de CO y 4 mol de CO 2. a) 234 g c) 457 g e) 356 g b) 567 g d) 144 g UNI 12. En 12 × 1024 átomos de calcio, ¿cuántos gramos de dicha sustancia existen? (m.A(Ca) = 40)(NA = 6×1023) Resolución: 1 mol 40 g 6 × 10 23 átomos x 12 × 1024 átomos x = 800 g de Ca 13. En 3 × 1024  átomos de oro, ¿cuántos gramos de dicha sustancia existen? (m.A(Au) = 197)(NA = 6 × 1023) a) 248 g c) 678 g e) 985 g b) 876 g d) 845 g

133

QUÍMICA

2

UNIDADES QUÍMICAS DE MASA I (U.Q.M.)

14. Halla la m.A(E) en uma, si la M del compuesto Al2(EO4)3 es 342 uma. a) 36 c) 30 e) 38 b) 32 d) 34

 

15. Calcula el número de átomos de cobre que hay en 192 kg de cobre metálico.

2

QUÍMICA

134

Datos: Cu = 64 uma Número de Avogadro = 6,02 × 10 23 a) 1,8 × 10 27 d) 2,1 × 10 24 b) 1,2 × 10 26 e) 2,5 × 10 25 c) 0,6 × 10 23

3.ER

AÑO

3 Unidades químicas de masa II (U.Q.M.) Recordando: Eectuemos el cálculo de la masa atómica promedio de un elemento:

Z

otal = 8 NA átomos

98 g

Isótopos: A1

A2

E Z

E Z

%1

%2

m.A(E) =

A3

E

Z

%3

A1.%1 + A2.%2... + A3.%3 100%

Donde sabemos: A1, A 2, A 3 representan los números de masa de cada isótopo. %1, %2, %3 representan los porcentajes en abundancia de cada isótopo.

ambién: Z 1mol(H3PO4) = 98 g(H 3PO4) = 1mol(H) = 3(6,022 × 10 23) átomos de (H) Z 1mol(H3PO4) = 98 g(H 3PO4) = 1mol(P) = 1(6,022 × 10 23) átomos de (P) Z 1mol(H3PO4) = 98 g(H 3PO4) = 1mol(O) = 4(6,022 × 10 23) átomos de (O)

c) De compuesto a elemento  

Se puede calcular la cantidad de masa o partículas de un elemento en un compuesto. Sea:

Casos especiales: a) De molécula a átomos  

3NA átomos de H ⇒ 1NA átomo de P 4NA átom átomos os de O

1 mol de H3PO4

Sea: 1 molécula de H3PO4

3 átomos de H ⇒ 1 átomo de P 4 átom átomos os de O

otal = 8 átomos

En

NaOH

Na

1 mol

1 mol

40 g NaOH

existen

23 g Na

Se cumple:

b) De mol mol a elemento

M(compuesto)contiene → mA(atomo)

Mol = NA = 6,022 × 10 23

M: masa molecular mA: masa atómica

Trabajando en clase Integral

Resolución: m.A(E) =

1. Calcula la m.A(E) promedio en los siguientes isótopos: 16 18 E E 60% 40% 3.ER

AÑO

135

A1.%1 + A2.%2 + A3%3 + ... 100%

m.A(E) = 16(60) + 18(40)

100

QUÍMICA

3

UNIDADES QUÍMICAS DE MASA II (U.Q.M.)

m.A(E) =

Resolución: 1 mol de (H 2O) 2NA átomos de (H) 5 mol de (H 2O) X X = 10NA átomos de (H)

960 + 720 100%

m.A(E) = 1680  = 16,8 uma

100

2. Calcula la m.A(E) promedio en los siguientes isótopos: 26 28 E E 55% 45% a) 26,4 uma c) 27,9 e) 26,9 b) 27,5 d) 27,2 3. Calcula la m.A(E) promedio en los siguientes isótopos: 92 96 E E 80% 20% a) 92,8 uma c) 95,8 e) 93,6 b) 94,2 d) 93 4. Cierto elemento presenta dos isótopos 40E y 42E. Si sabe que la masa atómica del elemento es 40,8, determina el porcentaje de abundancia del isótopo más pesado. a) 10% c) 30% e) 40% b) 20% d) 50%

9. En 9 mol de C 3H8, ¿cuántos átomos de carbono existen? a) 72 NA átomos d) 100 NA átomos b) 36 NA átomos e) 27 NA átomos c) 99 NA átomos 10. ¿Cuántos mol de ácido sulúrico (H 2SO4) contienen 12 NA átomos de oxígeno? a) 5 mol d) 7 mol b) 6 mol e) 2 mol c) 3 mol 11. ¿Cuántos mol de carbonato érrico (Fe 2(CO3)3) contienen 16 NA átomos de hierro? a) 8 mol d) 3 mol b) 4 mol e) 9 mol c) 5 mol UNI 12. En 300 gramos de carbonato de calcio (CaCO 3), ¿cuántos gramos de oxígeno existen?

UNMSM 5. ¿Cuántos átomos de hidrógeno están presentes en 7 moléculas de benceno (C 6H6)? Resolución: 1 molécula de (C 6H6) 7 moléculas de (C 6H6) x = 42 átomos de (H)

6 átomos de (H) x

6. ¿Cuántos átomos de carbono están presentes en 10 moléculas de sacarosa (C 12H22O11)? a) 220 d) 45 b) 110 e) 34 c) 120 7. En 20 moléculas de NH 3, ¿cuántos átomos de nitrógeno existen? a) 40 d) 30 b) 50 e) 20 c) 60

 

13. ¿Cuántos gramos de potasio hay en 112 gramos de hidróxido de potasio (KOH)? (Pesos atómicos: K = 39; O = 16; H = 1) a) 32 g c) 78 e) 48 b) 56 d) 39 14. Halla la cantidad de átomos que existen en 90 g de agua pura. a) 4,5.10 24 c) 6.10 24 e) 9.10 25 b) 9.1024 d) 6.10 25 15. Calcula la cantidad de neutrones en 2 mol de áto-

8. En 5 mol de H 2O, ¿cuántos átomos de hidrógeno existen?

3

QUÍMICA

Resolución: M(CaCO3) = 100 uma 100 g de (CaCO 3) 16(3)g(O) 300 g de (CaCO 3) x x = 144 g de (O)

136

40

mos de argón: 18Ar. a) 22 NA neutrones b) 44 NA c) 48 NA

d) 60 NA e) 40 NA

3.ER

AÑO

4 Estado gaseoso I CONCEPTO

c) ienen gran energía cinética porque se desplazan a grandes velocidades, chocando  violentamente  violentamente entre sí.

Es un estado de agregación molecular de la materia en al que predonima la uerza de repulsión, ya que sus moléculas se encuentran en movimiento caótico, debido a su alta energía cinética.

II. A nivel macroscópico a) Compresibilidad Compresibili dad o compresión

1 molécula de He con gran movimiento chocando contra las paredes del recipiente que contiene el gas

Son compresibles: disminuyen su volumen por aumento de presión, debido al gran espacio intermolecular que existe.

CARACTERÍSTICAS Z Z

Fa < Fr (Fa: uerzas de atracción/ Fr: uerzas de repulsión) Forma y volumen variables

PROPIEDADES b) Expansión o expansibilidad

I. A nivel submicroscópico o molecular a) Poseen alto grado de desorden molecular, debido a que las uerzas de repulsión molecular (FR ) predominan sobre las uerzas de atracción (FA). b) Poseen grandes espacios intermoleculares, fines las moléculas de un gas están muy separadas. Lo que significa que un porcentaje pequeño es ocupado por las moléculas (0,1%) y el resto es espacio  vacío. 3.ER

AÑO

137

Se expanden ácilmente por un aumento de temperatura; esto signiica que el volumen aumenta por la gran energía cinética que poseen.

c) Diusión Es diusible porque sus moléculas se pueden trasladar de un lugar a otro, por la gran energía cinética que poseen. ambién se puede decir que un gas puede viajar a traves de otro gas o líquido. perfume (volatilizado)

QUÍMICA

4

ESTADO GASEOSO I

d) Eusión o ugacidad Es eusible porque las moléculas gaseosas pueden salir a través de pequeñas aberturas u oriicios, debido a la alta presión interior que posee para luego pasar a una presión interior. Además, se utiliza el número de moles(n) n= m M

TEORÍA CINÉTICO�MOLECULAR CINÉTICO�MOLECULAR �T.C.M.� �T.C.M.� DE LOS GASES IDEALES FUNCIONESS O PARÁ FUNCIONE PARÁMETRO METROSS DE ESTADO ESTADO Son aquellas variables que alteran las características ísicas de los gases como la presión (P), el volumen (V) y la temperatura ().

a) Los gases gases están están compues compuestos tos por partículas partículas pequeñísimas llamadas «moléculas», de orma esérica y de diámetro despreciables, en comparación con las distancias que lo separan.

1. Presión (P) Está dado por un conjunto conjunto de choques moleculares contra las paredes del recipiente del gas. Patm = 1 atm = 760 mm Hg = 760 torr al nivel del mar

2. Temper emperatura atura (T) Mide el grado de agitación molecular (movimiento de las moléculas de un gas) O °C = 273 K °C + 223 = K °F + 460 = R 

b) El movimiento movimiento de estas estas moléculas es desordenadesordenado, rápido, continuo y al azar; es decir, no tienen dirección preerencial, pero su trayectoria es rectilínea.

3. Volumen (V) Espacio ocupado por el gas dentro del recipiente. recipiente. 3 3 1m  = 10  l 1 l = 103 cm3 = 1000 mL 1cm3 = 1ml

CONDICIONES NORMALES �C.N. O T.P.N.� Se dice «condiciones normales» o «temperatura y presión normales» cuando: P = 1 atm = 760 torr = 760 mm Hg y  = 0 °C = 273 K

VOLUMEN MOLAR �VM�

c) En su movimiento, chocan entre sí y con las paredes del recipiente que lo contienen, y estos choques serán completamente elásticos; es decir, se conserva la cantidad de movimiento movimiento y no hay deormación.

Es el volumen ocupado por un mol de un gas a determinadas condiciones de presión y temperatura. A condiciones normales (C.N. o .P.N.), un mol de cualquier gas ocupa un volumen de 22,4 l . Vm a C.N. = 22,4 l /mol /mol

4

QUÍMICA

138

3.ER

AÑO

ESTADO GASEOSO I

d) La energía cinética cinética promedio promedio de las moléculas moléculas es directamente proporcional a la temperatura absoluta del gas. Se debe recordar recordar que un gas ideal solo es una percepción mental o un gas hipotético; por lo tanto, es obvio que no existe. Un gas real tiende a un comportamiento ideal a presiones bajas y a temperaturas altas, porque, a dichas condiciones, las uerzas intermoleculares tienden a cero. Licuar un gas es pasar del estado gaseoso al líquido, y esto se logra haciendo que las uerzas de atracción sean mayores o iguales a las de repulsión, disminuyendo la temperatura, aumentando la presión o variando en orma simultánea la presión y temperatura.

ECUACIÓN ECU ACIÓN UNIVERSAL DE LOS GASES Se denomina también «ecuación de estado de los gases ideales» porque nos permite establecer una relación de unciones de estado.

La órmula es: P.V = R..n

P.V = R.. m M

Donde: P = presión absoluta: atm, torr, mm Hg V = volumen: litro ( l ), ), mL n: número de moles: mol R: constante universal de los gases ideales o constante de Reanault Sus valores pueden ser: R 1 = 0,082 atm.l K.mol R 2 = 62,4 mmHg.l K.mol R 3 = 8,3 kPa.l K.mol  = emperatura m: masa (g) M = masa molecular Densidad de un gas PM = RD D: densidad Masa molecular de un gas: M = R..m P.V

Trabajando en clase Integral

a) 0,1 b) 0,2

1. Determina la temperatura (en °C) que soportan 10 mol de oxígeno que ocupan un volumen de 82 L a 3 atmóseras. (R = 0,082) Resolución: PV = Rn 3atm(82L) = 0,082() 10 mol  = 300K – 273 = 27°C

2. ¿A qué temperatura (en °C) se encuentra 0,5 mol de un gas ideal en e n un recipiente de 8,2L a 8 atm de presión? (R = 0,082) a) 27 c) 827 e) 327 b) 127 d) 727 3. ¿Cuántas mol de CO 2 hay en 500 L a 6,24 6, 24 mmHg y 227 °C? (R = 62,4) 3.ER

AÑO

c) 0,3 d) 1,5

e) 0,4

4. Se tienen18 mol de HCN, sometidos a la presión de 36 atm. Calcula el volumen si la temperatura tempe ratura es 27 °C. (R = 0,082) a) 16,4 L c) 14,9 e) 12,3 b) 13,8 d) 18,2 UNMSM 5. Determina la densidad del gas metano (CH 4) a 4,1 atm y 127 °C. (R = 0,082) Resolución: P = 4,1 atm M(CH4) = 16  = 127 °C + 273 = 400K PM = RD 4,1atm(16) = 400K(0,082)X   X=2g/L

139

QUÍMICA

4

ESTADO GASEOSO I

6. ¿Cuál es la densidad de un compuesto gaseoso cuya masa molecular (M) es 28 a 77 °C y 8,2 atm? (R = 0,082) a) 2,6 g/L c) 8 e) 3,5 b) 1,7 d) 9

UNI 12. ¿Cuántas moléculas de óxido suluroso existen en 0,82 L de dicho gas a 27 °C y 9 atm? (N A = 6×10 23) (R = 0,082)

7. Señala el gas que ocupa mayor volumen en condiciones normales. (dato: Ne = 20 uma) a) 128 gramos de O 2 b) 100 gramos de Ne c) 3 mol de CO 2 d) 4 mol de H 2 e) 6,022 × 10 24 moléculas de Flour

Resolución: #Moléculas = X V = 0,82L  = 27 °C + 273 = 300K P = 9atm

8. ¿Qué masa se tendrá en 112 L de oxígeno a C.N.? (R = 0,082) Resolución: 1 mol(O 2) = 32 g 22,4 l  5 5 x («x») 112 l x x = 160 g

Recordando unidades químicas de masa (U.Q.M.) (U.Q.M.) 9atm (0,82L) = 0,082(300) x 23 6.10 x = 18 × 10 23 moléculas

9. ¿Cuál será el volumen el litros a condiciones normales que ocupe todo el cloro (Cl 2) existente en 710 g de dicho gas? m.A. (Cl = 35,5) a) 10 c) 224 e) 112 b) 24 d) 14,3 10. ¿Cuántos gramos de CO hay en un recipiente de 1,64 L de capacidad, que contiene gas CO a la temperatura de 7 °C y 2 AM de presión? Datos: C = 12 y O = 16; R = 0,082. a) 2,0 c) 7,0 e) 1/2 b) 1/4 d) 4,0 11. ¿Qué presión en AM ejerce el NO 2(g) cuando su densidad es g/L a 187 °C? a) 0,10 c) 1,03 e) 0,82 atm b) 10,25 d) 102,5

4

QUÍMICA

PV = R #moléculas NA

13. ¿Cuántas moles de gas propano (C 3H8) existen en un recipiente de 1000 L si además la presión es 1,64 atm y 127 °C? a) 82 mol c) 50 e) 80 b) 72 d) 60 14. Determina la presión, en atmóseras, que ejercerá 6,0 × 10 25 moléculas de un gas ideal a 27 °C, contenidas en un recipiente de 100 L. Datos NA = 6,0 × 10 23; R = 0,082 a) 24,6 atm c) 2,46 atm e) 0,246 atm b) 246 atm d) 1 atm 15. Determina la masa molecular de un gas cuya densidad es 0,09 g/L a 27 °C y 0,082 atm de presión. a) 25g/mol c) 260 e) 270 b) 26 d) 27

140

3.ER

AÑO

5 Estado gaseoso II PROCESOS RESTRINGIDOS

3. Ley de Gay-Lussac (proceso isovolumétrico) isovolumétrico) «A volumen constante, la presión de una masa de gas varía directamente con la temperatura absoluta».

Son aquellos procesos realizados mientras se mantiene constante la masa del gas y uno de los 3 actores: volumen, presión y temperatura. A menudo suceden comportamientos de los gases que varían sus parámetros de acuerdo con ciertas condiciones establecidas. En este capítulo analizaremos dichos comportamientos, comportamientos,considerandolasleyesque lorigen.

1. Ley de Boyle-Mariote (proceso isotérmico) «A temperatura constante, el volumen de una misma masa gaseosa varía en orma inversamente proporcional a la presión».

 

Donde: P  = K  Finalmente:

P1  = P2 1 2

ECUACIÓN ECU ACIÓN GENERAL DE LOS GASES

∴ PV = K Donde: V a 1 P Finalmente: P1.V1 = P2.V2

 

∴ si P↑ → V↓ ó si P↓ → V↑

2. Ley de Charles (proceso isobárico) «A presión constante, el volumen de una masa de gas  varí  varíaa dire direct ctam amen ente te con con la tem tempera peratu tura ra abso absolu luta ta». ».

En todo proceso gaseoso, si todos sus parámetros  varían, sus condiciones condiciones finales serán dierentes dierentes a los iniciales. Esto significa que utilizando los tres procesos anteriores anteriores (isotérmico, isobárico y isocórico), los que una variable se mantiene constante respectivamente, obtendremos obtendremos la ecuación general de los gases. P1V1  = P2V2  = ... 1 2 Esta ecuación ue dada por el matemático, y ísico alemán Clausius (1822 – 1888) Z Como la masa se mantiene constante, la ecuación general se puede escribir también considerando la densidad del gas (D).

Donde: V = K Finalmente:  ∴ si ↑ → V↑ o si ↓ → V↓ 3.ER

AÑO

V1  = 1 V2 2

P1  = P2 D11 D22

1411 14

QUÍMICA

5

ESTADO GASEOSO II

Trabajando en clase Integral 1. Un gas se encuentra a 2 atm y aumenta a 8 atm. Si se sabe que su volumen inicial era 16 L, halla su  volumen final si es un proceso proceso isotérmico. isotérmico. Resolución: P1.V1 = P2.V2 P1 = 2 atm P2 = 8 atm V1 = 16 L V 2 = X 2 atm(16 L) = 8 atm X X=4L 2. Un gas se encuentra a 3 atm y aumenta a 9 atm. Si se sabe que su volumen volumen inicial era 15 L, hallar su  volumen final si es un proceso proceso isotérmico. isotérmico. a) 2 L c) 5 e) 1 b) 4 d) 6 3. Al comprimirse un gas hasta 1/3 de su volumen inicial, la dierencia de sus presiones es 8 atm. ¿Cuál será la presión final del gas si se trata de un proceso isotérmico? a) 15 atm c) 16 e) 14 b) 12 d) 13 4. Una muestra de nitrógeno gaseoso a 27 °C es trasladada de un recipiente de 10 L a otro recipiente de 15 L. ¿En cuánto debería variar la temperatura en °C si el proceso es isobárico? (UNALM 2013-II) a) 4,5 × 10 1 c) 1,5 × 10 2 e) 4,5 × 10 –2 b) 1,5 × 10 1 d) 4,5 × 10 –1 UNMSM 5. Cinco litros de una muestra gaseosa se encuentran a una presión de 3 atm y 27 °C. ¿Qué volumen ocuparía el gas bajo una presión de 6 atm y 87 °C? Resolución: P1V1  = P2V2  = ... 1 2 V1 = 5 L P1 = 3 AM 1 = 27°C + 273 = 300 K P2 = X P2 = 6 AM 2 = 87°C + 273 = 360 K 3(5)  = 6X X=3L 300 360

5

QUÍMICA

6. Si se sabe 10 L de oxígeno se encuentran a 273 °C y 3 atm de presión. Si la temperatura varía hasta 0 °C y la presión hasta 1 atm, calcula el volumen final. (UNMSM 2007 - II) a) 3,0 L c) 1,5 L e) 30,0 L b) 2,0 L d) 15,0 L 7. Si 60 L de un gas se s e encuentran a 4 atm y 27 °C; ¿qué presión tendrá, si el volumen es 40 L a 127 °C? a) 8 atm c) 0,8 e) 80 b) 800 d) 0,08 8. Se tienen «b» litros de un gas a 27° C y «a» atmóseras. Si se triplica el volumen a igual presión, determina la nueva temperatura. temperatura. Resolución: V1  = V2 1 2 V1 = b V2 = 3b 1 = 27°C + 273 = 300 K  2 = X b  = 3b → X = 900 K 300 X 9. Cierto gas se encuentra a la presión de 5 atm. Determina qué presión será necesaria aplicar para que el volumen se reduzca a la mitad, manteniendo la temperatura constante. a) 15 atm c) 4 atm e) 3,5 atm b) 10 atm d) 3 atm

10. Un gas ideal tiene la densidad de 2 g/L a 227°C y 5 atm. ¿Cuál será la densidad a 127 °C y 2 atm? a) 0,2 g/L c) 0,1 e) 1 b) 1,75 d) 0,6 11. Señala las tres variables undamentales undamentales del estado gaseoso: a) Volumen, tiempo, masa b) Presión, masa, tiempo c) Presión, volumen, tiempo d) emperatura, emperatura, tiempo, presión pres ión e) Presión, volumen, temperatura UNI 12. Al disminuir el volumen de un gas en un 20% y al aumentar su temperatura en 60%, la presión aumenta en _________.

142

3.ER

AÑO

ESTADO GASEOSO II

a) Aumenta 80% b) No varía c) Disminuye 50%

Resolución: P1V1  = P2V2  = ... 1 2 V1 = 100 V2 = 80 P1 = 100 P2 = X 1 = 100 2 = 160 100(100)  = X80 X = 200 100 160 Aumenta en un 100%

14. La temperatura de un gas se eleva de 27 °C a 87 °C. Señala la variación de la presión expresada en porcentaje para que no cambie el volumen. a) 10% c) 20% e) 30% b) 40% d) 100%

13. La temperatura de un gas aumenta en un 50% de su valor inicial, mientras que su presión disminuye en un 50% de su valor. va lor. Indica qué ocurre con el  volumen del gas.

3.ER

AÑO

d) Disminuye 30% e) Aumenta 200%

15. El volumen de un gas varía de 300 L a 500 L, cuando su temperatura varía de 27 °C a 127 °C. ¿En qué porcentaje disminuye la presión con respecto a la inicial? a) 120% c) 80% e) 60% b) 20% d) 70%

143

QUÍMICA

5

6 Reacciones químicas CONCEPTO

Clasificación de las reacciones químicas

Son transormaciones en las cuales una o más sustancias iniciales llamadas «reactantes», mediante choques eectivos entre sí, originan la ruptura de enlaces químicos, produciéndose la ormación de nuevas sustancias denominadas «producto», con propiedades propiedades distintas a los reactantes.

Existen millones de reaciones químicas y se pueden agrupar de acuerdo con los siguientes criterios:

Al agregar calcio sobre el agua:

 

•

 

Evidencias Z Liberación de gas Z Liberación de calor Z Cambio de color

 

 

Es una manera de expresar una reacción química, usando símbolos y órmulas. Así, para el anterior: 1Ca(s) + 2H2O(I) 1Ca(OH)2(ac) + 1H2(g) sentido de  reacción

productos

Coeficientes estequiométricos: estequiométricos: 1, 2, 1 y 1 Estas se perciben a través de las siguientes maniestaciones durante el proceso: Z Cambio de color, olor y/o sabor Z Liberación de gas (aparición de burbujas) Z Formación de precipitado (sólido insoluble) Z Variación de la temperatura del sistema (cambio térmico) QUÍMICA

luz

NaHCO2

∆

 H2O + O2: otólisis Na2CO3 + H2O + CO2: pirólisis

3. Reacción de simple desplazamiento (sustitución única) Un elemento reacciona desplazando a otro en un compuesto químico. Este tipo de reacción esta representado por dos ecuaciones generales: Un metal sustituye a un catión metálico en su sal o al hidrógeno en un ácido; está de acuerdo con su actividad química: Li > K > Ba > Ca > Na > Mg > Al > Zn > Fe > Cd > Ni > Sn > Pb > (H) > Cu > Hg > Ag   Ejemplos: L Zn(s) + NO3(ac)  Zn(NO3)2(ac)+Ag(s) (s) Ag ●

EVIDENCIA EVIDEN CIASS DE UNA UNA REACCIÓN REACCIÓN QUÍM QUÍMIC ICA A

6

2. Reacción de descomposición Una sustancia (compuesto) sure una reacción para ormar dos o más sustancias (elementos o compuestos) Ejemplos: corriente eléctrica NaCl  Na + Cl2: electrolisis H2O2

ECUACIÓN QUÍMICA

reactantes

Por el mecanismo de la reacción 1. Reacción de combinación (síntes (síntesis is o adición) adición) Reaccionan dos o más sustancias (ya sean elementos o compuestos) para producir una sustancia, también llamada «composición». Ejemplos: ∆  MgO Mg + O2 MgO + H2O ∆  Mg(OH)2 donde, se sabe: ∆: calor necesario para iniciar la reacción.

144

L

Zn(s) + H NO3(ac)  (s)

Zn(NO3)2(ac)+H2(g)

3.ER

AÑO

REACCIONES QUÍMICAS L

Un no metal sustituye a un anión no metálico en su sal o ácido. Para halógenos la actividad química: F2 > Cl2 > Br2 > l2

Algunas reacciones exotérmicas: L Reacción de neutralización L Reacción de corrosión de metales L Reacción de combustión

Ejemplos: Cl2(g) + Na Br (ac)

Ejemplo: Hay dos maneras de expresar: C(s) + O2(g)→ CO2(g) + 94 kcal/mol C(s) + O2(g)→ CO2(g) ∆H° = –94 kcal/mol

NaCl(ac) + Br2(ac)

4. Reacción Reacció n de doble desplazamiento desplazamiento (metátesis) (metátesis) Al reaccionar dos compuestos, el catión de uno de estos se intercambia con el catión del otro compuesto, generando dos compuestos; generalmente los reactantes están en solución acuosa.

   

b. Reacción endotérmica (∆H > O) Reacción en donde existe una ganancia neta de energía (calor); por lo tanto, la entalpía de los productos es mayor respecto a la de los reactantes.

Ejemplos: Pb(NO3)2(ac) + Kl(ac)

Pbl2(s) + KNO3(ac)

Ejemplo: Hay dos maneras de expresar: H2O + 241,8kJ/mol → H2 + O2 H2O → H2 + O2 ∆H°= +241,8 kJ/mol

precipitado amarillo HCl(ac) + NaOH(ac)  HCl(ac) + ZnS(ac) 

•

NaCl(ac) + H2O(l)(l) ZnCl2(ac) + H2S(g) (g)

CO2 + H2 + 34 kJ/mol → CO + H2 CO2 + H2CO + H2O ∆H°= +34kJ/mol

Por la variación de la energía (entalpía) 1. Entalpía (H) Indica el contenido calórico característico de cada sustancia química. Se mide a 25 °C y 1 atm. Es llamada «condición estándar». 2. Cambio de entalpía (∆H°) Es el calor de reacción y determina la energía liberada o absorbida a condiciones estándar en una reacción química. Sea la reacción: A+B C HR HP

BALANCE DE ECU ECUACIONES ACIONES QUÍMICAS Es el proceso que consiste en igualar el número de átomos de cada elemento químico en ambos lados de la ecuación química. Sirve para hacer cumplir la ley undamental undamental de las reacciones químicas, que es la ley de conservación de la masa (según Lavoisier). Lavoisier).

Métodos: Método de tanteo o simple inspección Se eectúa por simple inspección visual, en ecuaciones cortas; es recomendable recomendable seguir el siguiente orden: Orden 1° 2° Elementos metal no metal

∆H° = HP – HR 

a. Reacción exotérmica exotérmica (∆H° < O) Reacción en la que se experimenta una pérdida neta de energía en orma de calor; por lo tanto, la entalpía de los productos es menor respecto a la de los reactantes. AÑO

3° H

4° O

dierente al H y O

HR  = entalpía de reactantes HP = entalpía de productos

3.ER

NaOH(ac)+HCl(ac)→NaCl(ac)+H2O(l)+55,9KJ/mol NaOH(ac)+HCl(ac)→NaCl(ac)+H2O(l)∆H°=–55,9kJ/mol

Ejemplo: Dada la ecuación: H 3PO4  + Ca → Ca3(PO4)2 + H2, indicar la suma de coeficientes. Resolución:  2H3PO4 + 3Ca → 1Ca3(PO4)2 + 3H2 Σcoeficientes: coeficientes: 2 + 3 + 1 + 3 = 9

145

QUÍMICA

6

REACCIONES QUÍMICAS

Trabajando en clase Integral

 

1. Señala se qué tipo es la siguiente reacción: KClO3 → KCl + O2 a) Descomposición Descomposición b) Combinac C ombinación ión c) Simple de desplazamiento d) Neutralización Neutralización e) N A. Resolución: La reacción es de descomposición porque hay un solo reactante y varios productos.

2. ¿Cuál es una reacción de descomposición? a) H2 + O2 → H2O b) CaCO3 → CaO + CO2 c) N2 + H2 → NH3 d) Fe + HCl → FeCl3 + H2 e) NaOH + HCl → NaCl + H2O

6. ¿Cuántas reacciones son de sustitución o desplazamiento simple? Y Fe + CuSO4 → FeSO4 + Cu Y Zn + H2SO4 → ZnSO4 + H2 Y C2H6 + O2 → CO2 + H2O Y Cl2 + 2NaBr → 2NaCl + Br 2 a) 1 c) 3 e) 0 b) 2 d) 4 7. Al balancear: Al(OH)3 + H2SO4 → Al2(SO4)2 + H2O Determina la suma de coeficientes. a) 6 c) 11 e) 16 b) 17 d) 12

3. Completa la siguiente reacción: K + HCl → ? + H2 a) KCl c) KCl2 e) KHCl b) K2Cl d) KCl3 4. Balancea la reacción redox y halla la suma de coeficientes de la siguiente reacción: HCl + Zn → ZnCl2 + H2 a) 3 c) 7 e) 11 b) 6 d) 10

8. En cuál de las siguientes ecuaciones, la suma de coeficientes es mayor. I. C2H5OH + O2 → CO + H2O II. P4 + H2 → PH3 III. MnO2 + HCl → MnCl2 + Cl2 + H2O a) I d) II = III b) II e) I = II = III c) III Resolución: 1C2H5OH + 2O2 → 2CO + 3H2O (Σ = 1 + 2 + 2 + 3 = 8)

UNMSM 5. Señala cuántas reacciones de descomposición y adición hay respectivamente. Y FeS → Fe + S Y CH4 + O2 → CO2 + H2O Y CaCO3 → CaO + CO2 Y H2 + N2 → NH3 a) 1 y 2 c) 1 y 1 e) 3 y 1 b) 2 y 1 d) 2 y 2

 

Resolución: Son de descomposición: descomposici ón: FeS → Fe + S

6

QUÍMICA

CaCO3 → CaO + CO2 Es de adición: H2 + N2 → NH3 Por lo tanto, 2 y 1.

1P4 + 6H2 → 4PH3 (Σ = 1 + 6 + 4 = 11)  

1MnO2+4HCl → 1MnCl2+1Cl2+2H2O (1 + 4 + 1 + 1 + 2 = 9)

9. En la siguiente ecuación química: NH4Cl + NaOH → NaCl + NH3 + H2O La suma de coeficientes de los reactantes es: a) 2 c) 8 e) 5 b) 3 d) 10

146

3.ER

AÑO

REACCIONES QUÍMICAS

10. Balancea por simple inspección cada una de las siguientes ecuaciones y luego halla la respectiva suma de coeficientes. Σcoe = Y NH3 + O2 → NO + H2O Σcoe = Y C2H2 + O2 → CO + H2O Σcoe = Y Ba + H2O → Ba(OH)2 + H2 Σcoe = Y CO2 + H2O → C6H12O6 + O2 11. Balancea y dar como respuesta la suma de los coeficientes de la reacción: C6H12O6 → C2H5OH + CO2 a) 2 c) 4 e) 5 b) 1 d) 6 UNI 12. Para la reacción: XClNO3 → yNO + ZCl2, calcular x + y  z a) 4 c) 2,5 e) 1,5 b) 3 d) 2

3.ER

AÑO

Resolución:   2ClNO → 2NO + 1Cl2 x y z   Rpta.: 2 + 2 = 4 1 13. La siguiente reacción química: BaCO3(s) + calor → BaO(l) + CO2(g) representa representa una reacción _________. a) de descomposición descomposición y endotérmica b) de adición y exotérmica c) de descomposición descomposición y exotérmica d) de sustitución y endotérmica e) redox y endotérmica

14. Balancea: Fe2O3 + HBr → FeBr3 + H2O Señala el coeficiente del agua. a) 2 c) 4 e) 6 b) 3 d) 5 15. En la combustión completa del gas butano (C4H10), el coeficiente del oxígeno gaseoso es: a) 5 c) 13 e) 26 b) 10 d) 20

147

QUÍMICA

6

7 Reacciones redox CONCEPTO Son aquellas reacciones en que ocurren transerencias de electrones; es decir, hay átomos que pierden electrones (oxidación) y átomos que ganan electrones (reducción). (reducción). En orma práctica: OXIDACIÓN E.O E.O –a –5 –4 –3 –2 –1 0 +1 +2 +3 +4 +5 +a

BALANCE QUÍMICO POR EL MÉTODO REDOX  Es un procedimiento que consiste en igualar la cantidad de electrones ganados y perdidos en una reacción química. El término redox  proviene   proviene de una operación netamente química: química : reducción – oxidación. Los siguientes recuadros recuadro s presentan el número o estado de oxidación (E.O.) de los elementos y/o compuestos. MEALES Li, Na, K, Rb, Cs, Ag, NH 4 Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Cd, Zn Pb, Sn, Pt, Pd Al, Ga, Sc, In Cu, Hg Fe, Co, Ni Au

REDUCCIÓN Z

Oxidación Y El E.O. aumenta Y Pierde electrones Y Se le conoce como agente reductor, debido a que ataca al otro haciendo que se reduzca.

 

Ejemplos: (Pb0 – → Pb4+) pierde 4 e– (Fe2+ – → Fe3+) pierde 1 e– (Mn+2 – → Mn+5) pierde 5 e– (N2+ – → S4+) pierde 2 e–

NO MEALES

Z

Reducción Y El E.O disminuye Y Gana electrones Y Se le conoce como agente oxidante, por que ataca al otro haciendo que se oxide.

 

Ejemplos: (S6+ + → S2+) gana 4 e– (Cl02  + → 2Cl–1) gana 2 e– (N5+ + → N3+) gana 2 e– (Br7+ + → Br1+) gana 6 e–

E.O. F 1– Cl, Br, l 1–, 1+, 3+, 5+, 7+ S, Se, e 2–, 2+, 4+, 6+ Sb, As 3–, 3+, 5+ N, P 3–, 1+, 3+, 5+ C 4–, 2+, 4+ B 3–, 3+ Si 4+ N (ÓXIDOS NEUROS) 2+, 4+

Compuestos neutros +1

Un ejemplo de reacción redox:   reducción(+3e–) 0

+5

+1

E.O. 1+ 2+ 2+, 4+ 3+ 1+, 2+ 2+, 3+ 1+, 3+

x

+2

Ag + HNO3 → AgNO3 + NO + H 2O

x –2 H2SeO4 +1

⇒ +2 + x – 8 = 0 x = +6

⇒ 2x + 6 = 0 → x = –3

C2H6

oxidación (–1e –)

7

QUÍMICA

148

3.ER

AÑO

REACCIONES REDOX

Ca3(PO4)2 ⇒

3. Igualar el número de electrones ganados y perdidos, para lo cual se multiplican las semirreacciones por cierto número entero mínimo apropiado; así se determinan los coeficientes. 4. Se determina determina el balance por tanteo, tanteo, siguiendo el el orden establecido en dicho método; éste último paso es necesario, porque los elementos que no suren el cambio en el estado de oxidación normalmente no están balanceados. Ejemplo:

+2 x –2 ⇒ +6 + 2x – 16 = 0 Ca3P2O8 x = +5

Iones (CO3)–2 ⇒

x –2 ⇒ x + (–6) = –2 (CO3) x=4

Átomos libres

+6

x ⇒ 4x = 0 → x = 0 P4

PASOS DEL BALANCE REDOX  RE DOX  1. Se determina el estado estado de oxidación de cada cada átoátomo, para identificar la oxidación y la reducción. 2. Se balancea balancea independientemente independientemente la reducción reducción y la oxidación; primero en masa (igualando en número de átomos) y luego en carga (número de electrones ganados o perdidos).

–3

+5

0

H2SO4 + NH3 → HNO3 + S + H2O oxidación reducción – Oxi. (N–3 8e–  N+5) × 3 Red. (S+6 6e  S°) × 4 3N–3 + 4S+6 → 3N+5 + 4S° Entonces, Entonces, la ecuación balanceada: 4H2SO4 + 3NH3 → 3HNO3 + 4S + 7H 2O

Trabajando en clase Integral

UNMSM

1. Determina el estado de oxidación del manganeso en: KMnO4 Resolución: +1X +1X –2   KMnO4 + 1 + X + (–2) = 0 X = +7

5. ¿Qué relación es incorrecta? a) Ca0 → Ca2+ + 2e–  oxidación –1 – 0 b) 2Cl  + 2e → Cl2   reducción 7+ – 2+ c) Mn  + 5e → Mn reducción 2– 6+ – d) S → S  + 8e   oxidación 3+ – 2+ e) Fe  + 1e → Fe   reducción

2. Determina el E.O del carbono y del Azure en los siguientes ácidos: H2CO3 : H2SO4 a) +2, +8 c) +1, +2 e) +3, +6 b) +4, +6 d) +3, +5

Resolución: 2Cl–1 + 2e– → Cl20 (la semirreacción es oxidación, ya que el E.O. aumenta) –1 a 0.

3. Indique el número de moles de HCl después de balancear la siguiente ecuación: K2Cr2O7 + HCl → KCl + CrCl3 + Cl2 + H2O a) 8 c) 14 e) 9 b) 5 d) 7

6. Señala la semirreacción correctamente balanceada: a) Fe2+ + 1e– → Fe3+ b) Ca0 + 2e– → Ca2+ c) P+5 + 2e– → P2+ d) C4+ → C0 + 4e– e) 2Cl1– → Cl20 + 2e–

4. Indica relación incorrecta: a) Fe0 – 2e– → Fe+2 oxidación b) N+5 + 3e– → N2+ reducción c) Cr+2 → Cr+6 + 4e– oxidación d) O20 + 4e– → 2O–2 oxidación e) Cl+1 → Cl+5 + 4e–

7. Señala la semirreación incorrectamente balanceada: a) S+2 → S+6 + 4e– b) Cl+1 + 2e– → Cl+3 c) Cu0 → Cu+2 + 2e– d) S0 → S+4 + 4e– e) Mn+7 + 5e– → Mn+2

3.ER

AÑO

149

QUÍMICA

7

REACCIONES REDOX

8. Marca la secuencia de verdadero (V) o also (F) para la reacción: Mg(g) + H2SO4(ac) → MgSO4(ac) + H2(g) I. Es una reacción de desplazamiento simple. II. El magnesio es el agente oxidante. III. El hidrógeno hi drógeno molecular es la especie reducida. a) VFF c) FVV e) VFV b) VVF d) FFV Resolución: 0

+1 +6–2

+2 +6–2

a) II y V b) I Y IV

12. Balancea por el método redox e indica el coeficiente del agente oxidante. Cu + HNO3 → Cu(NO3)2 + NO + H2O a) 3 c) 8 e) 6 b) 2 d) 4 Resolución:

0

0

(A.R) (A.O) Reducción (F.R.) (F.R.) (F.O.) Y Es desplazamiento simple (V) Y El Magnesio es el A.O.(F) Y El hidrógeno molecular es la especie reducida (V)

Oxida (Ag. reductor)

5+

+2

+2

Cu + HNO3 → Cu(NO3)2 + NO + H 2O oxidación Reduce (agente reducción oxidante)

Oxida (Cu0 Cu+2) pierde 2e – × 3 Reduce (N+5 N+2) gana 3e– × 2 3Cu + 8HNO3 → 3Cu(NO3)2 + 2NO + 4H 2O

9. En la siguiente reacción: 2Fe + 3Cl 2 → 2FeCl3 a) El Cl2 es el agente reductor b) El hierro metálico se oxida a Fe 3+ c) El hierro metálico es el agente oxidante d) El Cl2 se oxida a ión cloruro e) El hierro metálico se reduce a Fe 3+

Agente oxidante (HNO3), coeficiente = 8

13. Indica el agente oxidante y la suma de los coeficientes estequiométricos de los productos de la reacción: HNO3 + H2S → NO + S + H2O a) HNO3 y 8 d) H2S y 9 b) HNO3 y 9 e) H2S y 14 c) HNO3 y 5

10. En la reacción:   2HNO3 + SO2 → H2SO4 + 2NO2 se cumple lo siguiente: a) Agente oxidante es el azure b) Agente reductor es el nitrógeno c) Azure es la sustancia que se reduce d) Nitrógeno Nitrógeno es la sustancia que se oxida e) Agente reductor es el azure 11. Antiguamente, para obtener hierro metálico, se calentaba el óxido érrico con carbón vegetal, eectuándose eectuándose la siguiente reacción: Fe2O3(s) + C(s) → 3CO2(s) + 4Fe(s) En esta reacción, se cumple que (el) (la) _____. I. hierro es la sustancia sustancia reducida reducida II. agente reductor es el hierro III. carbono es la l a sustancia sust ancia que se s e reduce IV. carbono es el agente oxidante V. reacción es de óxido y reducción

QUÍMICA

e) II y IV

UNI

Mg(g) + H2SO4(ac) → MgSO4(ac) + H2(g)

7

c) III y V d) I y V

14. Luego de balancear: I2 + HNO3 → HIO3 + NO + H2O indica el coeficiente del agua. a) 1 c) 3 e) 5 b) 2 d) 4 15. Determina el coeficiente del agente oxidante luego de balancear la siguiente reacción:   Cr(SO4)3(ac) + H2O2(ac) + NaOH(ac) → Na2CrO4(ac) + H2O( ) + Na2SO4(ac) a) 1 c) 3 e) 10 b) 2 d) 8

150

l 

3.ER

AÑO

8 Repaso 1. Determina el estado de oxidación del cloro (Cl) en el siguiente ion: (ClO 4)–1. a) +3 c) +7 e) +1 b) +5 d) +2 2. Es una sal oxisal: a) KNO3 c) NaCl b) FeS d) CaBr2

e) Cul

3. Nombra el siguiente ion: S –2 a) Cloruro c) Sulato b) Suluro d) Sultito

e) Bromito

4. Es una sal oxisal: a) NaCl c) CaCO3 b) Fe2S3 d) NaOH

e) NH3

11. En un proceso gaseoso el volumen inicial es 12 L a 24 atm de presión. Si la presión aumenta hasta 48 atm, determina el volumen final si la temperatura se mantiene constante. a) 8 L c) 9 L e) 5 L b) 6 L d) 10 L 12. En un proceso gaseoso, la temperatura aumenta en un 50% y la presión disminuye en un 50% ¿Qué sucede con el volumen? a) Disminuye en 20% b) Aumenta en 30% c) Disminuye en 50% d) Aumenta en 200% e) No varía

5. El nombre de la siguiente sal es (NaCl) a) Carbonato Carbonato de calcio d) Hidróxido Hidróxido de sodio b) Cloruro de sodio e) Óxido de cloro c) Decloruro de monosodio 6. Determina el número de mol que existe en 440 g de CO2. a) 5 mol c) 20 mol e) 3 mol b) 4 mol d) 10 mol 7. Calcula el E.O. del carbono en el siguiente ion: (CO3)–2. a) +2 c) +3 e) +7 b) +4 d) +5 8. Cuándo la presión está en atmósera, el valor de la constante constante universal es igual a: ______. a) 0,082 c) 0,82 e) 760 b) 62,4 d) 6,24 9. ¿Cuántas moléculas de agua (H 2O) hay en 3 mol de dicha sustancia? a) 6 NA moléculas b) 4 NA moléculas c) 3 NA moléculas d) 5 NA mol e) 1 NA moléculas 3.ER

AÑO

10. En un proceso gaseoso, el volumen inicial es 4 L a 8 atm de presión. Si la presión aumenta hasta 16 atm, determina el volumen final si la temperatura se mantiene constante. a) 8 L c) 9 L e) 2 L b) 6 L d) 10 L

13. La masa atómica del oxígeno es igual a: ______. a) 16 uma c) 1 uma e) 10 uma b) 12 uma d) 14 uma 14. ¿Qué compuesto es una sal? a) H2O c) NaOH b) CO2 d) CuCl

e) FeH3

15. Las sales oxisales se dierencian de las haloideas por presentar: a) Plomo c) Oxígeno e) Cloro b) Hidrógeno d) Nidrógeno 16. Calcula la masa molecular del butano (C 4H10) a) 48 uma c) 50 uma e) 10 uma b) 58 uma d) 39 uma 17. En 10 mol de HNO 3, ¿cuántos gramos de dicha sustancia hay? a) 12 g c) 28 g e) 630 g b) 30 g d) 63 g

151

QUÍMICA

8

REPASO

18. En 30 moléculas de H 2O, ¿cuántos átomos de hidrógeno hay? a) 30 c) 25 e) 35 b) 60 d) 40 19. En 5 mol de sulato de sodio (Na 2SO4), ¿cuántos átomos de sodio hay? a) 10 NA c) 5 NA e) 20 NA b) 2 NA d) 4 NA 20. ¿Cuántos gramos de oxígeno hay en 88 g de dióxido de carbono (CO 2)? a) 64 g c) 2 g e) 10 g b) 32 g d) 12 g

Claves 01. 02. 03. 04. 05. 06. 07.

c a b c b e b

08. 09. 10. 11. 12. 13. 14.

a c e b d a d

15. 16. 17. 18. 19. 20.

e b e b a a

Bibliografía 1. BROWN, Teodore: Química: la ciencia central. México D.F.: Prentice - Hall, 2004 2. CHANG, Reymond: Química. Madrid: Mc Graw-Hill, 2002 3. WHIEN, Kannath: Química general. Madrid: Mc Graww - Hill, 2002

8

QUÍMICA

152

3.ER

AÑO

Química

1 Estequiometría DEFINICIÓN La palabra «estequiometría», se deriva del griego stoicheion, que significa «primer principio o elemento», que quiere decir «medida». La estequiometría describe las relaciones cuantitativas entre los elementos en los compuestos (composición estequiométrica) y entre las sustancias cuando experimentan cambios químicos (estequiometría de reacción). Las leyes Estequiométricas tienen su importancia porque radica en que podemos predecir la masa de los productos ormados en una reacción química conociendo la cantidad de sustancias de los reactantes.

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

B. Ley de las proporciones definidas o composición constante Fue enunciado por le químico rancés Joseph L Proust en 1799 «cuando dos o más elementos se combinan para ormar un determinado compuesto, lo hacen siempre en una relación o proporción en masa fija o invariable», cualquier exceso quedarán sin reaccionar.

LEYES PONDERALES �GRAVIMÉTRICAS� A. Ley de conservación de las masas o materia materia Fue planteado por el químico rancés Antoine La voisie  voisierr en 1789. 1789. «En toda toda reac reacció ción n químic química, a, las las mamasas de las sustancias reactantes es siempre igual a la suma de las masas de los productos» afirmando la ley de conservación de la materia, donde esta no se crea ni se destruye, destr uye, solo se transorma. Ejemplo 1: Calor

CaCO3

CaO  +

100 g

CO2

56 g + 44 g

100 g

=

100g

 

2SO2 + O2 128 g

32 g

2SO3 160 g

Relación de masas

Ejemplo 2: N2  + 3 H2

3 NH2

×2 256 g ×2 34 g

28 g + 6g 34 g

2(17 g) 34 g

×3 6 mol-g ×3 3 mol-g ×3 6 mol-g

=

2 mol-g

H

N  + N

H H H H H H

O

H H

H

O

N H

AÑO

×2 320 g

1 mol-g

2 mol-g Relación molar

H

N

3.ER

Ejemplo:

131

S S

O O

O  + O O O

O S O S

O

O

QUÍMICA

1

ESTEQUIOMETRÍA

C. Ley de las proporciones múltiples Esta ley ue enunciada por el químico inglés John Dalton en 1804, considerado como el padre de la eoría Atómica Moderna. «Si dos elementos orman compuestos dierentes, las masas de un elemento que se combina con la masa fija de otro elemento se encuentran en relaciones de números enteros sencillos».

D. Ley de las proporcionales reciprocas (o pesos de combinación) Fue planteado por J.B. Richter y C.F. Wenzel en 1792: «Las masas de dierentes elementos que se combinan con una misma masa de otro elemento dan la relación en que ellos se combinarán entre sí (o bien múltiplos o submúltiplos de estas masas)

 

Ejemplos: H2  + Cl2 → 2 HCl ⇒ H H  +

Ejemplo: 2 C + O2 → 2 CO ⇒ C  + OO  → O C 0,75 g 1,00g 1,75 g

2g

C C + O2 → CO ⇒ C  + OO  → O O 0,75 g 2,00 g 2,75 g Se observa que la relación de pesos de oxígeno que reaccionan con un peso fijo de carbono (0,75 g) es:

2g

→ H

Na Na

 +

Cl Cl

→

Cl Cl

H H

Na Cl Na Cl

71 g

H2  + 2 Na → 2Na  2NaH ⇒

1,00 g 1  = 2,00 g 2

Cl

H

71 g

2 Na + Cl2 → 2 NaCl ⇒ 46 g

Cl

H H

 +

Na Na

H

H Na

→ H

H Na

46 g → 48 g

Trabajando en clase Integral 1. Con 5 mol de metano (CH 4) cuántas mol de agua (H2O) se orman en: CH4 + O2 → CO2 + H2O Resolución: 1CH4 + 2O2 → 1CO2 + 2H2O 1 MOL 2MOL 5 MOL x x = 10 MOL de H 2O 2. Con 7 MOL de metano (CH 4) cuántas MOL de agua (H2O) se orman en: CH4 + O2 → CO2 + H2O

1

QUÍMICA

a) 12 MOL b) 14

c) 10 d) 12

e) 15

3. Si en la siguiente reacción (N 2 + H2 → NH3) se ormaron 8 mol de amoniaco (NH3). ¿Cuántas MOL de hidrogeno (H 2) reaccionaron? a) 12 c) 14 e) b) 13 d) 4. Si se ormaron 14 mol de amoniaco (NH 3) ¿Cuántas mol de nitrógeno (N 2) se utilizó en? N2 + H2 → NH3 a) 2 mol c) 7 e) 9 b) 5 d) 6

132

3.ER

AÑO

ESTEQUIOMETRÍA

C3H8 + O2 → CO2 + H2O a) 5 mol c) 15 e) 25 b) 10 d) 20

UNMSM 5. ¿Cuántos gramos de dióxido de carbono (CO 2) se orman al descomponer 300 g de carbonato de calcio (CaCO3)? CaCO3 → CaO + CO 2  

Resolución: 1CaCO3 → 1CaO + 1CO2 100 g 44 g 300 h x x = 132 g de CaCO 3

UNI

6. Si se descompone 500 g de carbonato de calcio (CaCO3) ¿Cuántos gramos de óxido de calcio (CaO) se producen?   CaCO3 → CaO + CO2 a) 250 g c) 352 e) 149 b) 280 d) 270 7. Se oxida 448 g de hierro (Fe) cuántos gramos de óxido érrico (Fe 3O3) se orman. Fe + O2 → Fe2O3 a) 640 g c) 256 g e) 630 b) 448 d) 560 8. Si se descompone 10 litros de amoniaco (NH 3) ¿Cuántos litros de nitrógeno (N 2) se producen? NH3 → N2 + H2 Resolución: 2NH3 → 1N2 + 3H2 2L 1L 10 L x x = 5 L de N 2 9. Si se descompone 20 litros de agua (H 2O) ¿Cuántos litros de hidrogeno se ormaron? H2O → H2 + O2 a) 10 L c) 30 e) 40 b) 20 d) 25 10. Si se combustiona 5 litros de propano (C 3H8) ¿Cuántos litros de dioxido de carbono (CO 2) se ormaron?

3.ER

AÑO

11. ¿Cuántos litros de agua (H 2O) se ormaron al reaccionar 6 litros de butano (C 4H10) con suficiente oxigeno? C4H10 + O2 → CO2 + H2O a) 20 L c) 30 e) 40 b) 10 d) 15

12. Con 800 ml de ozono (O 3) cuántos mililitros de oxigeno (O2) se producen. O3 → O2 Resolución: 2O3 3O2 2ml 3ml 800 ml → x x = 1200 ml de O 2

13. Al descomponer 400 ml de cloruro de hidrógeno (HCl) ¿Cuántos mililitros de cloro (Cl2) se producen? HCl(g) → Cl2(g) + H2(g) a) 200 ml c) 50 e) 300 b) 100 d) 2 14. ¿Cuántos moles de oxigeno se necesitan para combustionar 12 mol de benceno? C6H6 + O2 → CO2 + H2O a) 65 mol c) 60 e) 90 b) 12 d) 80 15. ¿Cuántos gramos de hidróxido de sodio (NaOH) utilizan para neutralizar 365 g de ácido clorhidrico (HCl)? a) 400 g c) 365 g e) 350 g b) 600 g d) 500 g

133

QUÍMICA

1

2 Estequiometría II LEYES VOL VOLUMÉTRICAS UMÉTRICAS A. Leyes de los volúmenes de combinación

B. Contracción volumétrica (C.V (C.V.) .) Es una proporción que se trendrá de la disminución del volumen en una reacción gaseosa respecto al volumen de los reactantes.

Fue dada a conocer por el científico rancés Joseph Gay-Lussac en 1808 como producto de sus investigaciones sobre la comprensión y expansión de los gases y la reacción entre ellos.

C.V. =

VR  – VP VR 

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

Ejemplo: N2(g) + 3H2(g) → 2NH3(g) C.V =

 

«A temperatura y presión constante, los volúmenes de los gases que reaccionan están en la misma proporción que sus coeficientes estequiométricas». Las proporciones pueden ser molares y volumétricas. Ejemplo: H2  + Cl2 → 2 HCl ⇒ H H  +

1 mol 1V

1 mol 1V

Cl Cl

H

→ H

2 moles 2V

O O

(el volumen se contrae en un 50%) Nota: Si sucede lo contrario el volumen se expande.

H

CASOS ESPECIALES

H

A. Reactivo Ilimitante (RL) y Reactivo en exceso (RE)

O sea: (5 L) (5 L) (10 L) Sabiendo que V = 5

Ejemplo: «A condiciones normales (CN), los volúmenes morales equivalen a 22,4 L. H

N2  + 3 H2 → 2 NH3 ⇒

N N

 +

H H H H H H

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

2

QUÍMICA

N

H

H

→ H

N

(1 + 3) – 2 1  = 2 (1 + 3)

RL: Es aquel reactante que se consume totalmente porque interviene en menor proporción estequiométrica (Agota sustancia). RE: Es aquel reactante que se consume parcialmente porque interviene en mayor proporción estequiométrica estequiométrica (sobra sustancia) Regla particular para determinar el RL y RE. RL =

CR   = Menor valor C

RE =

CR   = Mayor valor C

H

H

134

3.ER

AÑO

ESTEQUIOMETRÍA II

C. Rendimiento o eficiencia de la reacción (RR) Es la relación expresada en porcentaje de las cantidades reales (CR) rente a los teóricos (C) según:

Nota: C = Cantidad teórica CR = Cantidad real

C.. → 100% C.R. → RR 

Ejemplo C

+

→

O2

Ó

RR = CR .100%

C

CO2

12 g

32 g

44 g

... (C)

6g

6g

x

... (CR)

6  = 0,5 12 ↓

6  = 0,19 32 ↓

Mayor valor (RE)

Menor valor (RL)

11 (6)(44) ∴x= = 8,25 (32) 8

RELACIONES ESQUIOMÉTRICAS QUE SE CUMPLEN CUMPLEN ENUNA REACCIÓN REACCIÓN QUÍMICA QUÍMICA Z Z Z Z Z

CO 2

Z Z

Nota: ambién se cumple con la relación molar y  volumétrica.

mol → mol ó vol → vol (coeficiente (coeficiente estequioméestequiométrico) gmasa → masa (masa atómica (m.A.) ó masa molar (M)) mol →  masa (coeficientes estequiométricas → m.A. ó M) Vol(CN) → mol (coe × 22,4 L → coeficiente) gramos → Vol(CN) (m.A. ó M → coe × 22,4 L) NA → gramos (Avogadro (6.10 23) → m.A. ó M) Vol(CN) → NA (coe × 22,4 L → Avogadro(6.1023))

Ojo: Si nos piden moléculas (N A) y si piden átomos (NA × subíndice)

B. Porcentaje Porcentaje de pureza de una muestra quíquímica

Nota: Reglas para resolver un problema por Estequiometrías Z La ecuación debe estar completamente y balanceada Z Aplicar la relación estequiométrica. Z Resolver por regla de 3 simple directo. Z Comprobar el rendimiento de la relación

En toda reacción química, las sustancias que deben reaccionar deben ser 100% puras; por lo tanto, extraeremos las impuresas bajo este criterio: %Pureza = cantidad sust.pura .100

cantidad muestra

Trabajando en clase Integral 1. ¿Cuántos gramos de dióxido de carbono (CO 2) se producen con 10 mol e propano (C 3H8) en la siguiente reacción? C3H8 + O2 → CO2 + H2O Resolución: 1C3H8 + 5O2 → 3CO2 + 4H2O 1 mol 10 mol

3(44) g x

x = 1320 g CO 2 3.ER

AÑO

2. ¿Cuántos gramos de dióxido de carbono (CO 2) se producen con 5 mol de metano (CH 4) en la siguiente reacción? CH4 + O2 CO2 + H2O a) 220 g d) 360 b) 140 e) 644 c) 250 3. En la siguiente reacción (H 2 + O2 H2O) se ormaron 6 mol de agua (H 2O) ¿Cuántos gramos de hidrógeno (H 2) se utilizó? a) 14 g c) 15 e) 20 b) 12 d) 16

135

QUÍMICA

2

ESTEQUIOMETRÍA II

4. Si se ormaron 68 g de amoniaco (NH 3) ¿Cuántas moles de hidrógeno (H 2) se utilizó? N2 + H2 NH3 a) 5 mol c) 7 e) 6 b) 4 d) 9 UNMSM 5. ¿Cuántos litros de hidrogeno (H2) se producen a condiciones normales si se descomponen 8 mol de cloruro de hidrogeno (HCL(g))? HCl HCl(g) H2(g) + CL2(g) Resolución: 2HCl(g) 1H2(g) + Cl2(g) 2 mol 1(22,4 L) 8 mol x x = 89,6 L H 2 6. ¿Cuántos litros de oxígeno (O 2) se producen a condiciones normales al descomponerle 10 mol de agua (H2O)? H2O H2 + O2 a) 100 L c) 141 e) 110 b) 112 d) 211 7. ¿Cuántas mol de oxigeno (O 2) se necesitan para producir 224 L de H 2O a condiciones normales? CH4 + O2 CO2 + H2O a) 5 mol c) 10 e) 15 b) 8 d) 12 8. ¿Cuántos litros de CO 2 se producen a condiciones normales al descomponerse 400 g de carbonato de calcio (CaCO 3)? CaCO3 CaO + CO2 Resolución:   1CaCO3 1CaO + CO2 100 g 1(22,4 L) 400 g x x = 89,6 L de CO 2

9. ¿Cuántos litros de CO 2 se producen a condiciones normales al combustionarse 264 g de propano (C3H8)? C3H8 + O2 CO2 + H2O

2

QUÍMICA

a) 465,7 L b) 657,3

c) 537,6 d) 678,2

e) 765,3

10. ¿Cuántos litros de oxigeno (O2) se necesitan a codiciones normales para combustionar 4 mol de benceno (C6H6)? C6H6 + O2 CO2 + H2O a) 765 L c) 567 e) 672 b) 600 d) 478 11. ¿Cuántos gramos de butano (C 4H10) se combustionan si se han producido 224 L de agua (H 2O)? C4H10 + O2 → CO2 + H2O a) 112 g c) 150 e) 116 b) 100 d) 115 UNI 12. ¿Cuántos litros de dióxido de carbono (CO 2) se producen a condiciones normales al combustionarse 8 L de acetileno (C 2H2)? C2H2 + O2 CO2 + H2O Resolución: 2C2H2 + 5O2 4CO2 + 2H2O 2(22,4 L) 1(22,4 L) 8L x = 16 L de H 2O 13. ¿Cuántos litros de hidrógeno (H 2) se producen a condiciones condiciones normales a partir de 10 litros de cloruro de hidrógeno? HCl(g) Cl2(g) + H2(g) a) 5 L c) 3 e) 4 b) 10 d) 2 14. ¿Cuántos litros de amoniaco (NH 3) se necesitan si se han producido 7 litros de nitrógeno a condiciones normales? NH3 N2 + H2 a) 7 L c) 15 e) 14 b) 20 d) 10 15. ¿Cuántos gramos de benceno (C 6H6) se necesitan para producir 36 mol de agua? C6H6 + O2 CO2 + H2O a) 900 g c) 940 e) 966 b) 936 d) 952

136

3.ER

AÑO

3 Química orgánica: átomo de carbono I CONCEPTO

Berzelius

Es aquella parte de la química que se encarga del estudio del átomo de carbono y los compuestos que se derivan de él. Sin embargo existen existe n compuestos que, a pesar de tener carbono dentro de su composición química, no son orgánicos; entre estos están: el monóxido de carbono (CO), dióxido de carbono (CO (CO2), ácido carbónico (H2CO3), los carbonatos (CO2– 3 ), 1– 1– los bicarbonatos (HCO 3 ) y los cianuros cianuros (CN) . En 1828, el químico alemán Fiedrich W öhler sintetizó a partir de una sustancia inorgánica, la urea (H2NCOH2), sustancia orgánica que se encuentra en la orina de los mamíeros. Posteriormente Kolbe sintetizó el ácido acético, Berthelot, el etanol, etc. Con estos experimentos se hizo desaparecer desaparecer la teoría de la uerza vital o vitalismo planteado por Jons J. Berzelius.

Fiedrick Wöhler (Urea)

→ NH4CNO CO(NH2)2 Cianato de amonio Urea(carbohidrato) (inorgánico) (orgánico) A continuación indicaremos algunas dierencias generales entre los llamados compuestos orgánicos e inorgánicos. INORGÁNICOS ORGÁNICOS 1. Sus moléculas pueden contener átomos de 1. Sus moléculas contienen los elementos elementos llamados organógenos, estos son: C, H, O, N. cualquier elemento, incluso carbono bajo la orma de CO, CO 2, CO2– 3  o HCO3–. 2. Se conocen aproximadamente medio millón de 2. Se conoce más de diez millones millones y son de gran compuestos. complejidad. 3. Son en general, termoestables, termoestables, es decir resisten 3. Son termolábiles, termolábiles, es decir resisten resisten poco la la acción del calor y solo se descomponen descomponen a los acción del calor y se descomponen por debajo 700 °C. de los 300 °C. 4. ienen altos puntos de ebullición y usión

4. ienen puntos de usión y ebullición bajos.

5. La mayoría son solubles en agua y en disolventes 5. La mayoría mayoría no son son solubles solubles en agua, pero son polares solubles en disolventes orgánicos. 6. Las reacciones reacciones que originan son generalmente generalmente 6. Reacciona lentamente y su rendimiento es instantáneas y tienen rendimiento mayor. menor.

3.ER

AÑO

137

QUÍMICA

3

QUÍMICA ORGÁNICA: ÁTOMO DE CARBONO I

EL CARBONO Es un elemento no Metálico que se ubica en el grupo IVA y segundo periodo de la table periódica. Pertenece a la amilia del silicio, germanio, estaño y plomo. Presenta tres isotipos: 12 13 14 6C; 6C; 6C Siendo el más estable el carbono –12, el carbono –14 es radioactivo y se emplea para determinar antigüedades en ósiles.

Nanoespuma Son estructuras esponjosas compuestas por una red de nanotubos de carbono. Es semiconductora con propiedades propiedades magnéticas.

El átomo del carbono 109° 28’

6 p+ 6n

C

C

Grafito Es la más estable de las ormas del carbono. Es suave, negro y resbaloso, con brillo metálico, conductor de la electricidad. Se utiliza como lubricante y en la abricación de electrodos. Forma cristales hexagonales y su densidad es de 2,259 cm 3  a comparación a los 3,519 cm 3 del diamante.

Estructura de Lewis Núcleo y niveles electrónicos

Los orbitales de los electrones de valencia orientados hacia los vértices de un tetraedro regular

Representación en el plano

Propiedadess ísicas del átomo de carbono Propiedade

Los carbonos puros se presentan de distintas ormas que se denominan Alotropos, son ormas cristalinas del carbono. Estas pueden ser naturales (diamante y grafito) o artificiales (ullerenos, nanotubos, nanoespuma, graeno)

Diamante Es una de las sustancias más duras que se conocen. Es incoloro, mal conductor conductor de la electricidad más denso que el grafito. Forma cristales tetraédricos. Es quebradizo y tiene un elevado punto de usión y ebullición. Nanotubos de carbono Son estructuras tubulares. Se asemejan a láminas de grafito que se enrollan en cilindros, cuyo diámetro es del tamaño del nanómetro y puede ser un semiconductor o superconductor.

Fullerenos Es la tercera orma alotrópica del carbono, dierente del diamante y del grafito, son estructuras de 20, 60, 70 a más átomos de carbono y se asemejan a una pelota de útbol.  útbol. Nominado en honor de su descubridor R. Buckmister Fuller (Premio Nobel en química en 1996)

3

QUÍMICA

138

3.ER

AÑO

QUÍMICA ORGÁNICA: ÁTOMO DE CARBONO I

Grafeno Es un material compuesto por una lámina de espesor atómico e átomos de carbono, similar a la de un panal de abeja, y que revolucionarán la tecnología del uturo. Fueron descubiertos por Andre Feim y Konstantin Novoseloy (premio Novel de Física en 2010)

Carbonos amoros se presenta de distintas ormas que se denominan carbonos, que son minerales de color negro, combustibles y muy ricos en carbono. Natural Antracita Hulla

% de carbono aproximado 95%

Desprende mucho calor y poco humo

75-90%

Es usado como combustible industrial

Lignito

69%

urba

45-55%

Características

Arde, pero como mucho humo y olor desagradable De color pardo ormado por vegetales parcialmente descompuesto

Los carbonos amoros artificiales son: Z Carbón de madera Carbón animal Z Z Carbón activado Z Hollín Z Coque Z Negro de humo

Propiedades Propiedad es químicas del átomo de carbono Debido al tamaño y su posición en la tabla periódica, el carbono tiene las siguientes propiedades. propiedades.

Covalencia Propiedad Propiedad por la cual el carbono se enlaza con otros elementos no metálicos mediante enlace Covalente, donde comparte sus electrones de valencia cumpliendo con la regla del octeto. Ejemplo: Urea (carbodiamida) (NH2)2CO →

3.ER

AÑO

H H

O N — C  — N

139

H H

QUÍMICA

3

QUÍMICA ORGÁNICA: ÁTOMO DE CARBONO I

Tetravalencia Se refiere a la capacidad de ormar cuatro enlaces covalentes cuando se enlaza con otros átomos. H — H — C—— H H Simple

H —

H —

H— C — C — H

H— C — C — H

doble

triple

Hibridación Consiste en una mezcla de orbitales puros en un estado excitado para ormar orbitales híbridos equivalentes equivalentes con orientaciones determinadas determinadas en el espacio. Sirve para poder explicar la tetravalencia del átomo de carbono en los compuestos orgánicos. Regiones Orbital Híbrido Orbitas Híbrido ormado Geometría Molecular

2 Sp

3 Sp2

4 Sp3

2 orbitas híbrido Sp

3 orbitales Híbrido Sp2

4 orbitales Híbrido Sp3

(Lineal) Plana trigonal

Ángulo de enlace

180°

120°

etraédrica 109,5°

Autosaturación Se refiere a la capacidad del átomo de carbono de enlazarse a otros átomos de mismo elemento, ormando enlaces simples, dobles o triples. De esta manera se obtienen cadenas carbonadas y explican por qué los compuestos orgánicos son los más abundantes, respecto a los inorgánicos. Estas cadenas pueden ser: Abiertas Cerradas Lineales Homocídicos H — H — H — H —

H—C—C—C—C—H —

H

—

—

H

H

—

H

Ramificaciones

Heterocídicos

H C—CH3 2 — H— H3C — C—— C—— CH —2 H3C H

N

O

CH3

C H3 — C — CH —

—CH — C—— C CH2— —— CH 3

CH3 CH2 — CH3

N Concatenación: Se refiere a la capacidad del carbono de ormar cadenas lineales y anilladas, inclusive ramificadas.

3

QUÍMICA

140

3.ER

AÑO

QUÍMICA ORGÁNICA: ÁTOMO DE CARBONO I

ipos de carbono

Resolución:

En los compuestos orgánicos se pueden reconocer hasta cuatro tipos de átomos de carbono, en las cadenas hidrocarbonadas saturadas (enlace Simple) Z Carbono primario Es aquel átomo de carbono que está unido a un solo átomo de Carbono. Se halla en los extremos o ramificaciones de una Molécula, y podría poseer hidrógenos primarios. H —

R — C—— H

o

R — CH 3

Carbono primario

H Z

Carbono secundario: Es aquel átomo de carbono que está unido a otros dos átomos de carbono y podría poseer los llamados hidrógenos secundarios. H —

R — C—— R

R  R — 

o

R — CH 2

H Z

R’ — C—— R

R  R — 

o

R’ — CH —

R  Z

R 

R’ — C—— R’ R 

CH3 — C —— CH2 — CH — — CH — CH 3

3.ER

AÑO

CH3

c. Primario = 6 c. Secundario = 1 c. erciario = 2 c. Cuaternario = 1 Ejemplo 2 ¿Cuántos átomos de carbono primario, secundarios, terciarios y cuaternarios hay en el siguiente compuesto? CH3 — CH —  CH — CH2 — CH —  CH — —C— CH3

Tipos de fórmulas a. Fórmula desarrollada desarrolla da Es aquella en la que se indica todos los enlaces que hay en una Molécula. H — H — H —

H — —

H H H b. Fórmula Fórmula semidesarrollada: semidesarrollada: es aquella aquella en la que se indican los enlaces Carbono – Carbono. CH3 — CH2 — CH2 — CHO CH2 —  CH — C —  C

c. Fórmula condensada: es aquella en la que se emite los enlaces covalentes CH3CH2CH2CHO CH2CHCCH

Carbono cuaternario

CH3

CH3

H—C —— C —— C —— C — H

Carbono erciario

Ejercicio 1 ¿Cuál es el número de carbonos primarios, secundarios, terciarios y cuaternarios presentes en el siguiente compuesto? CH CH —3 —3 CH3

CH3 — C —— CH2 — CH — — CH — CH 3

Los químicos orgánicos utilizan varias clases de órmulas para representar los compuestos orgánicos.

Carbono Secundario

Carbono cuaternario: es un carbono que se encuentra completamente rodeado por otros cuatro átomos de carbono, a los cuales está unido. R—’’

CH —3

Fórmulas de compuestos orgánicos

Carbono terciario: es aquel átomo de carbono que está unido a tres átomos de carbono y podría tener un hidrógeno terciario. H —

CH —3

d. Fórmula Fórmula de líneas: líneas: también también llamada llamada lineal, zigzag o opológica. En esta órmula, los enlaces están representados por líneas y átomos de carbono  vienen dados por los los vértices vértices o puntos de encuentro de dos líneas. e. Fórmula global: global : también llamada molecular, representa el número total de átomos. C4H8O C4H4

1411 14

QUÍMICA

3

QUÍMICA ORGÁNICA: ÁTOMO DE CARBONO I

Ejemplo 3 Escribir la órmula desarrollada, lineal semidesarrollada semidesarrollada y global para el 2 – metilpentano H — H — H —

Fórmula Desarrollado

H —

H —

H— C —— C —— C —— C —— C —— H  H

H

H H-C-H — H H

Fórmula Semidesarrollada

CH3 — CH2 — CH2 — CH — — CH3 CH3

Fórmula de Líneas Fórmula Global

C6H14

Ejemplo 4 Escribir la órmula condensada y zig-zag de la siguiente estructura orgánica. CH —3 CH —3 CH3 — CH2 — CH — — C —— CH — CH — — CH2 — CH3 CH3

CH3

CH2 — CH3

Resolución: Fórmula condensada CH3CH2CH(CH3)C(CH3)2CH(CH3)CH(CH2CH3)

Fórmula Zig-Zag

Ejemplo 5 Escribir la órmula desarrollada, semidesarrollada y global del siguiente compuesto representado mediante su órmula de línea. Pirrol

N H Fórmula desarrolladora H C

C

C H

CH C

N

Fórmula semidesarrolladora

C

CH

Fórmula Global

CH CH

C4H5N

NH

N

3

QUÍMICA

142

3.ER

AÑO

QUÍMICA ORGÁNICA: ÁTOMO DE CARBONO I

Clasificación de las cadenas carbonadas a) Cadena abierta o acídica: acídica: Agrupa a los compuestos compuestos de cadena abierta abierta no orman orman anillos o ciclos. ciclos. CH CH —2—CH3 —3 CH3 — CH2 — CH2 — CH3

CH3 — CH — — CH — CH 2 — CH — CH3

CH3

Butano b) Cadena cerrada o cíclica: cíclica: Agrupa a los compuest compuestos os que orman orman anillos o ciclos. Esta serie cíclica se subdisubdi vide en: Y Serie Homicíclica. El anillo está constituido solo por átomos de carbono. Los compuestos homocíclicos pueden ser alicíclicos y aromáticos.

Benceno

Antraceno

Compuestos aromáticos

Compuestos alicídicos Y

Naaleno

Serie hetarocíclicas Agrupa a los compuestos que además de carbono tienen otros átomos (O, S, N) en la cadena cíclica. N N H Pirrol

O

N

S

Furano

O Pirano

roeno

N N Purina

N Piridina

Trabajando en clase Integral

Resolución:

1. Determina la cantidad de carbonos primarios en el siguiente compuesto orgánico CH —3 CH3 — CH —— C —— CH 2 — CH2 — CH — — CH3 CH3 CH3

CH3 — CH —

CH3 CH3

CH3 — CH — CH3 – C —– CH3

CH3 Los carbonos primarios esta unidos a un solo carbono por enlace simple. Rpta.: Hay 9 carbonos primarios

CH3 – C—– CH3 CH3 AÑO

CH3 — CH— CH C — CH 2 — CH2 — CH— CH — —— — — CH3 CH —2

CH —2

3.ER

CH —3

143

QUÍMICA

3

QUÍMICA ORGÁNICA: ÁTOMO DE CARBONO I

2. Determina la cantidad de carbonos primarios en el siguiente compuesto orgánico CH CH —3 —3 CH — — CH2 — CH — — CH 2 — C —— CH3 CH3

CH —2

CH2 — CH3

7. Indica la hibridación que presentan los carbonos marcados. CH2 = *CH — CH2 — *C ≡ *C — CH2 — CH = CH2 a) Sp3; Sp2; Sp; Sp2 d) Sp2; Sp; Sp; Sp 2 b) Sp; Sp2; Sp3; Sp e) Sp2; Sp3; Sp3; Sp c) Sp; Sp2; Sp2; Sp3

CH —3 — CH CH2 – — C – CH2 – CH3 CH3 c) 7 d) 8

a) 5 b) 6

e) 9

3. Determina la cantidad de carbonos secundarios en: CH —3 CH3 — CH2 — CH — CH 2 — CH — — CH3 CH —2 — CH3

a) 3 b) 4

4. Determina la cantidad de carbonos primarios, secundarios, terciarios y cuaternarios, respectivamente. CH —3 CH3 — CH2 — CH — CH2 — CH —2 CH3 — C—— CH3 CH —3

CH —2

c) 8; 3; 5; 1 d) 9; 6; 3; 2

9. Determina la cantidad de enlaces sigma ( s) en el siguiente compuesto. CH3 — CH = C = CH — CH2 — C ≡ C — CH2 — CH3 a) 16 c) 17 e) 21 b) 20 d) 19 10. Determine la cantidad de enlaces pi( p) en el siguiente compuesto: CH3 — CH = CH — CH 2 — CH2 — C ≡ C — CH3 a) 1 c) 3 e) 5 b) 2 d) 4 11. Determina la cantidad de enlaces sigma ( s) y pi p en el siguiente compuesto. CH — 2 — CH2 — CH = CH — CH 2 — C ≡ C — CH —2

CH —3 — C — CH2 — CH — CH 2 — CH— CH 3 CH3 a) 2; 3; 6; 9 b) 9; 5; 6, 1

8. Determina la cantidad de enlaces sigma ( s) e el siguiente compuesto CH3 — CH2 — CH = CH — C ≡ C — CH3 Resolución: H H — H — — s s p s ss s s s ≡ C —— H — C—— C—— C C —C s C —H —= — s s p p s s s s s H H H H H Hay 16 enlaces sigmas ( s)

CH3 — CH2 — CH — CH3 c) 5 e) 7 d) 6

CH —3

6. Determina cuántos carbonos con hibridación Sp 3 hay en el siguiente compuesto. CH2 = CH — CH2 — CH2 — C ≡ C — CH2 a) 4 c) 2 e) 6 b) 3 d) 5

e) 8; 3; 4; 7

CH3 a) 30 y 3 b) 29 y 4

UNMSM 5. Determina cuántos carbonos con hibridación 5p 3 hay en el siguiente compuesto. CH3 — CH2 — CH = CH — CH 2 — C ≡ C — CH3 Resolución: CH3 — CH2 — CH = CH — CH 2 — C ≡ C — CH3 Sp3

3

Sp3

QUÍMICA

Sp3

c) 27 y 6 d) 28 y 5

CH3 — CH = CH e) 31 y 5

UNI 12. Propiedad del carbono por el cual orma 4 enlaces covales.

Sp3

144

Resolución: El carbono orma 4 enlaces covalentes por que presenta la propiedad de tetravalencia.

3.ER

AÑO

QUÍMICA ORGÁNICA: ÁTOMO DE CARBONO I

13. ¿Cuál es propiedad del carbono? a) Se disuelve con acilidad en agua en sus compuestos orgánicos. b) Sus enlaces ocurre por transerencia de electrones. c) Sus compuestos soportan altas temperaturas. d) Presentan hibridación Sp3d y Sp 3d2. e) Pueden ormar enlaces simples, dobles dobles y triples.

a) 6 y 6 b) 12 y 3

AÑO

e) 10,2

15. Determina la cantidad de carbonos secundarios en:

14. Determina la cantidad de enlaces sigmas y pi en el benceno respectivamente: respectivamente:

3.ER

c) 6 y 3 d) 9 y 3

145

a) 4 b) 6

c) 5 d) 7

e) 8

QUÍMICA

3

4 Hidrocarburos saturados: alcanos HIDROCARBUROS Los hidrocarburos son compuestos orgánicos binarios que contienen en su estructura interna, atómos de carbono e hidrógeno.

0

Ejemplo: Z CH4 Z C2H6 Z C3H6 Z C4H6 Z C6H6

HC

CH

CH — 2 — CH —2

HC

CH

CH

CH2 — CH2

CH

Los hidrocarburos se pueden clasificar en: Hidrocarburos Aliáticos

Aromáticos

Acíclicos

Cíclicos

Alcanos Alquenos Alquinos

Ciclo alcanos Ciclo alqueno Ciclo alquino

PREFIJOS IUPAC

ALCANOS

Para nombrar a los compuestos orgánicos se utilizan preijos de acuerdo al número de átomos de carbono.

Los alcanos son hidrocarburos aliáticos saturados debido a que presente solo enlaces simples entre sus átomos de carbono. Se conocen también como parafinas, presentan poca afinidad química, hidrocarburos orménicos o hidrocarburos hidrocarburos metánicos.

N° de carbono 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10

4

QUÍMICA

Prefijo Met Et Prop But Pent Hex Hept Oct Non Dec

N° de carbono 11 undec 11 dodec 13 tridec 14 tetradec 15 pentadec 20 eicos 30 triacont 40 tetracont 50 pentacont 90 nonacont

Hidr idrocar ocarbburos uros

Estr Estruc ucttura ura —

—

Nomenclatura IUPAC

ALCANOS     —    — s —Prefijo C C — — (Parafinas) N° de Sp3 Sp3 carbono (Enlace ANO

Fórmula global

CnH2n + 2

simple)

146

3.ER

AÑO

HIDROCARBUROS SATURADOS: ALCANOS

Ejemplo: Z CH4 = Metano Z CH3 = Etano Z CH3 — CH2 — CH3 = Propano Z CH3 — (CH2)2 — CH3 = Butano Z CH3 — (CH2)3 — CH3 = Pentano (C5 — H12) Z CH3 — (CH2)4 — CH3 CH3 — (CH2)5 — CH3 Z   Heptano (C7H16) (23 atomos)

2. Se empieza a enumerar por los sustituyentes más cercanos. 3. Se nombra a los sustituyentes en orden alabético, alabét ico, considerando considerando la posición del carbono en la cadena principal. 4. Se nombra la cadena principal. Ejemplos: Nombrar las siguientes estructuras orgánicas. CH —3 CH —2 — CH3

RADICALES ALQUINO ��R� Al eliminar un hidrógeno de un alcano se obtiene un sustituyente sustituyente alquilo (grupo alquino) Hidrocarburo

a) CH3 — C —— CH — CH 2 — CH3 CH3

Radical (R)

H e m CH —3 C— 2 5 1 2 — 3 CH — 4 CH  — 5 CH CH3 — C— 2 3

CH4 Me  Metano CH3 — CH3 Et  Etano CH3 — CH2 — CH3 Propano

—CH3 Metil (m) —CH2 — CH3 Etil(e) —CH2 — CH2 — CH3 Propil (p) CH3 — CH — CH3 Isopropil CH3 — CH2 — CH2 — CH3 —CH2—CH2—CH2—CH3 Butano Butil (b)

CH3

3 — etil — 2,2 dimetilpentano CH —2 — CH3

b) CH3 — CH — CH — — CH3

Ejemplo: a) CH3 — CH — — CH3

H3C — CH2

CH3 2 — Metilpropano

6 CH —2 — CH3 5 m CH3 — CH — — CH — CH3 m 4 3 H3C — CH2 1 2

b) CH3 — CH — — CH2 — CH3 CH3 2 — metilbutano

3 — 3 dimetil hexano

c) CH3 — CH — 2 — CH — CH2 — CH3

CH —3

CH2 — CH3 3 — etil pentano

CH —2 — CH3

c) CH3 — C—— CH2 — CH — — CH2 — CH2 — CH3 H3C — CH2H3C — CH — CH3

d)

5 — etil — 2,3 dimetil heptano

NOMENCLATURA IUPAC

1. Se elige la cadena más larga, contiene el mayor número de átomos de carbono enlazados, los que están uera son los radicales alquilos.

3.ER

m

AÑO

147

e CH — CH 1CH —3 —2 3 3 C—— CH  — CH — CH2 — CH2 — CH3 2CH3 — 2 5 — 6 4 7 8 H3C — CH2 H3C — CH — CH3 e 33 — dietil — 5 — isopropiloctano

QUÍMICA

4

HIDROCARBUROS SATURADOS: ALCANOS

5 – sec-butil – 8 – etil – 5 – isopropil isopropil – 2,7 – climetildecano climetildecano 1 8 2 4 m 6 7 3 5 m m terb isop

d) CH3 — C(H3) — CH2 — C(CH3)2 — C3H7 CH —3

CH —3

CH3 — C —— CH2 — C —— CH2 — CH2 — CH3 CH3

CH3

6-ter-butil-3-isopr 6-ter-butil-3-isopropil-2,6,7 opil-2,6,7 trimetilnonano

2,2,4,4 tetrametil heptano g)

Otros grupos alquilo CH —3

Isobutil

CH —— CH2 —

9 8

CH3

CH3 — CH2 — CH ——

Sec-butil

7 m

p 6

CH3

m 4 3

2 e

1

CH —3

er-butil

CH3 — — C—

PROPIEDADES PROPIEDAD ES FÍSICAS

CH3 CH —3

Isopentil

CH —— CH2 — CH2 CH3 CH —3

Neopentil

CH3 — — C— CH2 — CH3 CH —3

er-pentil

CH3 — CH2 — C—— CH3

A condiciones normales son: Z Gases: C1 – C4 Z Líquido: C5 – C15 Z Sólido: C16 – más 1. Sus puntos de usión y ebullición aumentan con el número de átomos de carbono. 2. Son insolubles insolubles en agua, pero sí en los derivados orgánicos como éter, cloroormo, acetona. 3. Son menos menos densos que el el agua (0,42 < D r < 0,95) su densidad también varía con las ramificaciones. 4. Metano y Etano carecen de olor del propano al pentadecano. iene olor desagradable (olor a brasas o quemado), el resto carece de olor por su poca volatibilidad. volatibilidad. Y Presentan isómeros de cadena y de posición.

e)

isop

) 9 10

4

e

7

8 m

QUÍMICA

3 m 4 1 2 secbutil

5

148

3.ER

AÑO

HIDROCARBUROS SATURADOS: ALCANOS

PROPIEDADES QUÍMICAS

REACCIÓN DE COMBUSTIÓN COMPLETA

Son poco reactivos; por ello se le denominan Parafinas (parum affionis: «poca afinidad») Se obtienen por uentes Naturales y también por métodos sintéticos. Por uentes naturales a partir del craking del petróleo y del gas natural. Poe métodos sintéticos a partir de la síntesis de Kolbe y síntesis de Gringnard. Don reacción por sustitución, halogenación que se producen en presencia de la luz Solar, calor o peróxidos, además, de combustión, completa e incompleta y de oxidación, no adición.

Z

Z

Z

C3H8 +O2 → CO2 + H2O + Energía

En la reacción completa de hidrocarburos se orman como productos el dióxido de carbono y el agua, y se libera una gran cantidad de calor.

REACCIÓN DE HALOGENACIÓN �Cl2; Br2� CH3CH3 + Cl2

Luz

CH3CH2Cl + HCl

La halogenación es una orma de reacción llamada sustitución muy propia de los alcanos, donde el halógeno sustituye a un átomo de hidrógeno.

Trabajando en clase Integral 1. Nombrar: CH3 — CH2 — CH — — CH2 — CH2 — CH3

2. Nombrar CH3 — CH2 — CH —2 CH —2

CH3

CH3 — CH CH2 — CH — CH2 — CH CH3

Resolución: CH3 — CH2 — CH— CH — CH2 — CH2 — CH3 1 2 3— 4 5 6 CH3 3 – Metilhexano

3.ER

AÑO

149

QUÍMICA

4

HIDROCARBUROS SATURADOS: ALCANOS

3. Que nombre recibe el siguiente alcano: CH CH —3 —3

10. Nombrar Nombrar la siguiente estructura zig-zag

CH3 — C—— CH2 — C—— CH 2 — CH2 — CH — CH3

CH3

CH3 — CH —

11. Qué compuesto es un alcano. a) C2H2 c) CH4 e) CH3OH d) CH3COOH b) C4H6

CH3

4. Nombrar: CH —3

UNI

CH —3

CH —3 — CH2 — CH — — CH — CH 2 — CH3 CH3

12. Determina la atomicidad del siguiente hidrocarburo

CH —2 CH2

UNMSM 5. Determina la órmula global del siguiente compuesto: 4 - EIL - 4 - MEILNONANO Resolución: 4 - EIL - 4 - MEIL NONANO 2C 1C 9C + 1C + 2C 12 C

Resolución: C C C

9C

7. Determina la atomicidad del: 2,3 – DIMEILHEPANO

CH —3

MEIL

6

CH3 — CH — — CH — CH — — CH3

MEIL

5 7 8

4 - EIL - 3,5 - DIMEILOC DIMEILOC ANO

Atomicidad 12 + 26 = 38

14. Nombrar:

EIL 4

12 C CARBONOS C

13. Determina la atomicidad del siguiente hidrocarburo.

8. Nombrar: 2

C

C C

C12H26

6. Determina la órmula global del siguiente compuesto: 3 – EIL – 2 – MEILOCANO

3

C

CnH2n + 2 F.G

FG CnH2n + 2 C12H26

1

C

C

C

CH —2

CH —— CH3

CH3

CH2 — CH3

15. Nombrar el siguiente alcano

9. Nombrar:

4

QUÍMICA

150

3.ER

AÑO

5

Hidrocarburos insaturados Alquenos y Alquinos

HIDROCARBUROS Los hidrocarburos insaturados insaturados se caracterizan por presentar enlaces dobles y/o triples en su estructura interna. Estos pueden ser: Hidrocarburos insaturados

Alquenos

Alquinos

CH3 — CH = CH2

CH3 — C = CH

ALQUENOS Los alquenos son hidrocarburos hidrocarburos aliáticos insaturados, pues presentan por lo menos un enlace doble entre sus átomos de carbono. Se conocen también como olefinas, debido a su aspecto aceitado. Hidrocarburo Alquenos (Olefinas)

Nomenclatura Fórmula Fórmula global IUPAC —    — p— Prefijo CnH2n s     — N° de carbono ENO     —     — C — C — Estructura

Sp3 Sp3 Ejemplos: Z CH2 = CH2 Eteno → C2H4 (6 atomos) Z CH3 — CH = CH2 Propeno → C2H6 (9 atomos) Z CH3 — CH2 — CH = CH2 1 - butano → C4H8 Isómetros Z CH3 — CH = CH — CH3 2 - buteno → C4Hg de posición (12 atomos)

Propiedades físicas 1. En condiciones condiciones normales son: Y Gases: C 2 — C4 Y Líquido: C5 — C17 Y Sólido: Los restantes 2. Sus puntos de usión y ebullición aumentan al auaumentar el número de carbonos, similar a los alcanos. 3. Son insolubles insolubles en agua, pero solubles solubles en líquidos líquidos apolares como el benceno, el éter, el cloroormo, etc.

3.ER

AÑO

4. Son menos densos que el agua. 5. Son débilmente polares debido a la presencia del enlace pi (p) en los carbonos Sp 2 — Sp2. 6. El etileno etileno (Eteno) (Eteno) se polimeriza polimeriza para obtener obtener polietileno de gran uso de cañerías, envases, bolsas y aislantes eléctricos: también se utiliza para poder obtener etanol, ácido acetico, etilenglico cloruro de vinito y estireno. El etileno también sir ve como hormona para las plantas acelerando el proceso de maduración de las rutas. Y Presenta varios tipos de isometría, de posición, geométrica y de usión.

151

QUÍMICA

5

HIDROCARBUROS INSATURADOS ALQUENOS Y ALQUINOS

Reacción de hidrogenación CH2 = CH2 + H2 → CH3 – CH3

Eteno

Etano

Reacción de halogenación CH2 = CH2 + Cl2 → CH2Cl — CH2Cl

Eteno

1,2 dicloroetano

Reacción de hidrohalogenació hidrohalogenación n CH2 = CH2 + HCl → CH3 — CH2Cl Eteno

Reacción de hidratación CH2 = CH2 + H2O → CH3 — CH2OH

Propiedades químicos Z

Z Z

Z

Son más activos, químicamente, que los alcanos. Presentan mayor reactividad, propiedad que se debe a la presencia del enlace pi ( p) en el enlace doble. Se obtienen en proceso de cracking del petróleo y en el laboratorio, siguiente la regla de Markownikoff. Dan reacción por adición (Hidrogeneración, (Hidrogeneración, Halogenación, Hidrohalogenación, Hidratacción) y combustión, no sustitución. Decoloran la solución de KMnO 4. Hidrocarburo Alquinos (Acetilenos)

cloroetano

Eteno  

Etanol (Alcohol)

ALQUINOS Los alquinos son hidrocarburos aliáticos insaturados ya que presentan, por lo menos, un enlace triple entre sus átomos de carbono Se conocen también acetilenos. Se obtiene por la acción del agua sobre el carbonato de calcio, alcinos.

Estructura

Nomenclatura —    — p — Prefijo p     — N° de carbono NO     —     — C — C —

Fórmula global CnH2n — 2

Sp3 Sp3 (enlace triple) Ejemplos: Z CH ≡ CH Etino → C2H2 (4 atomos) Z CH3 — C ≡ CH Propino → C3H4 (7 atomos) Z CH3 — CH2 — C ≡ CH 1 - butino → C2H6 Isomeros Z CH3 — C ≡ CH3 2 - butino → C4H6 de posición (10 atomos) 2-hexino → (C6H10) (16 atomos)

Propiedades físicas 1. En condiciones normales son: Y Gases: C 2 — C4 Y Líquidos: C5 — C16 Y Sólido: los demás 2. Las propiedades propiedades ísicas de de los Alquinos son son muy similares similares a las de los Alquenos y Alcanos. A medida que aumenta su masa molecular aumenta su densidad, el punto de usión y ebullición. 3. Son más polares que los Alquenos debido a la presencia de 2 enlaces pi ( p) en los carbones carbonos Sp — Sp.

5

QUÍMICA

152

3.ER

AÑO

HIDROCARBUROS INSATURADOS ALQUENOS Y ALQUINOS

4. El Acetileno (Etino) se utiliza utiliz a como combustible en los sopletes oxiacetilénicos utilizados para cortar y soltar metales. Los alquinos también se usan en la preparación de acetaldehído, etanol, ácido acético, Isopropeno, cacucho Artificial, etc. ambién se usa en la industria industri a de los materiales plásticos. 5. Presentan Presentan Isometría Isometría estructural, estructural, cadena cadena y posición, además, isometría uncional.

NOMENCLATURA IUPAC PARA ALQUENOS Y ALQUINOS 1. La cadena cadena principal principal es la candena candena más larga que que contiene el enlace múltiple (enlace doble o enlace triple) y se enumera empezando por el carbono más cercano al enlace múltiple. a) CH3 — CH2 — CH ≡ CH — — CH — CH2 — CH3 CH3

1 2 3 4 5 6 7 CH3 — CH2 — CH ≡ CH — — CH — CH2 — CH3  

CH3 m

5-metil-3-hepteno

b) CH3 — CH = —CH — CH 2 — CH3

Propiedades químicas Z

Z

Z Z

Son más activos químicamente, que los Alquenos. Presentan menos reactividad, propiedad que se debe a la presencia de 2 enlaces pi ( p) en el enlace triple. Se obtienen en proceso de cracking del petróleo, el etino se obtiene por hidrolisis del carbono de calcio. COC2 + H2O → C2H2 + Ca(OH)2 Sus reacciones son semejantes a la de los Alquenos: Adición y combustión, no sustitución. Decoloran la solución de KMnO 4.

1 2 3 4 5 CH3 — CH = CH — CH 2 — CH3 2-penteno  

c) 5

Reacción de hidrogeneració hidrogeneración n  CH ≡ CH + 2H2 → CH3 – CH3

Etino

1, 1, 2, 2, tetraloroetano

Reacción de hidrodialogenación CH ≡ CH + 2HCl → CH2Cl — CH2Cl

Etino

1, 2, dicloroetano

Compuesto orgánico CH3 — CH = CH — CH2 — CH3

3.ER

AÑO

6

m

3 4

1

2

1

p

2

3

4 m

Etano

Reacción de halogenación CH ≡ CH + 2Cl → CHCl2 — CHCl2

Etino

CH ≡ C — CH2 — CH3 1 2 3 4 CH ≡ C — CH2 — CH3 1-butino

5-metil-6-propil 5-metil-6-propil

5 6 e

7

5-etil-4-metil-2-heptino 5-etil-4-metil-2-heptino

En 1993 la IUPAC recomendó un cambio lógico en las posiciones de los números localizadores que s utilizaban en la nomenclatura en lugar de colocar los números localizadores antes del prefijo (1 buteno), se recomendó colocarlos inmediatamente antes del sefijo es decir. but - 1 - eno

IUPAC 1979

IUPAC 1993

2 penteno

Pent-2-2no

5-me 5-metil til-3 -3 hept hepten enoo

5-me 5-metil tilhe hept pt-3 -3-e -eno no

5-metil-3-propil 1-hexino

5-metil-3-propilhex-1-ino

153

QUÍMICA

5

HIDROCARBUROS INSATURADOS ALQUENOS Y ALQUINOS

d) CH3 — CH2 — CH2 — C ≡ C — CH3  

8

2

1

isoprop 4-etil-5isopropil-7-metil-2 4-etil-5isopropil-7-metil-2 octino IUPAC: IUPAC: 4-etil-5-isopropil-7-metiloct-2-ino 4-etil-5-isopropil-7-metiloct-2-ino (1993)

CH3

5 6

1 2 3 4 5 6 CH2 = CH —CH2 — CH2 — CH — CH — 3  m CH3 5-metil-1-hexeno IUPAC IUPAC (1993): 5-metilhex-1-eno 5-metilh ex-1-eno

4 3 2 1

e 6-etil-2-metil-3-octino IUPAC(1993): IUPAC(1993): 6-etil-3-metilo 6-etil- 3-metiloct-3-ino ct-3-ino

) CH2 = C — CH — — CH 2 — CH3

  i)

CH —2

2

H3C — CH — CH —2 CH2 1 2 3 e CH2 = C — CH — — CH 2 — CH3

4CH —2

3 5 6

7 1 e 4 3-etil-6-metil-2-heptano IUPAC: IUPAC: 3-etil-6-metilh 3-etil- 6-metilhept-2-eno ept-2-eno (1993)  j) CH3 — CH2 — CH — — CH — — CH — — C ≡ CH C2H5 CH3

H3C — CH — CH —2

CH — — CH3

CH3 7 6 5 4 3 2 1 CH3 — CH2 — CH — — CH — — CH — — C ≡ CH

CH2 3-etil-5-metil-d-hepteno IUPAC IUPAC (1993): 3-etil-5-metilhept 3-etil-5- metilhept-1-ino -1-ino

 

e

h) CH2 = CH —CH2 — CH2 — CH — — CH3 7

 

3

m

8

6 5 4 3 2 1 CH3 — CH2 — CH2 — C ≡ C — CH3 2-hexino IUPAC IUPAC (1993): Hex-2-ino

e)

6 4 5

7

C2H5 CH3 e m

 

g)  

CH — — CH3 isop

CH3 5-etil-3-isopropil-4-metil-1-heptino IUPAC: IUPAC: 5 etil-3-isopropil-4-metilhept-1-ino (1993)

Trabajando en clase Integral 1. Nombrar CH3 — CH = CH — CH — — CH3 CH2

Resolución: CH3 — CH = C — CH — CH3 1 2 3 4— 5 CH3 4-metil-2-denteno

5

QUÍMICA

2. Nombrar

CH —3

CH2 = CH — CH2 — CH — — CH — CH 3 CH3 3. Nombrar el siguiente alqueno CH —3 — — CH — CH = CH — CH3 CH3 — CH

CH —2 CH3

154

3.ER

AÑO

HIDROCARBUROS INSATURADOS ALQUENOS Y ALQUINOS

4. Nombrar el siguiente alquino CH ≡ C — CH — — CH2 — CH — — CH3 CH3

10. Nombrar el siguiente alquino

CH2 — CH3

UNMSM 5. Determina la órmula global del siguiente compuesto: 4 – MEIL – 1 – OCENO Resolución: 4 – MEIL – 1 – OCENO 9Carbonos

e) C3H6

UNI 12. Determina la honicidad del siguiente hidrocarburo

1C 8C Fórmula global del alqueno CnH2n

11. Qué compuesto es un alquino c) C2H6 a) C4H6 b) C2H6 d) HCOOH

C9H18

6. Determina la órmula global del siguiente alqueno 5,5 - DIMEIL - 2 - DECENO

Resolución:

7. Determina la órmula global del siguiente alquino 4 - EIL - 5 - MEIL - 2 - NONINO

C

C

C C

C

8. Nombrar

C

C

C C C

11 CARBONOS n = 11

C FG = CnH2n+2 – 2d – 4

Resolución: 8

d=1 d = #enlaces dobles =1  = #enlaces triples C11H2(11) + 2 – 2(1) – 4(1) C11H18  Atomicidad 11 + 18 = 39

EIL 7

6 3 5

2 4

EIL

1

MEIL

6,6 — DIEIL — 4 — MEIL — 2 — OCENO

9. Nombrar el siguiente alqueno

13. Determina la atomicidad del siguiente hidrocarburo

14. Nombrar: CH2 = CH – CH = CH – CH 3 15. Nombrar CH ≡ C – CH — – CH2 – C ≡ CH CH3

3.ER

AÑO

155

QUÍMICA

5

6 Hidrocarburos cíclicos y aromáticos HIDROCARBUROS CÍCLICOS Los hidrocarburos cíclicos son compuestos compuestos cuya estructura principal es una cadena cerrada. Esta cadena puede llamarse también ciclo anillo. HIDROCARBUROS CÍCLICOS Alicíclicos Ciclo Alcano

Aromáticos

Ciclo Alqueno

Ciclo Alquino

Derivados del benceno

Insaturado

Saturado

HIDROCARBUROS ALICÍCLICOS Son hidrocarburos aliáticos de cadena cerrada. Presentan propiedades ísicas y químicas semejantes a los hidrocarburos de cadena abierta. Así, por ejemplo, un ciclo alcano se comporta como un alcano y un ciclo alcano se comporta como un alqueno. La órmula universal de los hidrocarbutos alicíclicos es: CnH2n — 2d — 4t n = número de átomo de carbono d = número de enlaces dobles t = números de enlaces triple

A. Ciclo Alcano Son hidrocarburos hidrocarburos de cadena cerrada que presentan enlace simple entre simple entre sus átomos de carbono. Se le conoce también, como NAFENOS. Estructura H— C — CH 2 —2 H2C — CH2 (enlace simple)

Nomenclatura IUPAC Ciclo

Prefijo  ANO # de carbono

Fórmula Global CnH2n

Por su órmula global, son isómetros uncionales de los alquenos. CH2—        — CH2 — CH2

6

QUÍMICA

<>

H— C — CH 2 —2

CH2 CH2 — CH2 Ciclo pentano (C5H10)

156

H— C — CH 2 —2

< >

CH2 — CH2 Ciclo butano (C4H8)

Ciclo Hexano(C 6H12)

3.ER

AÑO

HIDROCARBUROS CÍCLICOS Y AROMÁTICOS

Radicales de los cicloalcanos

Por su órmula global, sin isómeros uncionales de los alquinos.

Se generan por la pérdida de un hidrógeno en un cicloalcano. Ciclo Alcano

Radical

Ciclo propano

Ciclo Propil

Ciclo butano

<> CH2 — CH2 Ciclo buteno (C4H6) Ciclo penteno (C5H8)  —  —  —CH2—  

<>

CH — CH2 Ciclo propeno (C 3H4)

Ciclo butil

Ciclo pentano  

    —

H— C     —  CH 2 —

Ciclo Hexeno (C6H10) CH3 C2H5 5 6 4 1 3 2 4-etil-5-metil ciclo hexeno

CH3

2 3 4 1 3 - Metil ciclo buteno

Ciclo pentil  

Ejemplos CH3

3

C2H5

CH3 1 2 CH3 5 43 1,3 dimetil ciclo pentano (C7H14)

6

1

CH3

2

Etil ciclo propano (C5H10) C2H5

Metil ciclo butano (C5H10)

4

 

5 1 6 3-metil-1,3 ciclo hexadieno

C. Ciclo Alquino Son hidrocarburos de cadena cerrada que presentan uno o más enlaces triples entre sus átomos de carbono.

2

3 CH3 5 4 1-etil-3-metil ciclo hexano (C9H18)

Estructura

Nomenclatura IU IUPAC

    —

H— C     —  CH 2 —2 C ≡ C

Ciclo

Prefijo  INO # de carbono

Fórmula lobal CnHn2 – 4

(enlace triple) Ciclo propil ciclo pentano (C8H14)

CH2—    —

C ≡ C Ciclo propino

B. Ciclo Alqueno Son hidrocarburos de cadena cerrada que presentan uno o más enlaces dobles entre sus átomos de carbono. Estructura H — C — CH2  —  2— —  

 CH — CH 2 (enlace doble)

3.ER

AÑO

Nomenclatura IU IUPAC Ciclo

<>

Prefijo  ENO # de carbono

Fórmula lobal

CH — 2 — CH —2

C ≡ C Ciclo butino (C4H4) CH3 3 3 - metil ciclo propino

157

Ciclo pentino (C5H6)

<>

2

CnH2n – 2

(C3H2)

Ciclo hexino (C6H8) 2

3 C4H5 4

CH3 3-etil-4-metil ciclo butino QUÍMICA

6

HIDROCARBUROS CÍCLICOS Y AROMÁTICOS Z

4 3

5 6

2

Cl 

Z

5-Cloro 1,3 ciclo hexadiino

Z Z

1

Z

HIDROCARBURO AROMÁ AROMÁTICO TICO Los compuestos aromáticos deben su nombre a que los primeros derivados del benceno tenían aromas agrandables. Los hidrocarburos aromáticos, también llamados bencénicos, son compuestos que presentan en sus moléculas una agrupación cíclica estable, muchos de ellos son líquidos, de olor uerte y agradable que se obtienen a partir del alquitrán de hulla y del petróleo. El más importante es el benceno (C6H6)

Es líquido, inflamante y venenoso, volátil e incoloro. Insoluble en agua, pero sí, en alcohol y éter y tetracloruro. Se emplea como disolvente y combustible, es cáncer. Su temperatura de usión es 5°C y temperatura de ebullición es 80°C. Origina el radical enil (–C6H5–) que es un resto arilico. aril ico. enil (radical)

Pierde 1 «H»

Los hidrocarburos aromáticos se caracterizan por tener el anillo aromático y presentan en su estructura interna, solo átomos de carbono e hidrogeno, tales como:

Derivados del benceno Los compuestos aromáticos deben su nombre a que los primeros derivados del benceno tenían aromas agradables.

1. Mono sustituidos: CH3

OH

NH2

olueno

Fenol

Anilina

CH3=CH2

Benceno: .g = C 6H6

NO2

CHO

Nitrobenceno Benzaldehido

Vinil benceno H3C-CH-CH3 COOH

Cumeno

Ácido Benzoico

2. Disustituidos CH3

CH <> 2 estructuras resonantes

Cl

CH

CH

CH

CH

CH Fórmula semi desarrollada

O- cloro tolueno

Fórmula de kekule

CH3

CH3

Características Z

Es un hidrocarburo aromático, cuyas densidades es 0,9 g/m l 

6

QUÍMICA

158

o- xileno

CH3 Cl m-cloro tolueno

CH3

CH3

Cl p-cloro tolueno CH3

CH3 m-xileno

CH3 p-xileno

3.ER

AÑO

HIDROCARBUROS CÍCLICOS Y AROMÁTICOS

3. De anillos usionados  

OH

NH3

Hidroxi benceno (Fenol) (C6H5OH)

Amino benceno (Anilina)

Naaleno 9 8

<>

10 1

7

2

2 4

3

6 F.6 = C 10H8  

NO2

CHO

Nitro benceno

Benzadehido

Antraceno 11 10

<>

12

9

7

8

13

6

14 5

1

COOH

3

CH2OH

4

F.6 = C 14H10  

Carboxibenceno (Ácido benzoico)

Fenantreno

O–CH3

Alcohol Bencilico COONa

F.6 = C 14H10  

Metoxi benceno (Metiloxienil)

Benzopireno

Benzoato de sodio

Cl 

F.6 = C 20H12

Clorobenceno

Trabajando en clase Integral

2. Nombra el siguiente compuesto

1. Nombrar el siguiente compuesto CH3

CH3

C2H5  

3.ER

Resolución: 4 3 2 5 6 1

AÑO

CH3

3. Que nombre recibe el siguiente compuesto.

CH3 1-metil-3-metilciclohexano

CH3

C2H5

159

QUÍMICA

6

HIDROCARBUROS CÍCLICOS Y AROMÁTICOS

4. Determina la atomicidad del siguiente compuesto cíclico. C2H3

10. Los compuestos aromáticos derivan del ________ 11. Relaciona:

CH3

a)

( ) Ciclohexeno Ciclohexeno

b)

( ) Ciclohexino

c)

( ) Ciclohexano Ciclohexano

C2H3

UNMSM 5. Nombrar:

 

Cl 

Resolución: Clorobenceno

UNI 12. Nombrar el siguiente compuesto CH3

6. Relaciona correctamente a) olueno

( )

Br

OH b) Fenol

( )

Resolución: ORO BROMOOLUENO BROMOOLUEN O

CH3 c) Antraceno

13. Relaciona: ( )

CH3 CH3

a)

7. Nombrar según la nomenclatura IUPAC NH2

( ) PARAXILENO

CH3 b)

( ) OROXILENO OROXILENO CH3 CH3

8. Determina la atomicidad del siguiente compuesto: 3-EIL-5-MEILCICLOOCENO  

c)

Resolución: 3-EIL-5-MEILCICLOOCENO 2C 1C 8C 11 carbonos FG: de ciclo alqueno

( ) MEAXILENO

CH3

14. Nombrar:

CnH2n–2 C11H2(11) – 2 C11C20

Atomicidad = 11 + 20 = 31

9. Determina la atomicidad del siguiente compuesto 2,3 - DIMEILCICLOHEXENO

6

QUÍMICA

15. Que nombre el siguiente compuesto: CH3 CH2 – CH2 – CH – CH – CH 2 – CH3 CH3

160

3.ER

AÑO

7 Contaminación ambiental CONTAMINACIÓN AMBIENTAL

Contaminación física

Es el resultado de un desequilibrio por la adición de cualquier sustancia del medioambiente, en cantidades que causan eectos adversos en el hombre, animales, vegetales o materiales expuestos a dosis que sobrepasan los niveles aceptables en la naturaleza.

Son las emanaciones de algún tipo de energía (calor, radiaciones electromagnéticas, ruido, etc) a uno de los componentes componentes de la tierra. Este tipo de contaminación no es tan preocupante para el hombre debido a su eecto de dilución.

Contaminación de origen natural Es el tipo de contaminación generada por algún actor natural, tal como las erupciones volcánicas, los terremotos, cambios climáticos, incendios orestales espontáneos, descomposición de seres vivos, o el oleaje marino, los cuales provocan un tipo de contaminación localizada y no es un problema, ya que se genera en orma esporádica.

Contaminación química Son las emanaciones de sustancias químicas a uno de los componentes de la tierra; tales como: detergentes, CO, CO2, SO2, NOx, material macroparticulado, hidrocarburos, plásticos, botellas, metales pesados, etc. Este tipo de contaminación es muy preocupante porque las industrias y los hogares generan miles de toneladas de productos químicos que se segregan a la atmósera, hidrosera y litósera, produciendo los graves problemas de contaminación que estamos arontando en estos momentos.

Contaminación de origen antropogénico La contaminación de origen antropogénico o artificial sucede cuando los vertidos son causados por la influencia directa del hombre.

Contaminación biológica Son las emanaciones de microorganismos: virus, protozoarios, hongos, etc. y que se reproducen exponencialmente por lo que si no se controlan rápidamente pueden producir males endémicos tales como: cólera, botullismo, denge, malaria, etc.

3.ER

AÑO

161

QUÍMICA

7

CONTAMINACIÓN AMBIENTAL

LA ATMÓSFERA Contiene 78% de nitrógeno, 21% de oxígeno y 1% de otros gases (Ar, He, Xe, H 2O, CO2, O3, etc.) El aire limpio o puro orma una capa de, aproximadamente, 500 mil millones toneladas. Nitrógeno descubierto por Rutherord (1772) Oxigeno descubierto por Priestley (1774) Se considera contaminación atmosérica a cualquier condición atmosérica bajo la cual los elementos o componentes ajenos a la atmósera alcanzan concentraciones suficientemente elevadas respecto a su nivel ordinario como para que se produzcan eectos adversos en el hombre, animales, vegetación u objetos cualesquiera. Se tiene dos tipos: t ipos: contaminación contaminación primarios y secundarios.

PRINCIPALES CONTAMINANTES PRIMARIOS A continuación, se describen los principales contaminantes que pueden estar presentes en la atmósera, y los eectos que pueden producir.

Dióxido de carbono (CO2)

Se encuentra presente en la atmósera de orma natural. No es tóxico en pequeñas concentraciones y no se debería considerar una sustancia contaminante, ya que se reconvierte por otosíntesis en oxígeno. La tala indiscriminada de bosques ha hecho que se rompa este equilibrio, equilibrio, acumulándose el CO 2 en orma alarmante en la atmósera, por las emanaciones generadas por el sistema de transporte, quema de los combustibles ósiles, incendios de grandes extensiones de bosques, etc. La capacidad del CO 2 de retener la radiación IR (calor), genera el llamad eecto invernadero, discutido posteriormente.

Monóxido de carbono (CO) Cuando no hay suficiente oxígeno, se produce la combustión incompleta de un combustible ósil, el cual produce monóxido de carbono (CO). El monóxido de carbono del aire se acumula rápidamente en la sangre, ya que la hemoglobina tiene mayor afinidad por el CO, causando síntomas similares a los de la gripe, tales como jaqueca, atiga, náuseas, mareos, estado de conusión e irritabilidad.

Dióxido de azufre (SO2)

Es un gas incoloro y no inflamable, de olor uerte e irritante. Su vida media en la atmósera es corta (de unos 2 a 4 días). Los daños a seres humanos pueden llegar a ser graves en el aparato respiratorio. En conjunto, más de la mitad del que llega a la atmósera es emitido por actividades humanas, sobre todo por la combustión de carbón y petróleo y por la metalurgia.

Óxidos de nitrógeno El NO es un gas incoloro, tóxico a altas concentraciones y presente en el aire en muy bajas concentraciones (menos de 0,50 ppm), a las cuales su tolerancia por los seres vivos es aceptable; sin embargo, es un precursor del NO2 y por lo tanto, responsable en parte de la contaminación otoquímica.

Metano (CH4)

Gas que, junto al dióxido de carbono (CO 2), contribuye al eecto invernadero.

EFECTO INVERNADERO Es el calentamiento natural de la tierra. Los gases del eecto invernadero (CO 2, CH4, etc) presentes en la atmósera retienen parte de la energía solar. La acumulación exagerada de los gases invernaderos en la atmósera no permite que el calor atrapado en la tierra se disipe produciéndose así el calentamiento calentamiento global. La quema de combustibles, combustibles, la deorestación, deorestación, los pesticidas, p esticidas, etc, incrementan la cantidad de gases invernaderos

7

QUÍMICA

162

3.ER

AÑO

CONTAMINACIÓN AMBIENTAL

El calentamiento de la atmósera es el principal desaío medioambiental que hoy aronta la humanidad a nivel mundial. Ninguna población es ajena al problema y a sus consecuencias que puede expresar de varias ormas: Z Aumento de la recuencia de catástroes climáticas con graves daños a las personas y los bienes materiales. Z Fusión de los hielos polares, aectando especialmente a poblaciones costeras y países insulares. Z Aparición de nuevas enermedades Z Erosión de tierras cultivables Z Al aumentar la temperatura del aire, los océanos liberarán más CO2 y los ecosistemas húmedos, más CH 4. Esto alimetaría al enómeno

LLUVIA ÁCIDA La lluvia normalmente tiene un pH ligeramente ácido (pH aprox. 5.6) debido al CO 2 presente en la atmósera. Cuando la lluvia tiene valores de pH menores a 5.6, se le llama lluvia ácida. El pH de la lluvia puede disminuir por: Z Fenómenos naturales como erupciones volcánicas (emisiones de SO 2), incendios orestales (CO2), actividad microbiana. microbiana. Z Fenómenos antropogénicos como el consumo de combustibles ósiles por su contenido de azure o por la generación de óxidos de nitrógenos durante la combustión combustión de ellos. 3.ER

AÑO

Z

Algunas de las reacciones que dan origen a la llu via ácida. SO2 + H2O → H2SO3 SO2 + O2 → H2SO3 SO3 + H2O → H2SO4 3NO2 + H2O → 2HNO3 + NO

La lluvia ácida es un problema de interés nacional debido a que junto con los gases que la originan presenta eectos adversos al ambiente.

Efectos de la lluvia ácida Lagos y ecosistemas acuáticos Disminuye el pH de los cuerpos de agua, lo que modifica las condiciones de la vida acuática y en casos severos puede ocasionar la muerte de algunas especies.

Plantas y suelos La lluvia ácida reacciona con los nutrientes de los suelos evitando que las plantas lo absorban (calcio y magnesio), disuelve metales tóxicos par alas plantas presente en el suelo (como aluminio) y acilita su absorción originando daño en ellas. Daña la superficie de las plantas.

Humanos El SO2  y los NO x  en grandes volúmenes pueden ocasionar eectos adversos al aparato respiratorio.

163

QUÍMICA

7

CONTAMINACIÓN AMBIENTAL

Construcciones y materiales Algunos materiales reaccionan reaccionan con los ácidos sulúrico y métrico acelerando y ocasionando su corrosión por ejemplo estructuras metálicas y concreto en obras civiles, monumentos y obras de arte al aire libre, etc.

CLOROFLUORCARBONOS �CFC� Los compuestos llamados clorofluorcarbonos CFC, se han utilizado ampliamente como agentes propelentes en latas de aerosoles, como agentes espumantes para plásticos y en sistemas de rerigeración, aire acondicionado y disolventes. A temperatura ambiente, los CFC son gases o líquidos con bajo punto de ebullición. Son prácticamente prácticamente insolubles en agua e inertes respecto a la mayor parte de las demás sustancias. Lo malo de que esta sustancias sean tan inertes es que pueden permanecer mucho tiempo en el medio ambiente. Su vida media estimada en la atmósera supera los 100 años. Los CFC se diunden en la estratosera donde la radiación UV los descompone en los peligrosos radicales cloro, que están destruyendo irreversiblemente la capa de ozono. La capa de ozono en la estratósera protege la vida en la tierra de los rayos ultravioletas de la luz solar. En los años 80, la comunidad científica comenzó a acumular evidencia de que la capa de ozono estaba reduciéndose. La reducción de la capa de ozono aumenta el nivel de radiación ultravioleta que llega a la superficie de la tierra, lo cual a su vez, se puede aumentar las probabilidades de exposición excesiva a los rayos ultravioleta y los problemas de salud asociados con ello, como cáncer, cataratas e inhibición del sistema inmunológico.

Contaminantes de carácter metálico Algunos metales son descargados a los ríos y lagos por la industria y la minería. Por ejemplo: a) Mercurio: los los residuos en relaves relaves mineros mineros llegan a los ríos y lagos. lagos. Los compuestos compuestos del mercurio mercurio son ácilmente aspirados por toda la superficie del cuerpo. Es altamente tóxico, aecta a sistema nervioso central, sobre todo al cerebro.

7

QUÍMICA

164

3.ER

AÑO

CONTAMINACIÓN AMBIENTAL

b) Plomo: es emitido en regulares cantidades por motores de los vehículos. Se acumula en el organismo, intoxicándolo gradualmente. c) Cadmio: aecta al sentido sentido del del olato olato..

Contaminación por presticidas e insecticida El insecticida DD. (dicloro dienil tricloroetano) no se descompone con acilidad y se acumula en el ambiente produciendo cáncer en los animales. Los insectos empezaron a hacerse inmunes al DD, y al ser devorados estos por otros animales, llegan al hombre a través de la cadena alimenticia.

Trabajando en clase Integral 1. Las pilas están elaboradas con metales pesados como el mercurio, cadmio, níquel o _________. a) plomo c) zinc e) platino b) cobre d) plata Resolución: Las pilas pueden contener mercurio, cadmio, níquel o plomo.

2. Al dicloro dienil tricloroetano se le conoce como: _________. a) DD c) DD e) DDD b) DD d) D 3. La lluvia ácida es la relación que existe entre el SO2 y el ______. a) NO c) C3H8 e) Cl2 b) CH4 d) CH4 4. La lluvia ácida produce una destrucción que es una reacción __________. a) endotérmica d) reversible reversible b) de descomposición descomposici ón e) irreversible c) de síntesis UNMSM 5. ¿Qué ácido se produce en la lluvia ácida? a) H2SO4 c) H2CO3 e) a y c b) HNO3 d) a y b Resolución: Los ácidos que se producen en la lluvia ácida son el H2SO4 y el HNO 3. 6. Metal que aecta el sentido del olato: a) Cd c) Ca e) H2 b) C d) Cl 3.ER

AÑO

7. Metales contaminantes: a) He, Ne, Ar c) Hg, Cd, Pb e) Cu, Zn, Al b) Hg, Pt, Au d) Au, Pb, Ag 8. Gas emitido por las industrias o las plantas de producción producción de energía: a) H2O c) H2S e) NO b) HCl d) SO3 Resolución: El gas que emiten las industrias es el SO 3. 9. Gas que emite la quema de gasolina de vehículos. a) H2O c) HCl e) SO3 b) CO d) H2S 10. El componente principal de la capa que nos protege de los rayos ultravioletas del sol tiene por órmula: a) H2O c) O3 e) Xe b) O2 d) He 11. La temperatura promedio de elevación en el eecto invernadero es: a) 0,5 °C c) 5 °C e) 1,2 °C b) 1 °C d) 4 °C UNI 12. 10 moles de HNO 3 contienen _____ gramos. a) 560 c) 320 e) 490 b) 780 d) 630 Resolución: 1 mol 63 g 63g 10 mol x x = 630 g 13. 224 litros a CN de H 2SO4 contienen _____ gramos. (mA: S = 32) a) 226 c) 490 e) 1000 b) 490 d) 760

165

QUÍMICA

7

CONTAMINACIÓN AMBIENTAL

14. ¿Cuál es la masa total de una mezcla ormada por 10 moles de CO y 5 moles de CO 2 que se encuentra en un ambiente? a) 480 c) 520 e) 600 b) 500 d) 560 15. Escribe verdadero (V) o also (F) según corresponda:

7

QUÍMICA

166

I. La lluvia ácida es producida por la reacción reacción entre el SO2 y NO o NO 2. ( ) II. La capa de ozono se va destruyendo por la presencia de los compuestos compuestos que contienen CFC. ( ) III III.El DD se conoce como diclorotolueno. ( ) a) VFF d) FF b) FVF e) VVV c) VVF

3.ER

AÑO

8 Repaso 1. Cuántos gramos de anhidrido carbónico se orma apartir de 24 g de carbono en la siguiente reacción. C + O2 → CO2 a) 19 g c) 88 g e) 70 g b) 14 g d) 44 g 2. A partir de 6 mol de nitrógeno cuántos mol de amoniaco se orman en: N2 + H2 → NH3 a) 3 mol c) 6 e) 10 b) 12 d) 7 3. ¿Cuántos gramos de trióxido de Dihierro se orman al oxidarse 8 mol de hierro? Fe + O 2 → Fe2O3 a) 320 g c) 640 e) 720 b) 160 d) 500 4. ¿Cuántos litros de agua se orman a condiciones normales a partir de 10 mol de oxígeno? H2 + O2 → H2O a) 448 L c) 2 e) 150 b) 244 d) 10

7. Determina la cantidad de enlaces sigma en el siguiente compuesto. CH3 — CH2 — CH = CH — C ≡ C — CH2 — CH3 a) 21 c) 5 e) 19 b) 20 d) 3 8. Nombrar el siguiente compuesto: CH —3 CH3 — CH2 — CH — — CH — CH3 CH3

a) pentano d) 1,2-dimetilpentano 1,2-dimetilpentano b) 3-isoprodildecano 3-isoprodildecano e) 3,4 - dimetilpentano c) 4,5 - dimetilhexano

9. Determina la atomicidad del siguiente compuesto: compuesto: 3-EIL-4-MEILHEXANO a) 28 c) 27 e) 31 b) 24 d) 30 10. Determina la atomicidad atomicidad del siguiente alqueno

5. Determina la cantidad de carbonos terciarios en el siguiente compuesto. CH CH —3 —2 — CH3 CH3 — C—— CH2 — CH — CH2 — CH — — CH3 CH3

a) 1 b) 2

c) 3 d) 4

a) 27 b) 28

3.ER

AÑO

c) Sp1 d) Sd5

e) Spd

e) 30

11. Nombrar el siguiente compuesto: CH3 — CH = CH — CH2 — CH2 — CH — — CH3

CH3 — CH — CH3 e) 5

a) Hepteno b) 6-metil-2-heptino 6-metil-2-heptino c) 2-metil-5-hepteno 2-metil-5-hepteno

6. Determina el tipo de hibridación que presenta el carbono marcado. * a) Sp2 b) Sp3

c) 9 d) 20

CH3 d) 6-metil-2-hepteno 6-metil- 2-hepteno e) 6-metil-2-heptano 6-metil-2-heptano

12. Determina la ormula global del: 4,5-dietil-1-octeno a) C8H22 d) C10H20 b) C8H16 e) C12H24 c) C12H26

167

QUÍMICA

8

REPASO

13. Determina la masa molecular del 2-buteno a) 56 UMA c) 196 e) 60 b) 142 d) 50

c) HEXILMEANO d) HEPANO e) 1–MEILHEPANO

14. Nombrar el siguiente hidrocarburo CH ≡ C — CH2 — CH2 — CH2 — CH2 a) 1-HEXINO d) 1-MEILPENINO b) 1-HEXENO e) HEPINO c) HEXANO

18. ¿Cuál es la ormula global del siguiente hidrocarburo cíclico? CH3

15. Determina la cantidad de enlaces pi ( p) que presenta el 2-NONINO a) 3 c) 1 e) 0 b) 2 d) 4 16. Determina la atomicidad del benceno a) 18 c) 12 e) 15 b) 6 d) 24 17. Nombrar CH3 a) MEILHEXANO b) MEILCICLOHEXANO MEILCICLOHEXANO

a) C7H18 b) C7H12

CH3 c) C7H10 d) C7H16

e) C7H14

19. La acumulación del ______ en la atmósera, atmósera, es le responsable del calentamiento global. a) CO c) SO2 e) SO b) CO2 d) NO 20. En la lluvia ácida los ácidos que se orman son: a) H3PO4 – HCl b) H2S – NH3 c) H2CO3 – HClO4 d) CH4 – CaCO3 e) HNO3 – H2SO4

Bibliografía 1. 2. 3. 4.

8

BROWN, Teodore. Química: La ciencia central. México: Pearson education, 2004. CHANG, Raymond. Química. Madrid: McGraw - Hill, 2003. WHIEN, Kenneth. Química general. Madrid: Mc. Graw - Hill, 2002.

QUÍMICA

168

3.ER

AÑO