Índice I Bimestre
Capítulo 1
Densidad y temperatura
6
Capítulo 2
La materia
15
Capítulo 3
Átomo I
26
Capítulo 4
Átomo II
34
Capítulo 5
Repaso
41
Capítulo 6
Teoría atómica
45
Capítulo 7
Número cuántico
55
Capítulo 8
Configuración electrónica
65
Capítulo 9
Repaso
71
II Bimestre
Capítulo 10
Tabla periódica I
74
Capítulo 11
Tabla periódica II
84
Capítulo 12
Enlace químico I
93
Capítulo 13
Enlace químico II
103
Capítulo 14
Nomenclatura I
113
Capítulo 15
Nomenclatura II
122
Capítulo 16
Repaso
129
Capítulo 17
Unidad química de masa
135
Capítulo 18
Composición centesimal y fórmula química
142
III Bimestre
Capítulo 19
Gases
153
Capítulo 20
Reacciones químicas I
159
Capítulo 21
Reacciones químicas II
169
Capítulo 22
Estequiometría I
177
Capítulo 23
Repaso
184
Capítulo 24
Estequiometría II
187
Capítulo 25
Masa equivalente
193
Capítulo 26
Soluciones I
199
Capítulo 27
Soluciones II
208
Capítulo 28
Repaso
215
IV Bimestre
Capítulo 29
Cinética química
218
Capítulo 30
Equilibrio químico
225
Capítulo 31
Repaso
234
Capítulo 32
Teoría ácido - base
238
Capítulo 33
Química orgánica I y II
247
Capítulo 34
Química orgánica III
269
Capítulo 35
Química orgánica IV
286
Capítulo 36
Repaso
294
Capítulo
4
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Química
Introducción Introducción El conjunto de todos los seres vivos, objetos y hechos que nos rodean forman lo que denominamos naturaleza. Estos hechos que observamos a nuestro alrededor no se dan aisladamente, y constituyen un conjunto de elementos que se relacionan entre sí y reciben el nombre de Ciencias Naturales.
La ciencia es el intento de relacionar la caótica diversidad de nuestra experiencia sensorial con un sistema lógico, estructurado y uniforme de pensamiento. La Química, una ciencia natural, está en todas partes: la ropa que usas, la silla en que te sientas, los lentes que utilizamos, la tierra donde crecen los cultivos, etc; todo ello es materia, y es objeto de estudio de la Química.
La Química es la ciencia que estudia la materia, su estructura íntima, sus cambios, sus relaciones con la energía y las leyes que rigen esos cambios. Es probable que el significado de la palabra química derive de la voz egipcia khem, en alusión al propio Egipto, tierra negra y fértil donde la química se originó en la melanosis y se consideró como el ar te negro. Gracias a la aplicación científica de la química, se han obtenido millones de sustancias que el hombre ha creado para su bienestar: ayuda poderosamente a nuestro sustento el fabricar abonos artificiales y productos químicos que incrementan la calidad y la cantidad de los alimentos, así como su conservación y utilización; contribuye a nuestro vestido al proporcionar proporcionar las fibras sintéticas que sustituyen la demanda demanda de las fibras fibras naturales; favorece favorece nuestra salud al suministrar drogas y medicamentos que salvan la vida humana al combatir y aliviar las enfermedades; mejora nuestra calidad de vida, al facilitarnos materiales de construcción, comunicación, transporte, y la fabricación de una infinidad de productos que diariamente utilizamos y; por último, se quiera o no, y por mucho idealismo que se profese, el edificio del amor humano, con todo lo que esta palabra implica de bestialidad y de sublimación, de furor y de sacrificio, con todo lo que significa de ligero, conmovedor o de terrible, está constituido sobre las mínimas diferencias moleculares moleculares del fenantreno, fenantreno, donde la química está en acción. El campo de estudio de la Química es muy amplio y por tanto resulta imposible que algún químico pueda poseer todos los conocimientos que constituyen esta ciencia. Esta razón y otras de carácter didáctico determinan que la Química se divida en varias ramas:
a. Química general Comprende los conceptos básicos referidos a la estructura íntima de la materia y sus propiedades.
b. Química inorgánica Su campo se refiere a las sustancias que forman el reino mineral.
c. Química orgánica Estudia los compuestos del carbono, compuestos que se encuentran ampliamente distribuidos en los seres vivos.
d. Fisicoquímica Comprende el estudio de las propiedades físicas y estructura de la materia, las leyes de la interacción química y física y las teorías que la gobiernan.
e. Química analítica Comprende los métodos de reconocimiento y determinación de los constituyentes de los compuestos, tanto en su calidad, análisis cualitativo, como en su proporción, análisis cuantitativo. Finalmente, queremos queremos indicar que el nivel de los problemas propuestos pro puestos está estructurado en orden creciente al grado de dificultad. Los primeros problemas son básicos y formativos para afianzar los conocimientos adquiridos, mientras que los problemas intermedios son de exámenes de admisión de las diferentes Universidades del Perú. Por Por último, los problemas finales tienen un grado de dificultad superior, superior, orientado a los alumnos que ya tienen una formación sólida, y lo que desean es poner a prueba sus habilidades.
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Capítulo
01
1
Densidad y temperatura
Densidad La densidad de un material homogéneo es una propiedad intensiva que relaciona la masa del material por unidad de volumen.
densidad=
masa volumen
ρ= M
V
Las densidades se utilizan para distinguir entre dos materiales o identificar una sustancia determinada. Se expresan, generalmente, en kg/m3, g/cm3 o g/mL, para sólidos y líquidos; y en o g/L para gases. La unidad oficial de la densidad en el S.I. es kg/m3 Masa= 1 g Volumen= 1 cm3
Masa= 1 g Volumen= 1 cm3
Masa= 19,7 g Volumen= 1 cm3
agua
Masa= 1 g Volumen= 0,053 cm3
oro
agua
oro
a)
b)
a) Comparación de masas para 1 cm3 de volumen
b) Comparación de volúmenes para 1 g de masa
La densidad de una sustancia es constante a cada temperatura ambiente dada y por ser una propiedad intensiva, es independiente de la cantidad de material examinado. Obviamente, el volumen que ocupan dos kilogramos de oro es el doble del que ocupa un kilogramo; pero ambas muestras tienen la misma densidad.
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Química Ejemplo: Determine la densidad de una mezcla homogénea formada por volúmenes iguales de agua ( ρ= 1 g/mL) y alcohol (ρ=0,8 g/mL).
Resolución Se estableció anteriormente, que la masa de agua y el volumen ocupado por el mismo son numéricamente iguales agua ρ=
alcohol
1 g/mL
ρ=
mezcla homogénea
magua= X g Vagua= X mL
ρ=
0,8 g/mL
malcohol= 0,8X g Valcohol= X mL
? g/mL
Volúmenes iguales Finalmente, determinemos la densidad de la mezcla homogénea ρ =
t
mezcla =
mmezcla Vmezcla =
Fórmula
M V
=
Xg + 0, 8Xg XmL + XmL
magua + m alcohol Vagua + Valcohol
= 0,9 g/mL
Densidades a temperatura ambiente y una atmósfera de presión.
Materia
Densidad, g/cm3
Hidrógeno Dióxido de carbono Corcho Alcohol etílico Agua Sal común Aluminio Mercurio Osmio Núcleo atómico
0,000089 0,0019 0,21 0,79 1 2,76 2,7 13,6 22 1013
Temperatura La temperatura es una propiedad intensiva que determina el flujo de calor que experimentan los cuerpos. El calor siempre fluye en forma espontánea de un cuerpo caliente a otro menos caliente. Así, sentimos el flujo del calor cuando nos acercamos a un horno caliente, concluyendo que el horno tiene una temperatura mayor que la de nuestro cuerpo. El calor es una forma de energía asociada a los movimientos moleculares.
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Capítulo
01
Barra Cu b
a
a Zona caliente b Zona Fria
r c a l o l e e F l u y Mechero
El cero absoluto es la lectura más baja de temperatura que podría existir, inalcanzable en la práctica, correspondiendo a aquel estado de la materia donde cesa todo movimiento molecular reduciéndose a cero el flujo de calor. El cero absoluto fue propuesto por Lord Kelvin, en honor a William Thomson, hace aproximadamente 120 años, y en la actualidad se han reportado temperaturas de 0,000 001 K haciéndose cada vez más difícil bajar este valor. La temperatura suele medirse con termómetros de mercurio, el cual, al aumentar la temperatura, se dilata más que cualquier otra sustancia líquida. Un termómetro de mercurio consta de un recipiente relativamente grande de este metal situado en la base del tubo de vidrio que forma una columna muy delgada (tubo capilar). Al expandirse el mercurio en el depósito, se observa claramente cómo se desplaza hacia arriba de la columna. Anders Celsius, astrónomo sueco, ideó la escala Celsius de temperatura, antes denominada centígrada. Cuando un termómetro Celsius bien construido es colocado en un vaso con trozos de hielo mezclados con agua, el nivel del mercurio permanece estable a 0 °C, el punto de referencia más bajo. Si se coloca en un vaso con agua hirviendo a la presión de 1 atmósfera, el nivel del mercurio permanece estable a 100 °C, el punto de referencia más alto. Entre estos niveles hay 100 intervalos igualmente espaciados. En los países anglosajones se suele medir la temperatura mediante una escala propuesta por Gabriel Fahrenheit, un fabricante alemán de instrumentos. En esta escala los puntos de congelación y de ebullición del agua se establecen en 32 °F y 212 °F, respectivamente. En los trabajos científicos, las temperaturas se expresan frecuentemente en la escala Kelvin (absoluta). Se denomina escala termodinámica y es la escala oficial del sistema internacional. La figura muestra las relaciones entre las cuatro escalas. En la escala Celsius y Kelvin, el grado tiene el mismo “tamaño” ya que en ambas hay 100 grados entre los puntos de congelamiento y ebullición del agua.
Relación entre las 4 escalas Para relacionar dos escalas termométricas, se requiere conocer dos lecturas de temperatura equivalentes. °C
°F
K
100
212
373
C
F
K
R 672 R
Ebullición del agua Valor general
Congelamiento del agua 0
32
273
492
-273
-460
0
0
Cero absoluto
Figura: Relación entre las 4 escalas termodinámicas.
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Química Aplicando semejanza de segmentos: °C - 0 °F - 32 K - 273 R - 492 = = = 100 - 0 212 - 32 373 - 273 672 - 492
Fórmula general °C °F - 32 K - 273 R - 492 = = = 5 9 5 9
°C + 273= K
Entre la escala Celsius y Kelvin, se establece una relación directa:
Entre la escala Fahrenheit y Rankine, se establece una relación directa:
°F + 460= R
Ejemplo La temperatura del cuerpo humano es 37 °C. ¿A cuántos grados Fahrenheit equivale?
Resolución t= 37 °C
Reemplazando datos: 37 5
t=? °F
=
°C °F - 32 = 5 9
Fórmula
°F - 32 9
Despejando °F: °F= 98,6 Rpta.: t= 98,6 °F
Ejemplo ¿A qué temperatura, en grados Celsius, el termómetro Fahrenheit y Celsius registran el mismo valor numérico para la temperatura de un cuerpo?
Resolución t= x °C t= x °F
Sea un cuerpo Reemplazando datos: x
5
=
°C °F - 32 = 5 9
Fórmula
x - 32 9
Efectuando operaciones: 9x= 5(x –32) 9x= 5x–160 4x= –160 x= –40 Definimos la variación de temperatura, variación en el flujo de calor.
T
t, como el incremento o decremento de la temperatura debido a una
∆t= tfinal – tinicial
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Capítulo
01
Para identificar la variación de temperatura en un problema aplicaremos la siguiente regla práctica: Aumenta o disminuye
a, hasta: t f
t
en: Dt
Aumenta (+) Disminuye (-)
Ejemplo La temperatura de un cuerpo es 90 °C . Si por calentamiento aumenta en 30 °C. ¿Cuál es la temperatura final en grados Kelvin?
Resolución tinicial= 90 °C T
t = +30°C
& debido
a que el enunciado indica aumento de la temperatura en 30°C. ∆t= tfinal – tinicial
Reemplazando datos: +30 °C = tfinal = = =
tfinal – 90 °C 90 °C + 30 °C 120 °C (120 + 273) K
Para efectuar conversiones de variación de temperatura, aplicamos la siguiente relación:
D °F= DR=
1,8 D °C= 1,8 D K
Supongamos que, en la escala Celsius, se produce una variación de 1 °C, entonces en la escara Fahrenheit la variación sería de 1,8x1 °C.
Ejemplo Un cuerpo se encuentra a 90 °C . Su temperatura disminuye en 54 °F. ¿Cuál es la temperatura final en grados Kelvin?
Resolución tinicial= 90 °C T t= –54 °F ⇒ debido a que el enunciado indica disminución de la temperatura en 54°F. ∆t= tfinal – tinicial
Convirtiendo la variación de –54 °F a °C. D°F
= 1,8 D°C –54 °F = 1,8 D°C ⇒ ∆°C= –30 °C Reemplazando datos: –30 °C = tfinal – 90 °C tfinal = 60 °C = (60 + 273) K
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Química Problemas resueltos 01. ¿A qué temperatura son iguales las escalas °C y °F?
Resolución Asumiendo °C= °F= °X Resolución de escala: = x - 32 9 9x = 5x – 160 x = –40 x 5
La temperatura –40 °C será igual a 40 °F en ambas escalas. 02. ¿Cuál es la densidad de un corcho de forma cúbica cuyo lado es 2 cm con una masa de 2,4 gramos ?
Resolución Cubo
2 cm
Volumen= 2 cm . 2cm . 2cm = 8 cm3
2 cm 2 cm Densidad=
masa volumen
=
2, 4 g
g
8 cm
m3
= 0,3 3
03. Se disuelve 8 gramos de azúcar en 40 mL de alcohol ( ρalcohol: 0, 8 g ). ¿Cuál es el porcentaje en masa de azúcar mL en la mezcla?
Resolución masa ρalcohol = masa alcohol & = 32 g 40 mL alcochol
Masa total= 8 g + 32 g= 40 g % Masa azúcar=
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8g . 100% = 20% 40 g
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Capítulo
01
Practiquemos 01. Exprese la densidad del agua Kg/m3. a) 1 b) 10 d) 1000 e) 0,1
c) 100
02. ¿Cuántos gramos de glicerina, cuya densidad es 1,25 g/mL contiene un frasco con 125 mL de glicerina? a) 100 g b) 126,25 g c) 156,25 g d) 181 g e) 111 g 03. ¿Cuál es el lado de un cubo de cobre cuya masa es 7900 gramos? Dato: ρcobre= 7,9 g/cm3 a) 5 cm b) 8 cm d) 12 cm e) 7 cm
c) 10 cm
04. Hallar la densidad de una mezcla formada por masas iguales de alcohol y etilenglicol. Dato:(ρalcohol= 0,8 g/mL) y (ρetilenglicol= 1,20 g/mL ). a) 0,92 g/mL b) 0,85 g/mL c) 0,96 g/mL d) 1 g/mL e) 0,79 g/mL 05. El “agua regia” es una mezcla de HNO 3 y HCl en un proceso volumétrico de 1 a 3, respectivamente. ¿Cuál es la densidad del “agua regia”? Dato: ρHNO3= 1,4 g/mL, ρHCl= 1,2 g/mL a) 1,25 g/mL b) 1,29 g/mL c) 1,3 g/mL d) 1,35 g/mL e) 1,34 g/mL 06. El agua ebulle el nivel del mar en: a) 120 °C d) 212 °F
b) 350 K e) 530 R
c) 600 K
07. Transformar 50 °C a F°, K, R. a) 112, 410, 570 d) 125, 323, 585
b) 120, 350, 570 e) 130, 400, 612
c) 122, 323, 582
08. Si la temperatura de un cuerpo cambia de 20 °C a 40 °C, determine dicha variación en K. a) 15 b) 17 c) 25 d) 20 e) 18 09. ¿A qué temperatura son iguales las escalas °C y °F? a) 50 b) -40 d) -20 e) 30
c) -25
10. Un cuerpo se encuentra a 90 °C, y su temperatura disminuye en 54 °F ¿Cual es la temperatura final en grados Kelvin? a) 600 K b) 672 K c) 333 K d) 250 K e) 357 K 11. ¿Cuántos gramos de glicerina, cuya densidad es 1,25 g/mL contiene un frasco con 200 mL de glicerina? a) 100 g b) 126,25 g c) 156,25 g d) 181 g e) 250 g 12. ¿Cuál es la densidad del éter, dado que 300 mL tienen una masa de 217,5 g? a) 0,725 g/mL b) 1,38 g/mL c) 0,88 g/mL d) 1,21 g/mL e) 0,95 g/mL 12
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Química Tarea domiciliaria 01. La densidad del agua A 4 ºC es: a) 2 g/mL d) 1 g/mL
b) 0,9 g/mL e) 1,5 g/mL
c) 1,2 g/mL
02. La densidad del agua sólida (hielo) respecto al agua liquida es: a) Mayor b) Mucho mayor d) Igual e) N.A.
c) Menor
03. Según el S.I. (sistema internacional) la unidad de densidad es: a) d)
Kg m
3
ppm
b) e)
g L
c)
Kg mL
g cm3
04. Dado que 140 mL de cloro gaseoso tiene masa de 0,45 gramos, determine su densidad. a) 3,2.103 g/L b) 0,0321 g/L c) 3,2 g/L d) 1,61 g/L e) 0,067 g/L 05. Hallar la densidad de una mezcla formada por volúmenes iguales de agua y glicerina. Dato: ρglicerina = 1, 25 g/mL a) 1,125 g/mL b) 1,1 g/L c) 1,2 g/L d) 1,05 g/L e) 1,22 g/L 06. ¿Cuál es la masa de 0,0002 m 3 de mercurio líquido, si su densidad es 13,6 g/mL? a) 2,27 kg b) 3,16 kg c) 4,12 kg d) 2,72 kg e) 316 kg 07. Un vaso de 500 mL vacío pesa 450 g. Si se agrega agua hasta la mitad, ¿cuánto pesa? a) 700 g b) 750 g c) 0,700 g d) 1 g e) 800 g 08. Hallar el volumen en litros de un recipiente que contiene 250 cm3 de agua hasta la mitad de su capacidad. a) 0,1 L b) 0,5 L c) 0,2 L d) 0,3 L e) 5 L 09. Determine el volumen de 500 g de cierta sal, cuya densidad es 11,8 g/cm 3. a) 42,4 cm3 b) 42 cm3 d) 15,4 cm3 e) 18 cm3
c) 40 cm3
10. Si se mezcla volúmenes iguales de alcohol de densidad 0,8 g/mL con agua. Hallar la densidad de la mezcla. a) 0,9 g/mL b) 1,0 g/mL c) 1,5 g/mL d) 1,9 g/mL e) 2,0 g/mL 11. Reducir la siguiente expresión: K - °C R - °F + 3 5
a) 182 d) 191
b) 183 e) 102
12. Hallar la equivalencia de 50 °C en K. a) 324 K b) 323 K d) 0 K e) -273 K
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c) 192
c) 125 K
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Capítulo
01
13. De la proposición, elija la opción correcta: I. El cero absoluto en kelvin es cero. II. El punto de fusión del hielo es 0 ºC al nivel del mar. III. La máxima temperatura corporal es 160 °F. a) VVF b) VVV d) FFF e) FVF
c) VFF
14. En cierta escala (M), el agua congela a 150 M y hierve 600 M ¿A cuántos grados Celsius equivale 300 M? a) -86,5 °C b) 86,5 °C c) 15 °C d) 0 °C e) 100 ºC 3
15. ¿Cuál es la unidad patrón de la temperatura en el sistema internacional de unidades? a) °C b) K c) °F d) R e) Ergio 16. ¿Cuántos gramos de alcohol, cuya densidad es 0,8 g/mL, contiene un frasco con 125 mL de alcohol? a) 100 g b) 126,25 g c) 156,25 g d) 181 g e) 111 g 17. ¿Cuál es la densidad de un líquido dado que 300 mL tiene una masa de 285 g? a) 0,725 g/mL b) 1,38 g/mL c) 0,88 g/mL d) 1,21 g/mL e) 0,95 g/mL 18. Calcule la densidad de un líquido, si 18 mililitros de él tiene una masa de 16 gramos. a) 8,8 g/mL b) 0,88 g/mL c) 1,125 g/mL d) 1,5 g/mL e) 1,15 g/mL 19. ¿Cuántos mililitros ocupan 500 gramos de mercurio, dado que la densidad del mercurio es de 13,6 g/mL? a) 26,8 mL b) 36,8 mL c) 66,6 mL d) 24,2 mL e) 34,5 mL 20. Cual es la densidad de un corcho de forma cúbica cuyo lado es 2 cm con una masa de 2,4 gramos? a) 1,2 g/cm3 b) 0,6 g/cm3 c) 0,3 g/cm3 d) 0,5 g/cm3 e) 1 g/cm3
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Química
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La materia
En el mundo físico que nos rodea sólo hay materia que se manifiesta en forma de masa o energía y éstas se encuentran íntimamente relacionadas. Pero, ¿qué es la materia? Resulta difícil dar una definición de materia mediante términos corrientes. Para nosotros, materia, es todo aquello que constituye los cuerpos; es la base del Universo y presenta dos propiedades fundamentales: ocupa espacio en el universo y posee masa, y como consecuencia impresiona nuestros sentidos. La materia se presenta en forma muy diversa, pero toda ella tiene la misma estructura: está formada por átomos, moléculas e iones.
Cuerpo
Es toda porción limitada de materia.
Sistema
Es aquella parte del universo físico cuyas propiedades se están investigando. El sistema está confinado a un lugar definido del espacio por la frontera que lo separa del medio ambiente.
Átomo
Es la partícula más pequeña de los elementos hasta donde se conserva su identidad. Es decir, fracciones más pequeñas pierden la información sobre la identidad.
Molécula
Es la partícula más pequeña de un compuesto o elemento que tiene existencia estable o independiente en la naturaleza, estando formada por la unión íntima de dos o más átomos.
Propiedades de la materia Son las características que la identifican, es decir, las diversas formas como es percibida por nuestros sentidos; por ejemplo: color, olor, densidad, estado de agregación, punto de fusión, punto de ebullición, etc. Denominamos propiedades generales a aquellas características que posee la materia en general, independiente de su identidad. Son propiedades generales:
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Capítulo
02
Extensión o Volumen
La materia ocupa un lugar en el espacio. En el vacío no hay materia. Se opone a cambiar el estado de movimiento rectilíneo uniforme o de reposo en que se encuentra la materia.
Inercia Impenetrabilidad Porosidad Divisibilidad
Dos cuerpos no pueden ocupar al mismo tiempo el mismo lugar. Entre las partículas que forman la materia existe espacio vacío. La materia puede fragmentarse.
Las propiedades intensivas, a su vez, se pueden clasificar en :
Propiedades Físicas Son las características de una sustancia que la distinguen de las demás, por lo que no implica cambio alguno en ninguna otra sustancia. Son ejemplos: puntos de fusión, punto de ebullición, estados de agregación, densidad, viscosidad, tensión superficial, dureza, etc.
Cambio Físico Es la modificación en la forma de la materia; pero no en su identidad química. Son reversibles y se puede recuperar la condición inicial cuando cesa la acción que produjo el cambio. Los cambios de estado físico son ejemplos de cambios físicos.
Propiedades Químicas Son las cualidades características de una sustancia que la hacen cambiar, bien sea por sí misma o por la acción de otras sustancias. Por ejemplo, es característico que el alcohol arda, el hierro se oxide y el sodio reaccione violentamente con el agua.
Cambio Químico Es la modificación en la cual una o más clases de materia son transformadas en una nueva clase de materia. La formación de herrumbre en el hierro, durante la cual el hierro se combina con el oxígeno del aire para formar un nuevo material llamado herrumbre (Fe2O3), es un ejemplo de cambio químico. Los materiales originales (hierro y oxígeno) se combinan químicamente y no pueden ser separados por medios físicos. Los cambios son permanentes y sólo por otros cambios químicos se puede recuperar la condición inicial.
Estados de agregación de la materia Una primera forma de clasificar la materia es de acuerdo al estado de agregación en que se encuentra en la naturaleza: sólido, líquido y gaseoso. Observación: Comentar sobre el estado plasmático y Bose–Einstein. Cuadro: Resumen de las fuerzas de atracción y repulsión. Sólo debemos recordar que la temperatura incrementa los movimientos moleculares y debilita las fuerzas de atracción.
Fuerza de atracción (Fa)
Fuerza de repulsión (Fr)
Fuerzas interiónicas Enlaces puente de hidrógeno Interacciones dipolo–dipolo Fuerzas de dispersión de London
Movimientos rotacionales Movimientos vibracionales Movimientos traslacionales
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Química Características y ejemplos de la fase sólida, líquida y gaseosa
Estado sólido
Estado líquido
Estado gaseoso
H2 O(s)
H2 O(,)
H2 O(v)
Hielo
Agua líquida
Vapor de agua
• Fr=Fa Fr
Fr>Fa • Posee movimiento de traslación. • Posee forma y volumen variable • Son llamados fluidos. •
Fase es toda porción de materia uniforme unifor me en la que sus propiedades físicas y químicas son las mismas. Variando la magnitud de las fuerzas repulsivas, por ejemplo de la temperatura, se producen los cambios de fase descritos a continuación.
Aumemto de T ° Fusión Fusi ón
Sublimación
Vaporización
Líquido
Sólido
Gas
Licuación Solidificación
Condensación
Sublimación inversa Condensación T Disminución de T °
Cambio de Fase Ejemplos de sustancias que subliman: Hielo seco, yodo sólido, cafeína, alcanfor, naftalina. Algunos autores establecen una diferencia entre evaporación y vaporización; utilizan el primer término para referirse al cambio de fase en la superficie del líquido a una temperatura menor a la temperatura de ebullición y el segundo término para referirse al cambio de fase durante la ebullición del líquido.
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Capítulo
02
Clasificación de la materia Ahora bien, para estudiar la materia materia es necesario un ordenamiento ordenamiento sistemático de la misma. La materia es heterogénea cuando podemos detectar en ella fácilmente, a simple vista o con la ayuda de una lupa o microscopio, microscopio, dos o más partes que la forman, cada una de las cuales tiene propiedades diferentes. Como ejemplo de materia heterogénea podemos mencionar la madera y el granito: en la primera, distinguimos anillos de diferentes color y dureza que hace suponer que se trate de diferentes clases de materia; en el segundo, puede apreciarse apreciarse partículas de distintos aspectos, unas brillantes y oscuras que son de mica, otras duras y transparentes que son de cuarzo y algunas traslúcidas y grisáceas que son feldespato. La materia es homogénea cuando no podemos distinguir en ella las partes que la forman Por ejemplo, agua, amoníaco, amoníaco, sacarosa (azúcar), oro, oxígeno oxígeno y agua salada. Son sustancias aquellas variedades de materia homogénea de composición constante, definida e invariable y que presentan las mismas propiedades en todas sus partes, independiente del origen de la misma. Algunos ejemplos son: agua, amoníaco, sacarosa (azúcar), oro, oxígeno; pero no el agua salada, ya que esta última está formada por sustancias que poseen características diferentes (agua y sal) que puede separarse por medios físicos. El último ejemplo mencionado, en el párrafo anterior (agua salada), representa lo que en química se llama solución y, de acuerdo con el esquema anterior, una solución es una mezcla homogénea que puede tener composición variable. Hemos visto que las soluciones son mezclas homogéneas y, en general, podemos definir a las mezclas, ya sean homogéneas o heterogéneas, como la variedad de la materia de composición variable cuyas propiedades son dependientes de su origen y composición. Como características de las mezclas podríamos mencionar las siguientes: •
Las partes que la forman (componentes) no pierden sus propiedades originales.
•
La proporción de los componentes es variable.
•
Sus componentes se pueden separar por medios físicos.
•
Las mezclas presentan puntos de fusión variables.
•
Las mezclas presentan propiedades dependientes de su origen.
•
Existen varios métodos de separación de mezclas y su uso, dependiendo de las características de cada componente.
Estos materiales que mencionamos en el párrafo anterior, yodo, yodo, sal, agua y carbón (carbono cuando está químicamente puro), son sustancias que en, general, se dividen en elementos y compuestos. Un elemento es una sustancia simple, aquella sustancia que no se puede descomponer en formas más simples por cambios químicos convencionales. Son elementos: oro, plata, oxígeno gaseoso, cobre, etc. Aunque es cierto cierto que las partículas más pequeñas pequeñas constitutivas de un elemento (sus átomos) se pueden descomponer descomponer en fragmentos más pequeños (protones, neutrones y electrones), se pierde información sobre la identidad de la materia. Por ello, vemos que los elementos son las sustancias simples más puras que pueden conservarse en la naturaleza y como tales, observarse, identificarse y manipularse en cantidades de tamaño macroscópico. En la siguiente figura apreciamos la abundancia relativa aproximada aproximada de los elementos en la corteza terrestre.
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Química
Materia
Separación Método físico
Sustancia
Elemento (sustancia simple)
•
Cu • Fe
•
H2 • O2
Separación Método químico
Energía
Sustancia
Homogénea
Compuesto
(solución)
H2O • CaO • KNO3 • H2SO4
Agua potable • Aire • Acero • Gasolina
•
•
Separación Método físico
Heterogénea
Leche • Pintura • Gelatina • Jarabe •
Abundancia relativa de los elementos elementos en la corteza terrestre Un compuesto es una sustancia compuesta, aquella sustancia que se puede descomponer en formas más simples de materia por cambios químicos convencionales. Son ejemplos: el agua (H 2O), sal común (NaCl), carbonato de calcio (CaCO3). Si el agua y la sal común se someten a un proceso electrolítico se descomponen en los elementos de los cuales están formados.
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H2O(liq)
electr electrólisis
H2(g) + O(g)
NaCl(liq)
electr electrólisis
Na(s) + Cl2(g)
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Capítulo
02
Problemas resueltos 01. ¿Cuántas corresponden cor responden a sustancias simples o compuestas respectivamente? — Gas propano (C3H8) — Aluminio (Al) — Nitrógeno (N2) — Cal viva (CaO)
— —
Ozono (O3) Ácido nítrico (HNO3)
Resolución Sustancia simple (S) Constituida por una misma clase de átomo Sustancia Compuesta(C) Constituida por dos o más elementos diferentes. • •
Gas propano (C3H8) Nitrógeno (N2)
(C) • Aluminio (Al) (S) • Cal viva (CaO)
3 sustancias simples
(S) • Ozono (O3) (C) • Ácido nítrico (HNO3)
(S) (C)
3 Sustancias compuestas
02. De las siguientes propiedades, indique qué propiedades son intensivas: I. Densidad II. Temperatura de ebullición IV. Volumen V. Ductibilidad
III. Masa
Resolución Propiedad Propiedad intensiva No depende de la cantidad de materia, no son aditivas, tal como: color, maleabilidad, ductibilidad, densidad, temperatura de ebullición. Propiedad Propiedad extensiva Depende de la cantidad de materia, son aditivas, tal como: masa, volumen, peso, fuerza, longitud, inercia. (Intensiva) • Temperatura de ebullición (Intensiva) • Densidad • Masa • Volumen (Intensiva) • Ductibilidad 3 Son propiedades intensivas 03. Identifique los cambios químicos: I. Oxidación del hierro. III. Co C ombustión de la gasolina.
II. Fu Fusión del hielo. IV. Evaporación del agua de mar.
Resolución Cambio Químico Son los cambios de carácter permanente en los que las propiedades de los cuerpos quedan modificadas (las sustancias pierden su identidad). • Oxidación del hierro • Combustión gasolina Son 2 cambios químicos
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Química Practiquemos 01. ¿Cual no es una sustancia simple? a) Ozono O3 d) Cloro gaseoso C , 2
b) Oro Au e) Diamante C
02. De las siguientes sustancias, ¿cuáles son compuestas? I. NaC, NaC, III. P4 a) I y II d) Solo I
c) Agua H2O
II. C12H22O11 (azúcar) IV. O2
b) I y II e) Todas
c) Solo II
03. Indique la proposición incorrecta respecto a la materia. a) La sustancia simple simple está formada por átomos de un mismo elemento. elemento. b) La sustancia compuesta está formada por átomos similares. c) Una sustancia simple no se puede descomponer en otra sustancia más sencilla. d) Una sustancia compuesta puede puede descomponerse descomponerse en sustancia simple. simple. e) Las sustancias compuestas se componen con átomos de elementos diferentes. 04. Indique cuántos fenómenos químicos existen en: • Corrosión de los metales. • Ebullición del agua. a) 1 d) 0 05. Señale un cambio físico: a) Explosión de la pólvora. d) Combustión del metano.
• •
Licuación del propano. Fotosíntesis Fotosíntesis de las plantas.
b) 3 e) 2
c) 4
b) Oxidación del hierro. e) La ferme rmentación de la uva.
c) Dilatación de un metal.
06. Señale un compuesto ternario cuya atomicidad sea igual a cinco: a) Fe2O3 b) CH4 d) CH3OH e) A,2 O3
c) Mg(OH)2
07. Indique la sustancia simple de mayor atomicidad: a) O3 b) H2O d) S8 e) C12H22O11
c) CO2
08. ¿Cuántos representan cambios cambios químicos? I. Hierve el agua III. Fermentación del maíz a) Solo I d) I y IV
II. Agriación de la leche IV. Prender un fósforo
b) II y III e) Solo IV
c) II, III y IV
09. ¿Cuál es la propiedad por la cual puedo llevar el oro hasta lámina? a) Dilatación b) Temperatura d) Maleabilidad e) Ductibilidad
c) Viscosidad
10. Propiedad por la cual un material se opone a ser rayado: a) Viscosidad b) Tenacidad d) Temperatura e) Maleabilidad
c) Dureza
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Capítulo
02
11. ¿Cuál no presenta un fenómeno alotrópico de una sustancia? a) Ozono b) Oxígeno gaseoso d) Diamante e) Grafito 12. De las siguientes propiedades, ¿cuántas son intensivas? I. Tenacidad II. Peso IV. Dureza V. Volumen a) 0 d) 3
III. Densidad VI. Maleabilidad
b) 1 e) 4
c) 2
13. Cuando ocurre una cambio químico: a) El yodo se sublima. c) El vapor de agua se condensa. e) El cobre conduce la corriente eléctrica. 14. Indicar la atomicidad de la sal a) 10 d) 15
A,3
c) Imán
b) El hielo seco se sublima. d) El hierro se oxida.
(PO4)2: b) 13 e) 18
c) 12
15. Indicar la atomicidad de la sal hidratada CaSO 4 . 5H2O a) 21 b) 20 d) 18 e) 25
c) 17
16. El agua regia es una mezcla homogénea en donde sus componente son: a) HNO3, HC, b) HC, , H2S d) HC, , HF e) H2SO4, HC,
c) H2O, NaOH
17. Indicar cuál no representa una solución (mezcla homogénea): a) agua dura b) agua fría d) salmuera e) oro
c) vinagre
18. El latón es una aleación de: a) Cu, Fe d) K, Na
b) Zn, Cd e) Zn, Ag
c) Cu, Zn
19. El bronce una aleación de: a) Cu, Sn d) V, Ti
b) Cu, Ag e) Zn, Fe
c) Au, Ag
20. No es un método físico de separación: a) dilatación b) tamizado d) destilación e) combustión
c) evaporación
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Química Tarea domiciliaria 01. Las proposiciones incorrectas son: I. Los compuestos pueden separarse en sus constituyentes mediante procesos físicos. II. El cloruro de sodio NaCl es una sustancia simple. III. El agua de mar y el petróleo son compuestos. a) Solo I b) I y II c) Solo II d) I, II y III e) II y III 02. Marque la incorrecta: a) Ácido muriático: solución acuosa de ácido clorhídrico. b) Latón: aleación de cobre con zinc. c) Agua dura: agua con exceso de sales de calcio y magnesio. d) Pólvora: salitre, carbón y azufre. e) Lejía para lavar: solución acuosa de NaOH. 03. Relacione por parejas: I. Acero inoxidable. II. Permanganato de potasio. III. Agua, alcohol y mercurio. IV. Aire, bronce y acero. V. Gasolina y agua. a) Ia - IIb - IIIc - IVd - Ve. d) Ic - IIa - IIId - IVb - Ve.
a. b. c. d. e.
Líquidos inmiscibles. C, Fe, Cr y Mn. Mezclas homogéneas. Sistema ternario y difásico. Sustancia compuesta inorgánica.
b) Ib - IIe - IIId - IVc - Va. e) Ie - IId - IIIc - IVb - Va.
c) Ib - IIe - IIId - IVa - Vc.
04. Los cambios de estado de una sustancia se manifiestan a temperaturas características. Conociendo las siguientes temperaturas: Sustancia compuesta
Cloroformo
Agua
Temperatura ebullición
61,7 °C
100 °C
Temperatura fusión
–63,5 °C
0 °C
Señale la proposición incorrecta: a) A temperatura ambiente de 20º C, el cloroformo se presenta en estado líquido. b) A 0º C el agua experimenta sublimación. c) El cloroformo tiene menor punto de fusión. d) El agua se congela a temperaturas inferiores a 0º C. e) A 30º C el agua se encuentra en estado líquido. 05. Una sustancia química, es la materia: a) Formada por una sola clase de átomos. b) Gaseosa. c) Líquida que como el agua del mar contiene varias sales disueltas. d) De alto peso molecular. e) Formada por una sola clase de moléculas.
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Capítulo
02
06. Indique cuántos fenómenos químicos existen en: • Licuación del propano. • Forjar un metal. a) 0 d) 3
• •
Solubilidad del azúcar con agua. Fotosíntesis de las plantas.
b) 1 e) 4
c) 2
07. Marque verdadero (V) o falso (F): ( ) Todo compuesto químico es sustancia. ( ) Toda sustancia es compuesto químico. ( ) El aire que contiene un salón de clase es un sistema homogéneo. ( ) Acero, bronce y estaño son mezclas. a) VFVV d) VFVF
b) FFVF e) VFFF
c) VVVF
08. ¿Cuál de los siguientes cuerpos materiales no puede separarse ordinariamente en sus componentes? a) Aire b) Azúcar c) Agua d) Oro e) Agua oxigenada 09. Indique la relación que representa una licuación: a) H2O(g) $ H2O(s) b) H2O(l) $ H2O(g) d) H2O(g) $ H2O(l) e) H2O(l) $ H2O(s) 10. Indique cuáles son sustancias: I. Ácido muriático IV. Alcohol etílico a) Solo I d) Solo V
c) H2O(s) $ H2O(l)
II. Formol V. Petróleo
III. Acetona VI. Agua oxigenada
b) II y IV e) Solo IV
c) III, IV
11. ¿Cuál de las posiciones siguientes describe cambios químicos? I. El sodio al ser cortado se empaña rápidamente. II. El jugo de naranja congelado se constituye agregándole agua. III. Una cucharada de azúcar se disuelve en una taza de té luego de agitarla. IV. Dependiendo de la cantidad de aire que ingresa por el interior de un mechero Bunsen, entonces el color de la llama puede cambiar de amarillo a azul. a) II y III b) I, III y IV c) Solo IV d) III y IV e) I y IV 12. Señalar el compuesto que presente mayor atomicidad. a) Al(OH)3 b) Fe2(SO4)3 d) C6H12O6 e) C4H10
c) CO(NH2)2
13. Señalar la relación correcta de: I. Zinc II. Platino III. Azufre a) Ia, IIb, IIIc d) Ib, IIc, IIIa
a. Pt b. Zn c. S b) Ia, IIc, IIIb e) Ic, IIa, IIIb
c) Ib, IIa, IIIc
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Química 14. Indicar la cantidad de sustancias simples: • Agua • Hierro • Sal común • Metano • Americio • Mercurio a) 0 d) 3
• • •
b) 1 e) 4
Amoníaco Cal viva Paladio
c) 2
15. Hallar la sustancia con mayor atomicidad: a) Acero b) Ácido sulfúrico d) Glucosa e) Urea
c) Agua
16. ¿Cuál de las alternativas representa una mezcla homogénea? a) Sopa de fideos b) Lodo d) Formol e) Nube de polvo
c) Agua y aceite
17. Señalar la alternativa que presente una mezcla heterogénea: a) Agua potable b) Aguardiente d) Formol e) Salmuera
c) Engrudo
18. ¿Qué alternativa es correcta? a) Salmuera, agua y azúcar c) Formol, metanal y agua e) Latón, Cu y Sb
b) Agua potable, agua y sodio d) Alcohol, agua y acetona
19. Realizar la siguiente operación e indicar la respuesta: D= Atomicidad – (Ácido sulfúrico) a) 0 d) -2
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b) -1 e) 2
Atomicidad (Urea) c) 1
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Capítulo
03
3
Átomo I
Toda la materia en el universo está hecha de partículas fundamentales. Estructura atómica Historia del átomo Durante los siglos VI a IV antes de Cristo, en las ciudades griegas surgió una nueva mentalidad, una nueva forma de ver el mundo, no como algo controlado por los dioses y manejado a su capricho, sino como una inmensa máquina gobernada por unas leyes fijas e inmutables que el hombre podía llegar a comprender. Fue esta corriente de pensamiento la que puso las bases de la Matemática y las ciencias experimentales.
Átomo [ A= sin, tomo= división] El átomo es la mínima porción de materia que conserva las propiedades de un elemento químico. Hoy día, sabemos que los átomos no son, como creía Demócrito, indivisibles. De hecho están formados por partículas subatómicas fundamentales. Estas partículas son:
Átomo de helio (He)
He
Nube electronica Núcl eo
Neutrón Protón
Globo con helio
Nucleones fundamentales Electrón
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Química
Nota No esta definida la trayectoria de un electrón. Los protones, neutrones y electrones son idénticos, respectivamente, en cualquier parte de la materia que lo constituye.
a. Electrón Descubierto en 1897 por el físico inglés J. J. Thomson (1856 - 1940). Los electrones son partículas con carga eléctrica negativa que dan origen a la electricidad cuando fluyen en un conductor. El electrón pertenece a la familia de los leptones.
b. Neutrón Se encuentra normalmente, como el protón, en los núcleos atómicos. El neutrón no tiene carga eléctrica, está hecho de tres quarks y no es una partícula estable en general; cuando se encuentra libre, fuera del núcleo, ésta decae en un protón, una partícula beta y un neutrino. Fue descubierto por el físico inglés James Chadwick en 1932. La masa del neutrón es ligeramente mayor que la del protón.
c. Protón Es una partícula de carga eléctrica numéricamente igual a la del electrón, pero positiva, y con una masa 1836 veces mayor a la del electrón. Un protón está formado por tres quarks y se encuentra normalmente dentro de los núcleos atómicos. En ambientes de muy alta energía, como en el Sol, los protones se encuentran libres.
Zona
Núcleo
Nube electrónica
Partícula
Protón (p+)
Neutrón (n°)
Electrón (e–)
Masa (g)
1,6726.10-24
1,6749.10-24
9,1094.10-28
Masa en uma
1,0073
1,0087
0,000 548 6
Carga absoluta (C)
+1,602.10-19
0
– 1,602.10-19
Carga relativa
+1
0
-1
Observaciones: • Respecto a las masas:
mn° > mp+ >>me– mn° ∼ mp+ A los protones, neutrones y electrones se les denominan partículas subatómicas fundamentales, debido a que en cualquier tipo de materia son los mismos e indistinguibles unos de otros.
Núclido El término núclido se usa para referirse a las diferentes formas atómicas de un elemento químico formado por un sólo núcleo. Esta representación brinda información de la composición de un isótopo específico. A Z
E
E: Símbolo del elemento químico Z: Número atómico A: Número de masa
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Capítulo
03
Número atómico (Z) Denota la carga nuclear de los núclidos. Es decir, el número de protones contenidos en el núcleo atómico. Este número determina la identidad química de un elemento y permite ubicar a los elementos en la tabla periódica.
Z= #p+ Si el átomo es eléctricamente neutro:
#p+= #e– Número de masa (A) Determina el número de nucleones. Es decir, la suma del número de protones y el número de neutrones contenidos en el núcleo de un átomo.
A= Z + #n° #n= A – Z Ion Especie química monoatómica o poliatómica que posee carga eléctrica neta positiva o negativa.
Átomo neutro 56 26Fe
Pierde (3e -)
Catión trivalente
Átomo neutro
56 3+ 26Fe
35 17C,
Anión Monovalente Pierde ( 1e )
35 117C,
(Se reduce)
(Se oxida)
#p+: 26
#p+: 26
#p+: 17
#p+: 17
#n°: 30
#n°: 30
#n°: 18
#n°: 18
#e–: 26
#e–: 26 – 3: 23
#e–: 17
#e–: 17 + 1: 18
Nota El catión es de carga positiva porque #p+ > #e– . El anión es de carga negativa porque #p+ < #e– .
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Química Practiquemos 01. En un átomo neutro la carga absoluta en su zona extra nuclear es 4,8 x 10 –18 C; además, el número de partículas neutras excede en 5 al número atómico. Determine el número de nucleones fundamentales )qe –= 1,6 x 10-19C).
Resolución #e
-
=
4, 8 .10 - 18 C 1, 6 .10
- 19
C
Entonces: N= 35 Z= 30 A= 65
= 30
Átomo neutro Z= #p= #e–= 30 A ZE
N – Z= 5 $ N: Z + 5
02. El núclido C, –37 (Z= 17) es isótono con el potasio–39. Determine el número de partículas subatómicas fundamentales de este último.
Resolución (Cl –37) (Z= 17) isótono
37 17Cl
(N)
39 ZK
20= 39 – Z 19= Z
N= 20
Partículas subatómicas (K)= #p + #n° + #e –= 19 + 20 + 19= 58 03. Dos isótopos tienen 34 y 36 neutrones, respectivamente. Si la suma de sus nucleones fundamentales es 128, determine el número de masa del isótopo más pesado.
Resolución A1 A2 A1 + A2 128
– – – –
Z= 34 Z= 36 2Z= 70 2Z= 70
Reemplazando 1 y 2 A1= 63 (liviano)
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1 2
Z=29 A2= 65 (pesado)
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Capítulo
03
Practiquemos 01. Respecto a la estructura atómica actual, señale verdadero (V) o falso (F), según corresponda. I. El tamaño lo determina la zona extranuclear. II. Se llaman nucleones fundamentales a los protones y electrones. III. Las partículas fundamentales son los neutrones, protones y electrones. IV. El átomo de cobre es igual al átomo de neón. a) VFVF b) VFVV c) FFFF d) FFVV e) FVFV 02. Respecto a las partículas subatómicas fundamentales, señale verdadero (V) o falso (F), según corresponda. I. En un ion el número de electrones y protones son iguales. II. El electrón del átomo de cobre (Cu) tiene las mismas propiedades que el electrón del átomo de plomo (Pb). III. Los nucleones, como el protón y neutrón, no tienen movimiento alguno. a) FFF b) FVF c) FVV d) VFF e) VVV 03. En un determinado núcleo la relación de la cantidad de nucleones fundamentales y la carga nuclear es como 2 a 1. Si el átomo presenta 36 partículas subatómicas fundamentales, ¿Cuántas par tículas neutras presenta? a) 10 b) 12 c) 14 d) 16 e) 24 04. En cierto átomo la cantidad de nucleones fundamentales excede en 1 partícula al doble de la cantidad de protones. Si el átomo presenta 9 partículas neutras, halle la identidad del átomo. a) Ca (Z= 20) b) Mg (Z= 12) c) O (Z= 8) d) S (Z= 16) e) C (Z= 6) 05. El núcleo del átomo a) 24 y 12 d) 15 y 15
3x - 3 x+3
X
presenta 12 neutrones. Hallar la cantidad de nucleones y el número atómico. b) 15 y 9 c) 24 y 9 e) 33 y 15
06. En el núcleo de un átomo, los neutrones y protones están en relación de 7 a 6. Si el número de masa es 52. Hallar el número atómico. a) 52 b) 35 c) 28 d) 6 e) 24 07. En cierto átomo la suma de A y Z es 58. Si presenta 20 n°, determinar su carga nuclear. a) 19 b) 10 c) 39 d) 46 e) 58 08. En un átomo se cumple que la cantidad de nucleones excede en 24 unidades a su número atómico. Halle el número de partículas subatómicas fundamentales, si su átomo neutro tiene 22 electrones. a) 65 b) 66 c) 67 d) 64 e) 68 09. En un átomo, si multiplicamos la carga nuclear por 2 y a este resultado le sumamos 1, obtenemos la cantidad de nucleones. Sí el número de protones es 17, determine la cantidad de partículas neutras. a) 18 b) 19 c) 20 d) 21 e) 22
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Química 10. El número de protones y el número de neutrones de un átomo están en la relación de 1 a 2. Si la suma del número de masa y el número atómico es 80, calcule la carga nuclear del átomo. a) 20 b) 30 c) 40 d) 50 e) 60 11. En un átomo el número de partículas neutras es cinco unidades más que el número de protones. Determine su número atómico si contiene 55 nucleones fundamentales. a) 25 b) 26 c) 27 d) 24 e) 28 12. Hallar la cantidad de protones que presenta un átomo, si su carga nuclear es de 3,2.10–18 C. a) 4 b) 3 c) 21 d) 22 e) 20 13. El núcleo de un átomo presenta 25 protones, 30 neutrones y 25 electrones. Hallar la carga nuclear en C. a) 4.10-18 C b) 0,4.10-18 C c) 0,1 C -5 -19 d) 5.10 C e) 0,46.10 C 14. Un átomo neutro presenta la siguiente relación, A es a Z como 50 a 15. Hallar la cantidad de electrones si posee 35 neutrones. a) 21 b) 23 c) 15 d) 18 e) 31 15. Un átomo neutro tiene 55 electrones, su número de masa es el doble más 8 unidades que su número atómico. ¿Cuántos neutrones tiene? a) 115 b) 63 c) 62 d) 61 e) 21
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Capítulo
03
Tarea domiciliaria 01. Un átomo presenta número de masa 65 y carga nuclear 31. Calcular el número de neutrones. a) 31 b) 65 c) 30 d) 34 e) 29 02. Un átomo presenta 29 protones y 35 neutrones. Calcular la suma de los números de masa y atómico. a) 29 b) 35 c) 64 d) 99 e) 93 03. El número de protones está en relación 2:3 con el número de neutrones. Si la suma de los números de masa y atómico es 175, calcular la carga nuclear del atómico. a) 25 b) 30 c) 75 d) 35 e) 50 04. Los hílidos poseen igual a) número de neutrones d) carga nuclear
. b) cantidad de isótopos e) número de oxidación
c) número de masa
05. Elija la opción correcta: I. Los isótopos poseen propiedades químicas idénticas. II. El deuterio forma el agua pasada. III. El tamaño de anión es mayor que el tamaño de un catión del mismo elemento. a) I y II b) I y III c) II y III d) Solo II e) I,II y III 06. En 2 cationes que son isótonos e isoelectrónicos, el que posee menor número de masa ha perdido un menor número de . a) protones b) neutrones c) electrones d) atómico e) masa 07. En 2 aniones que son isóbaros e isoelectrónicos, el que posee menor número de neutrones ha ganado un menor número de . a) protones b) neutrones c) electrones d) atómico e) masa 3+ 08. Para el catión: 56 , indique las proposiciones correctas: 26Fe I. Posee 30 neutrones. II. El átomo neutro posee 51 electrones. III. El núcleo atómico posee 48 protones. IV. El catión posee 79 partículas subatómicas fundamentales. a) I y II b) II y III d) I, II y III e) I y IV
c) I, II y IV
09. La diferencia de los cuadrados de los números de masa y atómico es 481. Si el número de neutrones es 13, calcular el número de masa. a) 25 b) 12 c) 13 d) 24 e) 26 10. Un catión divalente presenta 36 electrones y 38 neutrones. Calcular el número de masa. a) 74 b) 75 c) 76 d) 77 e) 78
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Química 11. Un anión monovalente de número de masa 35 posee un número de electrones que es igual al número de neutrones. Hallar el número atómico. a) 35 b) 20 c) 18 d) 17 e) 16 12. Los iones x3+ e y1– poseen en total 54 electrones. ¿Cuántos electrones poseen en total los iones: x 2– e y1+? a) 56 b) 57 c) 58 d) 59 e) 51 13. Un catión divalente de número de masa 116 es isoelectrónico con un gas noble de número atómico 54. Señale el número de neutrones del catión. a) 57 b) 58 c) 59 d) 60 e) 61 14. Un elemento químico posee tres isótopos cuyos números de masa suman 706 y presentan en total 430 neutrones. Señale al elemento químico. a) 90Th b) 94Pu c) 92 Y d) 82Pb e) 80Hg 15. Dos isótonos de números atómicos consecutivos poseen número de masa que suman 53. Calcular el número de masa del isótono liviano. a) 25 b) 26 c) 27 d) 28 e) 29 16. Un anión divalente es isoelectrónico con el ión Francio 87Fr1+ y además es isótono con la especie química 200 90Th . Señalar el número de masa del anión. a) 116 b) 182 c) 188 d) 190 e) 194 17. Dos isóbaros poseen números atómicos que suman 87 y presentan en total 93 neutrones. Señale el número de masa del isóbaro de menor carga nuclear. a) 180 b) 90 c) 89 d) 92 e) 85 18. Para la especie química: Se cumple la relación:
A Z
E
3+
A + z - n° 13 = 7 A z
Calcular la siguiente relación: a) 2/3 d) 3/10
Z-q A+Z
b) 2/7 e) 1/4
c) 1/5
19. Tres isótopos poseen números de masa consecutivos y presentan en total 123 neutrones. Calcular el número de neutrones del isótopo pesado. a) 41 b) 40 c) 42 d) 43 e) 39 20. En 2 átomos diferentes que son consecutivos en la Tabla periódica, el número total de nucleones es 169 y el promedio del número de sus neutrones es 44. ¿Cuántos electrones posee el catión trivalente del átomo con mayor carga nuclear? a) 28 b) 38 c) 18 d) 48 e) 58
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Capítulo
04
4
Átomo II
Interrelación de átomos Isótopos o hílidos Los átomos del mismo elemento pueden tener diferente número de neutrones; los diferentes átomos de cada elemento son llamados isótopos. Por ejemplo, el isótopo más común del hidrógeno, el protio, no tiene ningún neutrón; también hay un isótopo del hidrógeno llamado deuterio, con un neutrón, y otro, tritio, con dos neutrones.
Protio
Deuterio
Tritio
¿Puede un átomo tener cualquier cantidad de neutrones? No; hay combinaciones “preferidas” de neutrones y protones, en las cuales las fuerzas que mantienen la cohesión del núcleo parecen balancearse mejor. Los elementos ligeros tienden a tener tantos neutrones como protones; los elementos pesados aparentemente necesitan más neutrones que protones para mantener la cohesión. Los átomos con algunos neutrones en exceso o no los suficientes, pueden existir durante algún tiempo; pero son inestables. Los isótopos más comunes son los isótopos del hidrógeno:
Nombre
Protio 1 1
Deuterio 2
H <> H
1
H <> D
Tritio 3 1
H <> T
Z
1
1
1
#e–
1
1
1
#n°
0
1
2
A
1
2
3
Masa (en uma)
1,007825
2,0140
3,016005
Abundancia
99,985%
0,015%
radiactivo
Isóbaros Son átomos de elementos diferentes con el mismo número de masa. Sus propiedades físicas y químicas son diferentes. 40 18
40
Ar
19
K
40 20
Ca
Z
18
19
20
#n°
22
21
20
A
40
40
40
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Química Isótonos Son átomos de elementos diferentes con el mismo número de neutrones. Sus propiedades físicas y químicas son diferentes. 55 25
56
Mn
26
Fe
Z
25
26
#n°
30
30
A
55
56
Especies isoelectrónicas Son especies con la misma configuración electrónica y por consiguiente, con el mismo número de electrones.
Especie
#e–
17C , 1–
17+1= 18
20Ca2+
20-2= 18
18 Ar
18
Acerca de las partículas elementales Las ideas básicas son:
Partículas portadoras de fuerza Cada tipo de fuerza fundamental es «transportada» por una partícula portadora de fuerza (el fotón es un ejemplo).
Partículas materiales El Modelo Standard establece que la mayoría de las partículas de las cuales tenemos conocimiento están compuestas en realidad de partículas más fundamentales llamadas quarks. Hay otra clase de partículas fundamentales llamadas leptones (el electrón es un ejemplo). Lo que hace que el Modelo Standard sea tan amplio es el hecho que todas las partículas observadas pueden ser explicadas con: • 6 tipos de leptones • 6 tipos de quarks, y... • 4 partículas portadoras de fuerza
Quarks
Leptones
Fuerza
Partícula portadora
U (Up) D (Down) S (Strange) C (Charm) B (Bottom) T (Top/Bottom)
electrón neutrino–electrón muón neutrino–muón tau neutrino–tau
Electromagnética Nuclear Fuerte Nuclear Débil Gravedad
Fotón Gluón Bozones: W, Z Gravitón
Los leptones pueden existir sin necesidad de la compañía de otras par tículas. Los quarks, en cambio, sólo se encuentran en grupos. Hasta este momento; no hay evidencias de que los leptones tengan alguna estructura interna o tamaño. Las próximas partículas materiales que vamos a discutir son los llamados quarks.
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Capítulo
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Problemas resueltos 3+ 01. Respecto del siguiente ion 99 : 43Tc I. Tiende 40 electrones en su envoltura electrónica. II. La zona extranuclear tiene una carga absoluta de 6,4x10–18C III. En su núcleo contiene 59 partículas neutras fundamentales. a) VVV b) VFV d) VFF e) FVF
c) FFF
Resolución I. #e–= Z – 3 $ #e–= 40 II. 1e– * –1,6.10–19 C 40e– * –6,4.10–18 C carga absoluta III. N= 99 – 43= 56 neutrones
(V) (F) (F) Rpta.: d
02. El átomo de un elemento tiene 42 neutrones y el número básico de su anión divalente excede en nueve al doble de su carga nuclear. Determine el número de electrones del anión divalente.
Resolución A 2ZE
A – 9 = 2Z A – Z = Z + 9 42 = Z + 9 $ Z= 23 #e–= 33 + 2= 35 03. La carga nuclear absoluta de un átomo es 4,8.10 -18 C, determine el número de partículas subatómicas fundamentales, si dicho átomo es isótono con el hierro -56 (Z= 26).
Resolución #p+ =
4, 810 - 18 C 1, 6 .10
- 19
C
+
& #p
= #e
-
Carga nuclear Z= 30 =#p += #e– A 30E
isótono
56 26Fe
A – 30 = 56 – 26 A = 60 Partícula subatómica= #p+ + #n° + #e –= 90
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Química Practiquemos 01. El cobre es un metal de color rojizo, se utiliza para cables de corriente eléctrica, ya que es un buen conductor de la electricidad. Respecto a su catión divalente: 64 2+ 29Cu
Indique verdadero (V) o falso (F), en las siguientes proposiciones: I. Tiene 29 partículas con carga positiva. II. En el núcleo se hallan 37 partículas neutras. III. El número de partículas fundamentales es 120. a) VVF b) FFF d) FVV e) VFF
c) VVV
02. Con respecto a las partículas fundamentales, señale como verdadero (V) o falso (F) los siguientes enunciados. I. El neutrón es un nucleón. II. Las partículas en el núcleo son más de 200. III. Un protón pesa más que un electrón. IV. Todo átomo contiene neutrones. a) VVVV d) VVFF
b) FVFV e) VVVF
c) FFVF
03. Respecto a los isótopos, señale la afirmación incorrectas. a) Todo elemento está formado por isótopos naturales. b) El protio es el isótopo más común del hidrógeno. c) Si dos núcleos coinciden en la cantidad de protones, entonces se denominan hílidos. d) Los isótopos se ubican en el mismo casillero de la tabla periódica. e) Si tenemos los isótopos del boro (B): 115B y 105B , podemos concluir que el más abundante es el 105B . 04. Se tienen 2 isótopos de un elemento, donde sus números másicos se diferencian en 2. Si las suma total de sus neutrones es 26, calcule el número de par tículas neutras del isótopo más pesado. a) 11 b) 12 c) 13 d) 14 e) 15 05. Respecto a los isóbaros, señale lo incorrecto. a) Pertenecen a elementos diferentes. c) Poseen igual masa atómica. e) Tienen propiedades físicas diferentes.
b) Posee igual número de nucleones. d) Presentan diferentes propiedades químicas.
06. En un núclido se cumple la siguiente relación A = 9 . Si el número de partículas neutras es 30, identifique al Z 4 núclido. a) Fe (Z= 26) b) Mn (Z= 25) c) Co (Z= 27) d) Cr (Z= 24) e) Al (Z= 13) 07. Si 2 isótonos poseen en total 23 electrones, halle el número de masa del átomo más liviano, sabiendo que sus números atómicos son consecutivos, además poseen en total 24 partículas neutras. a) 23 b) 28 c) 25 d) 19 e) 24 08. Si tienen 3 isótopos cuyos números de masa son consecutivos. Si el promedio de los números de masa es 16 y el isótopo más liviano posee 7 neutrones; determine la suma de los neutrones de los otros dos. a) 15 b) 16 c) 17 d) 18 e) 20
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Capítulo
04
09. Indique la notación de la especie química que presenta las siguientes partículas fundamentales: de 26 protones, 30 neutrones y 24 partículas en la zona extranuclear. a)
54 2+ 24 Cr
b)
56 26Fe
d)
56 2+ 26 Fe
e)
58 2+ 26Fe
c)
56 3+ 26Fe
10. En un átomo el número de neutrones es el doble de los protones. Si presenta 60 nucleones, hallar su número de protones. a) 10 b) 21 c) 20 d) 35 e) 41 11. Un anión trivalente presenta 25 electrones y 60 neutrones. Calcular el número de masa. a) 82 b) 83 d) 21 e) 22
c) 84
12. Un ion posee 45 neutrones, 35 protones y 38 electrones. Señalar la carga del ion. a) +3 b) +2 c) -1 d) -3 e) +8 13. Se tiene el siguiente núcleo: 58 28Ni , señale lo incorrecto: a) Posee 30 partículas fundamentales en la nube. c) Su carga nuclear es 28. e) a y d
b) Posee 28 electrones. d) Posee 28 neutrones.
14. De los siguientes átomos, indicar al que posea la mayor cantidad de neutrones: a)
40 20Ca
b)
16 8O
d)
56 26Fe
e)
14 7Fe
15. Sea el siguiente Ion a) 50 d) 61
A 10
X
2+
c)
, si se sabe que tiene 26 neutrones. Hallar “A”. b) 36 e) 51
38
80 35Br
c) 47
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Química Tarea domiciliaria 01. Una especie química presenta 29 protones, 35 neutrones y 28 electrones. Indique su número atómico, número de masa y carga de la especie. a) 35, 64, +1 b) 28, 53, +1 c) 29, 64, +1 d) 29, 64, -1 e) 28, 64, +1 02. Un átomo presenta número de masa 127 y número atómico 53. Calcular el número de neutrones. a) 53 b) 73 c) 54 d) 74 e) 68 03. De las proposiciones: I. En un átomo sólo existe protones, neutrones y electrones. II. La región de mayor tamaño en el átomo es la nube electrónica. III. El núcleo atómico no posee carga eléctrica. IV. La masa del protón es similar del electrón. Son correctas: a) I, II b) II, III d) Solo II e) I, III, IV
c) III, IV
04. Un catión divalente presenta 78 electrones y 120 neutrones. Calcular su número de masa. a) 198 b) 200 c) 205 d) 196 e) 194 05. Indique con (V) verdadero o (F) falso según corresponda: I. El átomo conserva las propiedades de un elemento químico. II. El número de masa señala el número de nucleones. III. El número de neutrones identifica a un elemento químico. a) FVF b) VFV d) FFV e) VFF
c) VVF
06. Un elemento químico posee 2 isótopos cuyos números de masa son 80 y 82 respectivamente. Si el número total de neutrones es 92. Calcular el número atómico del elemento. a) 31 b) 32 c) 33 d) 34 e) 35 07. Un catión divalente posee un número de protones que está en relación 5:7 con el número de neutrones. Si el número de electrones es 28, calcular el número de masa. a) 65 b) 60 c) 72 d) 48 e) 120 08. La suma de los cuadrados de los números de masa y atómico es 169. Si el número de neutrones es 7, calcular el número atómico. a) 12 b) 5 c) 10 d) 3 e) 15 09. Para 2 isótopos de un elemento se cumple que la suma de neutrones es 38 y la suma de sus números de masa es 72. Hallar el número atómico del elemento. a) 10 b) 35 c) 17 d) 25 e) 27
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Capítulo
04
10. Un anión divalente es isoelectrónico con 19K 1+ e isótonos con el anión? a) 24 b) 34 d) 37 e) 18
35 17
C, .
¿Cuántos nucleones fundamentales posee c) 28
11. Un anión trivalente posee una carga de –2,88.10 –18C en la zona extranuclear, si es isótono con el núclido Determine el número de partículas subatómicas fundamentales que presenta el anión. a) 43 b) 53 c) 48 d) 55 e) 60
37 17
C, .
12. De las siguientes especies: 56 26Fe
I.
15 37N
II.
16 28O
III.
No se puede afirmar que: a) II y III son consecutivos en la tabla periódica. c) II y III son isótonos. e) Solo hay 1 especie isoelectrónica con el 10Ne.
56 326 Fe
IV.
58 27Co
V.
b) I y IV son hílidos. d) IV y V son isóbaros.
13. En un catión divalente, la carga absoluta de la zona extranuclear es 28,8.10 –19 coulomb y es isóbaro del Hallar el número de neutrones del catión. a) 24 b) 34 c) 14 d) 28 e) 20
40 18
Ar
.
14. Una especie química presenta un número de neutrones que está en relación 5:4 con el número de electrones. Además el número de neutrones está en la relación 9:7 con el número de protones. Indique el número atómico y la carga posible del ion. a) 70, +2 b) 17, –1 c) 35, –1 d) 43, +3 e) 72, –2 15. Un átomo “E” posee número atómico y número de masa que son la mitad y el doble del número de masa y el número atómico, respectivamente, de un átomo “F”. Ambos átomos poseen en total 86 neutrones. Si la diferencia entre los números de masa entre “E” y “F” es 44. Calcular la carga nuclear del átomo E. a) 30 b) 31 c) 32 d) 33 e) 34 16. Los números de masa de dos hílidos suman 110 y la suma de sus neutrones es la mitad de la cantidad de protones de dichos átomos. Hallar la cantidad de electrones. a) 40 b) 42 c) 44 d) 46 e) 48 17. La carga eléctrica neta de un átomo es –4,8.10 –19C, si éste átomo tiene igual número de electrones que el ion, y presenta 15 neutrones. Determine el número de masa de dicho átomo. a) 29 b) 30 c) 31 d) 32 e) 36 18. Un catión divalente y un anión monovalente tienen cada uno 6 electrones con E.R. igual a cuatro, si estas especies son isoelectrónicas y a la vez son isótonos; sabiendo que el átomo de mayor carga nuclear presenta igual número de protones y neutrones, para el átomo neutro más liviano, determine el número de partículas fundamentales. a) 60 b) 55 c) 54 d) 48 e) 56 40
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Química
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Repaso
01. Cuando un átomo de Hidrógeno pierde su Electrón, se convierte en Ión de “H” con carga: a) Libre b) Positiva c) Negativa d) Neutra e) Ninguna 02. El anión divalente de un átomo “x” posee 68 neutrones y 50 electrones. ¿Cuál es el N° de masa del ión mencionado? a) 114 b) 115 c) 116 d) 118 e) 120 03. Para dos isótonos la diferencia de sus números de masa es 10 y la suma de sus números atómicos es 20. Hallar cuántos electrones tiene el anión monovalente de uno de los isótono. a) 5 b) 6 c) 7 d) 18 e) 19 04. Cierto elemento presenta dos isótopos estables cuyos números de masa suman 96 y cuyos neutrones suman 52. Hallar, ¿cuánto suman sus protones? a) 40 b) 41 c) 42 d) 43 e) 44 05. Un elemento químico posee 3 isótopos cuyos números de masas suman 126 y presentan en total 66 neutrones. Hallar la carga nuclear del elemento. a) 18 b) 21 c) 19 d) 20 e) 22 06. El núcleo del isótopo más común del hidrógeno contiene: a) Un protón y un neutrón b) Sólo un protón d) Dos protones y un neutrón e) Un protón y dos neutrones 07. Con respecto a los electrones: I. Son los más ligeros. II. Presentan carga eléctrica positiva. III. Se encuentran en la envoltura. IV. Fueron descubiertos por Rutherford. Son verdaderas: a) Todos b) I y III d) I, II y IV e) I y II
c) Sólo dos protones
c) II, III y IV
08. En cierto átomo el número de protones es 5 unidades menor que el número de neutrones. Si el número de masa es 73, determinar el número atómico. a) 39 b) 34 c) 44 d) 36 e) 42 09. En cierto átomo el número de neutrones excede en 8 al número de protones. Si el número de masa es 72, determinar el número atómico. a) 40 b) 72 c) 32 d) 30 e) 60
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Capítulo
05
10. El número de masa de un elemento es 59 y su número atómico 27. ¿Cuántos neutrones están contenidos en su núcleo? a) 27 b) 32 c) 59 d) 68 e) 86 11. ¿Cuáles de los siguientes pares de núclidos tiene el mismo número de neutrones? a)
12 13 6C ; 6 C
b)
20 40 10Ne ; 18 Ar
d)
16 24 8O ; 12Mg
e)
11 12 5B ; 6C
c)
14 14 6 C ; 7N
12. Un elemento químico, de número atómico 17, posee 2 isótopos con número de masa consecutivos. Si el número de neutrones del isótopo pesado es 19, indique la suma de los números de masa. a) 35 b) 105 c) 51 d) 71 e) 215 13. La suma de los números de masa de dos isótopos es 42 y la suma de sus neutrones 24. Determinar su número atómico. a) 7 b) 9 c) 11 d) 19 e) 15 14. Con respecto a los protones: I. Son los de mayor masa en el núcleo. II. Presentan carga eléctrica positiva. III. Fueron descubiertos por Thompson. IV. Se encuentran en la envoltura. Son incorrectas: a) Todas b) I y II d) I, III y IV e) Solo II
c) I, II y III
15. El tritio es un isótopo del hidrógeno que consta de: a) Un protón, un neutrón y un electrón b) Dos protones, un neutrón y un electrón c) Un protón, un neutrón y dos electrones d) Un protón, dos neutrones y un electrón e) Dos protones, dos neutrones y un electrón
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Química Tarea domiciliaria 01. Considere las siguientes propiedades del diamante (una forma alotrópica del carbono) I. Aislador eléctrico. II. Elevado punto de fusión. III. Extremadamente duro. IV. Combustión en presencia de oxígeno para producir CO2. V. Densidad de 3.51 g/cm3 ¿Cuántas propiedades son físicas y químicas, respectivamente? a) 3, 2 b) 2, 3 c) 4, 1 d) 1, 4 e) 5, 0 02. El azufre es un sólido amarillo pálido que se quema en el aire para formar SO 2. Al calentarse a 180ºC, toma una coloración marrón en forma perenne. Funde a 113°C y no es soluble en agua. ¿Cuántas propiedades son químicas? a) 2 b) 0 c) 1 d) 3 e) 4 03. Una sustancia pura que no puede descomponerse por cambios químicos convencionales se denomina: a) Compuesto b) Elemento c) Mezcla d) Suspensión e) Solución 04. Una propiedad intensiva no depende de la masa. ¿Cuántas de las siguientes propiedades son intensivas? I. Punto de fusión II. Calor absorbido por el agua III. Peso IV. Viscosidad V. Maleabilidad VI. Corrosión a) 3 d) 6
b) 4 e) 2
c) 5
05. Una variedad de materia de composición invariable se denomina: a) Sustancia b) Elemento d) Mezcla homogénea e) Mezcla heterogénea 06. Identifique un cambio químico: a) Sublimación de la naftalina. c) Coagulación de la sangre. e) Destilación del C2H5OH aguardiente.
c) Mezcla
b) Evaporación de agua de mar. d) Formación de hielo a partir del agua.
07. Cuántas propiedades enunciadas a continuación son intensivas: presión atmosférica, punto de ebullición, calor absorbido en la fusión del hielo, peso, oxidación del hierro, volumen. a) 2 b) 3 c) 4 d) 5 e) 6 08. Los cambios en los estados de agregación son: a) Cambios químicos b) Cambios alotrópicos d) Cambios físicos e) Cambios biológicos
c) Cambios transmutativos
09. Con relación a mezclas homogéneas y compuestos, marque la proposición falsa: a) Las mezclas homogéneas se pueden separar por decantación. b) Un material homogéneo puede ser un compuesto o una mezcla homogénea. c) Las mezclas homogéneas conservan sus propiedades. d) Los compuestos son combinaciones químicas de dos o más elementos. e) Los compuestos químicos tienen composición definida e invariable.
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Capítulo
05
10. Completar el siguiente párrafo: “Una sustancia como el azúcar, que se descompone en carbono y agua cuando se la sujeta a una reacción de combustión un a) es - elemento b) puede ser - elemento c) no es - compuesto d) es - compuesto e) puede ser - coloide 11. La interacción de un electrón y un positrón libera dos fotones de radiación según el principio de equivalencia masa-energía. Determine la energía de los fotones de radiación en J/fotón. me–= me+= 9,1.10–31 kg c= 3.108 m.s–1, 1 J= 1 kg.m 2.s–2 a) 8,19.10-14 b) 1,638.10-14 c) 8,19.10-7 d) 1,638.10-7 e) 2,73.10-17 12. La suma de los números de masa de dos isótopos es 42 y su diferencia es 2. Si, además, el número atómico es la mitad del menor número de masa, determine cuántos neutrones posee el isótopo más pesado. a) 10 b) 12 c) 15 d) 18 e) 30 13. Un catión trivalente es isóbaro e isoelectrónico con un anión divalente cuya carga nuclear es 32, el cual a su vez es isótono con el Se – 79 (Z= 34). Determine el número de neutrones del primer ión. a) 34 b) 37 c) 40 d) 57 e) 30 14. La semidiferencia entre el número de neutrones y el número de protones de un átomo con número de masa 77 es 2,5. Hallar le cantidad de electrones que presenta el catión divalente de dicho átomo. a) 30 b) 31 c) 32 d) 33 e) 34 15. Determine el número de electrones de un catión divalente, cuyo número de masa es 200 y en el cual la cantidad de protones es a la cantidad de neutrones como 2 es a 3. a) 78 b) 80 c) 82 d) 118 e) 122 16. Se tiene tres isótopos con números de masa consecutivos. Si el promedio de dichos números másicos es 16 y el isótopo más pesado posee 10 neutrones. Determine la suma de los neutrones de los otros dos. a) 14 b) 15 c) 16 d) 17 e) 19 17. Completar el siguiente cuadro para las especies isoelectrónicas: K 1+ S2–
Especie
Z
e–
A
K 1+
n° 21
S2–
34
¿Qué relación existe entre el catión K 1+ y el Ca-40 (Z= 20)? a) Isótopos b) Isóbaros d) Hílidos e) Isoelectrónicos
18
c) Isótonos
18. En un átomo la diferencia de cuadrados del número másico y el número atómico es 60 veces el número de neutrones. Si, además, el número de protones es al número de neutrones como 3 es a 4. Determine cuántos nucleones posee el átomo. a) 37 b) 40 c) 42 d) 43 e) 45 44
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Química
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Teoría atómica
Radiación electromagnética (REM) La radiación es un modo de transferir energía a través del vacío y del espacio entre los cuerpos. La energía transportada es llamada energía radiante. Éste es un fenómeno ondulatorio de tipo transversal denominado también ondas electromagnéticas o radiación electromagnética.
Concepto de onda El concepto de la onda y el de su propagación ha tenido un papel importante en el desarrollo de la Física Teórica. Uno conoce algunos fenómenos ondulatorios cotidianos: una onda creada por una piedra dejada caer sobre un lago en reposo, una onda formada por una cuerda vibrante y que luego forma una onda sonora. Una onda es la perturbación de un estado de equilibrio, que se mueve o que se propaga con el tiempo, desde una región del espacio a otra. Ejemplo: En el caso de las ondas de agua, la región de la superficie del agua que resulta perturbada directamente por la caída de la piedra que comienza a vibrar (las moléculas del agua adquieren un movimiento básico hacia ar riba y hacia abajo con respecto a su posición de equilibrio: se ha perturbado la posición-altura-de ellas) y la energía de la vibraciones de esta región se transmite a la región siguiente, con la cual obtenemos una onda. Podemos generalizar diciendo que en toda onda: Se propaga energía a puntos distantes. La perturbación viaja a través del medio sin desplazar a éste en la dirección de su movimiento. Algunas ondas se propagan sin necesidad de un medio, siendo la más importante de éstas, las ondas electromagnéticas. Básicamente existe dos tipos de ondas:
Transversales
Cuando la dirección de la perturbación es perpendicular a la dirección de propagación de la onda (ondas electromagnéticas).
Longitudinales
Cuando la dirección de la perturbación es la misma que la dirección en que se propaga la onda (ondas sonoras).
Toda onda se caracteriza por los siguientes parámetros: Representación de una onda transversal
λ
+A
Dirección de la propagación
-A
λ
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Capítulo
06
Longitud de onda ( l ) Distancia entre dos puntos consecutivos de la onda en los cuales la perturbación física tiene exactamente las mismas características. Se mide en Å, nm, cm, m, etc.
Frecuencia de oscilación ( u ) Nos indica el número de veces que la perturbación se repite idénticamente en la unidad de tiempo. Se mide en ciclos por segundo, siendo la unidad de Hertz=s-1
Periodo ( t ) Es el tiempo que transcurre hasta que en un mismo lugar del espacio la perturbación se repite idénticamente. Se mide en segundos. Es el recíproco de la frecuencia.
Amplitud (A) Es la desviación máxima o máximo desplazamiento que adopta la onda respecto de una posición de equilibrio. Rapidez de propagación de la onda (u). y=m x
Una magnitud bastante utilizada es el recíproco de la longitud de onda, y = I , denominado número de onda.
m
Concepto de onda electromagnética En 1862, James Clerk Maxwell (1831-1879) establece las leyes del Electromagnetismo, que sostienen el carácter inseparable entre electricidad y magnetismo: “En cualquier región del espacio donde existe un campo eléctrico que cambia con el tiempo; al mismo tiempo, un campo magnético variable crea un campo eléctrico, y así sucesivamente. De hecho hay sólo un campo: el electromagnético”. Estos campos, eléctricos (E) y magnéticos (B) se sostienen en el tiempo formando lo que se conoce como onda electromagnética.
Cuando una carga eléctrica es acelerada en el espacio vacío se producen ondas electromagnética: Una carga que se mueve puede considerarse como una corriente eléctrica alternante por lo que alrededor de ella se producirá un campo magnético variable; el que, de acuerdo a las leyes de Faraday-Lenz, inducirá un campo eléctrico variable, y así sucesivamente. La magnitud del campo magnético creado es proporcional al campo eléctrico, y su dirección es perpendicular al campo eléctrico y magnético oscilantes, los que emanan desde la carga que vibra. Una REM se compone de campos eléctricos y magnéticos que se regeneran y autorrefuerzan mutua y continuamente gracias al perfecto equilibrio que hay entre los campos. Este equilibrio sólo es posible si, tal como lo demostró y calculó Maxwell, las rem viajan a una rapidez constante. Esquema de una radiación electromagnética B
E
v= velocidad de propagación
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Química La rapidez de propagación en el vacío de una rem es igual a: c= 3 x 10 8 m/s Para ondas electromagnética en el vacío, se cumple: c= lν En una rem ambos componentes, eléctricos y magnéticos, tienen la misma longitud de ondas y frecuencias (están en fase) y en consecuencia la misma rapidez; pero viajan en planos mutuamente perpendiculares.
Espectro electromagnético Es el conjunto ordenado de REM que se conoce hasta la actualidad. Se clasifica por los efectos que ocasionan. Se observa que la luz visible es sólo parte del grupo de radiaciones que comprende el espectro electromagnético.
Rg 10-3
RX 10-2
UV
Luz
IR
visible
102
10
Microonda Radar
103 105
107
Radio
TV 109
FM
corta
larga
109
l (nm)
Comprende longitudes de onda entre 400 y 700 mm aproximadamente.
violeta 400
añil
460
azul 480
verde amarillo 500
550
naranja rojo 600
650
700
l (nm)
Ejemplo Liste los siguientes tipos de radiación electromagnética en orden creciente de su longitud de onda. I. De una estación de radio
II. De una radiación nuclear
III. Rayos X
Solución Rayos g < Rayos X < Ondas de radio
Ejemplo Si una radiación electromagnética posee ν= 500 MHz, hallar l (cm) Solución 10
λ=
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c 3 # 10 & λ = 60 cm = 8 ν 5 # 10
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Capítulo
06
Problemas resueltos 01. De los postulados del modelo atómico de Bohr, ¿cuál(es) es(son) considerado(s)en la teoría atómica moderna? I. En un átomo el electrón tiene únicamente ciertos estados estacionarios de energía que le son permitidos. II. En cualquiera de estos estados de electrones se mueven siguiendo una órbita circular alrededor del núcleo. III. Los electrones pueden alcanzar niveles de mayor o menor energía cuando absorben o emiten una cantidad definida de energía. a) I y II b) I y III c) II y III d) Solo I e) Solo II
Resolución El modelo de atómico de Bohr está siendo usado en 4 postulados 1
2
3
.........
Energía aumentada
Postulado I
El electrón gira alrededor del núcleo en forma circular.
Postulado II
El electrón sólo gira en determinadas órbitas de radio definidas, llamadas también niveles de energía.
Postulado III
El electrón, mientras gira en una misma órbita, no emite ni absorbe energía, debido a que dicha órbita son estados estacionarios de energía.
Postulado IV
Un átomo solo emite energía cuando un electrón salta de un nivel superior de energía a otro inferior y absorbe energía en el caso contrario.
El modelo de Bohr solo es aplicable para átomos monoelectrones, como el hidrógeno (H, He+, Li+2...). Según la teoría atómica actual, los electrones se desplazan alrededor del núcleo en regiones de máxima probabilidad (no hay órbitas definidas) en los que la energía permanece constante (estados estacionarios de energía). De los anterior I y III son correctas Rpta.: b
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Química 02. De las siguientes proposiciones, indicar cuáles son verdaderas (V) o (F), en el orden en que se presentan. I. El espectro de emisión se produce cuando el átomo gana energía. II. El número cuántico principal que corresponde a un subnivel “f” es n= 4 III. No hay diferencia entre la definición de órbita y orbital. a) FFF b) FVF c) FVV d) VVV e) VFV
Resolución I. El espectro de emisión se produce cuando el átomo gana energía a otros de menor enérgica. (F) II. Sabemos que: (V) " 0, 1, 2, 3 ...
, S
subnivel ` , =
.
.
.
.
s p d f
( n - 1) S
l maximo valor
3, n = 4
III. Si hay diferencia
Orbita
Trayectoria que describe el electrón al girar en torno al núcleo.
Orbital
Es la región espacial o que rodea al núcleo; donde existe la más alta probabilidad de encontrar 2 electrones en sentidos contrarios
(F)
También llamada: R E E M P E
Electrónica Probabilística Manifestación Energético Espacial Región ∴
FVF Rpta.: b
03. Si la energía del fotón de una radiación electromagnética es: 13,24 x 10 -12 erg, calcular su frecuencia en S -1 Dato: h= 6,62 x 10-27 erg.s
Resolución Según la teoría cuántica de Max Planck: La energía de cada fotón (Efotón) se expresa: Efotó n = hu
Reemplazando: 13,24 x 10-12 erg = 6,62 x 10-27 erg.s.u u = 2 x 1015 s-1
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Capítulo
06
Practiquemos 01. Señalar verdadero (V) o falso (F) según corresponda: I. Rutherford descubrió el núcleo atómico y estimó dimensiones atómicas. II. El átomo consistía, según Thompson, en una esfera negativa de materia uniforme en la que estaban incrustados los protones. III. Según el modelo de Bohr, la energía del electrón está determinada por el nivel que ocupa. a) VVV b) VFV c) FFF d) FVF e) VFF 02. ¿Qué proposiciones son correctas? I. El núcleo atómico es aproximadamente 100 veces menor en volumen respecto al volumen atómico. II. La envoltura electrónica es de menor densidad que el núcleo atómico. III. Los electrones giran en órbitas circulares alrededor del núcleo, según la concepción moderna. IV. Las partículas subatómicas fundamentales son electrones, neutrones y protones. a) III y IV b) I y IV c) II y IV d) II y III e) I y II 03. Con respecto a los rayos canales, indicar lo incorrecto: a) Tienen carga positiva. b) Son un haz de electrones. c) Viajan en sentido contrario a los rayos catódicos. d) Sus partículas poseen mayor masa que la de los rayos catódicos. e) Impresionan una placa fotográfica. 04. De las radiaciones electromagnéticas ¿quién presenta mayor frecuencia? a) Rayos g b) Ondas TV d) Ultravioleta e) Onda microondas
c) Luz visible
05. Calcule la energía involucrada en KJ/Mol para una transmisión electrónica desde nivel 5 hasta el nivel 1 en el átomo de hidrógeno Dato A: 2,18.10
- 18 J e -
Rpta. 06. Una de las siguientes proposiciones no corresponde a la teoría atómica–molecular de John Dalton. a) La naturaleza de la materia es discontinua. b) Los átomos son indestructibles, aún en las reacciones químicas más violentas. c) Los átomos de un mismo elemento son idénticos en sus propiedades, pero poseen diferentes masas. d) Los átomos que pertenecen a elementos diferentes se combinan para formar las moléculas de los compuestos. e) Átomos de una mismo elemento no pueden superponerse para formar moléculas. 07. ¿Qué proposiciones son incorrectas acerca del modelo atómico de Thomson? a) El átomo es como una esfera de carga positiva en la cual se encontraban incrustados los electrones b) La carga positiva de la esfera estaba distribuida uniformemente c) Los electrones desarrollaban órbitas circulares y concéntricas. d) Los electrones podían realizar movimientos de traslación a altas velocidades. 50
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Química 08. Luego del experimento de Rutherford, se llegó a la conclusión de que: a) El átomo era compacto y macizo. b) Los electrones giran en torno al núcleo en trayectorias elípticas. c) La masa del átomo radica básicamente en la zona extranuclear. d) El átomo posee un núcleo muy pequeño donde se concentra casi la totalidad de la masa atómica e) El átomo era eléctricamente neutro. 09. ¿Qué tiempo demora en llegar a la Tierra las imágenes de T.V. de la superficie del planeta Marte transmitidas por la sonda “Mars Pathfinder”, ubicada en ese planeta que se encuentra a 200 millones de kilómetros de la Tierra? a) 10 minutos b) 9 minutos c) 15,7 minutos d) 11,1 minutos e) 20,5 minutos 10. En el siguiente gráfico se muestra parte de una onda electromagnética. Determine el número de onda en m –1. 20ns
1 nanosegundo (ns)= 10 –9 s
a) 66,6 d) 666
b) 6,66 e) 0,06
c) 0,66
11. ¿Qué propiedades no caracterizan a los rayos catódicos? a) Son desviados por campos eléctricos. b) Son desviados por campos magnéticos. c) Su naturaleza es dependiente de la naturaleza del gas residual. d) Producen fluorescencia en las paredes del tubo. e) Producen luminiscencia en materiales fluorescentes. 12. ¿Qué propiedades no caracterizan a los rayos canales? a) Son desviados por campos magnéticos. c) Su naturaleza es independiente del gas residual. e) Poseen energía cinética.
b) Producen luminiscencia. d) Su relación e/m es variable.
13. Con respecto a la teoría de Dalton, ¿cuál de las afirmaciones es falsa? a) Los elementos están formados de partículas muy pequeñas, llamadas átomos. b) Los átomos de un elemento son semejantes, particularmente, en masa. c) Los cambios químicos se producen por unión íntima de sus átomos, en una relación de números enteros simples. d) Los átomos permanecen indivisibles incluso en las reacciones químicas. e) Los átomos son divisibles. 14. ¿Qué radiación es la más energética? a) Microondas b) Infrarrojo d) Ondas de TV e) Luz visible
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c) Ultravioleta
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06
Tarea domiciliaria 01. Un electrón se ubica en el átomo de Bohr con una energía de -3,4eV. ¿Cuál es la longitud de la trayectoria descrita por el electrón? a) 12,59 Å b) 11,46 Å c) 13,29 Å d) 12,57 Å e) 11,68 Å 02. Indicar verdadero (V) o falso (F) según corresponda al modelo atómico de Rutherford: I. Logra determinar la relación diametral entre el tamaño del átomo comparado con su núcleo. II. En el núcleo se concentraría la casi totalidad de la masa del átomo. III. El movimiento del electrón en torno al núcleo es concéntrico, en el cual éste no gana ni pierde energía. IV. El átomo se asemeja a un sistema solar en miniatura. a) VVFV b) VFFV c) VVVV d) FVFV e) FFVV 03. Según el modelo atómico de Thompson, podemos considerar: a) La existencia de protones y neutrones. b) Que el átomo es una esfera maciza de naturaleza eléctrica negativa. c) La existencia de electrones móviles en torno a un núcleo central. d) Que el átomo es una esfera compacta positiva que contiene a los electrones incrustados en ella. e) El átomo se asemeja a un sistema solar en miniatura. 04. Determine la posición. Indique verdadero (V) o falso (F) según corresponda: I. Thompson consiguió la relación carga/masa del electrón determinando la magnitud de desviación. II. Millikan encontró que la carga eléctrica de una gota de aceite no era siempre la misma. III. A diferencia de los rayos catódicos; los rayos X con radiaciones electromagnéticas. a) VFV b) VVV c) VFF d) FFF e) FFV 05. Con respecto a las REM, no es correcto afirmar: a) Se propagan en el vacío a la velocidad de la luz. b) Son ondas transversales. c) Los rayos X, luz visible y rayos catódicos son radiaciones electromagnéticas. d) La radiación ultravioleta posee menor longitud de onda que la radiación infrarroja. e) Las REM se propagan en cualquier medio. 06. Respecto al modelo atómico de Rutherford. I. El átomo es eléctricamente neutro y posee un núcleo central positivo. II. El núcleo posee protones y neutrones; y en él, se concentra la masa del átomo. III. El átomo es prácticamente vacío. a) VVV b) VFV c) FVV d) VFF e) FVF 07. Señalar verdadero (V) o falso (F) según corresponda: I. Rutherford descubrió el núcleo atómico y estimó dimensiones atómicas. II. El átomo consistía, según Thompson, en una esfera negativa de materia uniforme en la que estaban incrustados los protones. III. Según el modelo de Bohr, la energía del electrón está determinada por el nivel que ocupa. a) VVV b) VFV c) FFF d) FVF e) VFF 52
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Química 08. ¿Qué proposiciones son correctas? I. El núcleo atómico es aproximadamente 100 veces menor en volumen respecto al volumen atómico. II. La envoltura electrónica es de menor densidad que el núcleo atómico. III. Los electrones giran en órbitas circulares alrededor del núcleo según la concepción moderna. IV. Las partículas subatómicas fundamentales son electrones, neutrones y protones. a) III y IV b) I y IV c) II y IV d) II y III e) I y II 09. Con respecto a los rayos canales, indicar lo incorrecto: a) Tienen carga positiva. b) Son un haz de electrones. c) Viajan en sentido contrario a los rayos catódicos. d) Sus partículas poseen mayor masa que la de los rayos catódicos. e) Impresionan una placa fotográfica. 10. Con respecto a los rayos catódicos: I. Los rayos catódicos se propagan a la velocidad de la luz. II. Se propagan en línea recta del ánodo al cátodo. III. Las propiedades de los rayos catódicos son las mismas sin importar el material del que está hecho el cátodo. Es(son) correcta(s): a) Solo I b) II y III c) Solo III d) I y III e) I, II, III 11. Indique verdadero (V) o falso (F) según corresponda: I. Según Dalton, todos los átomos de un mismo elemento son idénticos. II. De acuerdo al modelo de Rutherford, los electrones giran alrededor del núcleo en niveles cuantizados de energía. III. De acuerdo a la teoría atómica de Bohr, si un electrón alcanza un nivel inmediato superior de energía, libera un fotón de energía. a) VVF b) VFF c) FFF d) FVF e) FVV 12. Indicar verdadero (V) o falso (F): I. El núcleo atómico lo descubrió Rutherford. II. Stoney sugiere el nombre de electrón. III. La energía de un electrón es máxima cuando se halla en el primer nivel. IV. Cuando un electrón salta del nivel inferior a un superior emite un fotón. V. Cuando un electrón salta de nivel (n-2) emite dos cuantos. a) VVFVF b) VFVFV c) VVFFV d) VVFFF e) VVVFF 13. Señale el conjunto de radiaciones electromagnéticas en los que éstas se encuentran ordenadas de mayor a menor longitud de onda, respectivamente. a) Rayos g–rayos X–rayos infrarrojos. b) Rayos x–rayos ultravioleta–rayos infrarrojos. c) Rayos X–luz roja–rayos g d) Rayos infrarrojos–rayos X–rayos g e) Luz azul–rayos g –rayos x
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Capítulo
06
14. De acuerdo al gráfico que se muestra, hallar la energía de radiación electromagnética. Dar el valor aproximado. h= 6,6.10-23 erg.s °
40 A
a) 2,5.10-10 erg d) 6,4.10-9 erg
b) 2,2.10-19 erg e) F. D.
c) 4,6.10-10 erg
15. Indique la relación correcta: I. Rayos a
a. Roentgen
II. Teoría cuántica
b. Chadwick
III. Descubrió los rayos X
c.
1 1
H
IV. Descubrió el neutrón
d. Max Planck
V. Protón
e.
a) Ie, IId, IIIc, IVa, Vb d) Ie, IId, IIIa, IVb, Vc
b) Ib, IId, IIIa, IVe, Vc e) Id, IIb, IIIa, IVe, Vc
4 2
H 2
c) Ie, IId, IIIb, IVa, Vc
16. Considerando siete niveles de energía en el átomo de Bohr. Indique la máxima y la mínima separación de niveles de energía. a) 7,935 Å y 0,529 Å b) 6,877 Å y 0,529 Å c) 7,935 Å y 1,587 Å d) 6,877 Å y 1,587 Å e) 2,375 Å y 0,529 Å 17. La distancia entre dos órbitas consecutivas en el átomo de Bohr es 4,77 Å. ¿Cuál es la energía del electrón en la menor órbita? a) -34,84 kcal/mol b) -4,90 kcal/mol c) -12,54 kcal/mol d) -19,60 kcal/mol e) -313,6 kcal/mol 18. Para tres elementos A, B y C, las líneas correspondientes en el espectro de rayos X se presentan a las siguientes longitudes de onda. • gA = 0,183 • gB = 12 • gC =1,92 Determine la relación entre sus números atómicos (Z). a) ZB > ZC > Z A b) ZB > Z A > ZC d) ZC > ZB > Z A e) Z A > ZC > ZB
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c) ZC > Z A > ZB
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Química
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Número cuántico
Números cuánticos Describe cada uno de los estados posibles para un electrón, haciendo posible establecer el ordenamiento electrónico de un átomo. Los números cuánticos juegan un rol importante al describir los niveles de energía de los electrones y la forma de los orbitales.
Nube electrónica
Nivel de energía
núcleo
Subnivel de energía
Orbital
átomo
La solución completa de la ecuación de Schrödinger para el átomo de hidrógeno produce un conjunto de funciones de onda que se denominan orbitales, los cuales quedan definidos por un conjunto de tres números cuánticos: el número cuántico principal, el número cuántico azimutal y el número cuántico magnético. En 1928, Paul Dirac reformuló la mecánica cuántica del electrón para tener en cuenta los efectos de la relatividad. Esto dio lugar a la aparición de un cuarto número cuántico: el número cuántico de espín. Un orbital atómico es la región del espacio donde está concentrada el 90% de la densidad electrónica. También se podría decir que es la región del espacio donde existe la máxima probabilidad de encontrar a los electrones. Todo orbital atómico es ocupado por un máximo de dos electrones.
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Capítulo
07
z
x
1s
2s
3s
etc.
A: Orbitales atómicos s
z
z
z
y
x
y
x
2p z
y
x
2p x
2p y
B: Orbitales atómicos p
C: Orbitales atómicos d
Figura: Representación de los orbitales.
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Química Número cuántico principal (n) Describe el tamaño del orbital atómico y con ello, los niveles energéticos asociados al electrón. • Toma valores enteros: 1, 2, 3, ... • A mayor “n”, más grandes son las regiones de la densidad electrónica. • A mayor “n”, el electrón tiene mayor energía y se encuentra menos “ligado” al núcleo.
n capa
1
2
3
4
5
6
7
.......
K
L
M
N
O
P
Q
.......
.........
#Máximo de orbitales por nivel= n 2 #Máximo de electrones por nivel= 2n 2
Número cuántico secundario Describe la forma del orbital atómico y con ello, otra parte de la energía asociada al electrón, a la cual se denomina subnivel de energía. El valor del número cuántico secundario depende de “n” y toma valores enteros de 0 a (n-1). Así, para n=1 sólo hay un valor posible , = 0. Para n=2 hay dos valores de , : 0 y 1. Para n=3 hay tres valores posibles de , : 0, 1 y 2. Generalmente el valor de , se representa por una letra en vez de por su valor numérico. ,
0
1
2
3
4
5
6
.......
n-1
capa
s
p
d
f
g
h
i
.......
.........
z
y
x
Subniveles: 1s
2 p
Orbitales atómicos : 1s y 2p
n
1
n
2
,
0
,
1
# de orbital en un subnivel= 2 , +1 #Máximo de electrones en un subnivel=2 (2 , +1)
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Capítulo
07
Número cuántico magnético ( m, ) Describe la orientación espacial del orbital atómico. El número de valores que adopta el número cuántico magnético es igual al número de orbitales que posee un subnivel de energía. m, : desde (- , )....., 0, ........hasta (+ , )
El valor del número cuántico magnético depende de , . Toma valores enteros entre - , y , , incluyendo al 0. Para cierto valor , hay (2 , +1) valores de m, . Describe la orientación del orbital en el espacio. Veamos los diferentes orbitales que podemos tener para n=3. Tendremos entonces tres valores de , : 0,1 y 2. Los valores de m, para cada valor de , se compilan en la tabla siguiente: (los orbitales que comparten los valores de n y , se dice que pertenecen al mismo subnivel–orbitales degenerados–y todos los orbitales con el mismo “n” formarían un nivel).
Cuadro: distribución de los orbitales para n= 3 ,
(define la forma del orbital)
subnivel
m,
N° de orbitales en el subnivel
(define orientación)
0
3s
0
1
1
3p
-1, 0, 1
3
2
3d
-2, -1, 0, 1, 2
5
Los Orbitales degenerados Son los orbitales energéticamente equivalentes. Por ejemplo, los orbitales 2p x, 2py, 2pz tienen la misma energía relativa y constituyen un conjunto de orbitales degenerados, llamado el subnivel 2p. Por lo tanto, un subnivel de energía, es un conjunto de orbitales degenerados.
Número cuántico de espín ( ms) Este número cuántico no caracteriza los orbitales atómicos. Describe la interacción entre el campo magnético del electrón y el campo magnético aplicado. Si ambos campos magnéticos se refuerzan (vectorialmente están en el mismo sentido y dirección), se dice que el espín es +1/2 y en una descripción clásica, considerando que el electrón fuera una partícula macroscópica, giraría en sentido antihorario. Si ambos campos magnéticos se contrar restan (vectorialmente están en la misma dirección y sentidos opuestos), se dice que el espín es -1/2 y en una descripción clásica, considerando que el electrón fuera una partícula macroscópica, giraría en sentido horario. N
S
Ho (campo magnético externo)
m s = +1/2 -1/2
N
S
Figura: Espín electrónico en un campo magnético externo
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Química
Tabla de significados de los números cuánticos Significados Número cuántico Para el orbital
Para el electrón
Principal (n)
Tamaño o volumen
Nivel de energía
Secundario o azimutal ( , )
Forma
Subnivel de energía
Magnético m,
Orientación espacial
Números de orbitales
Spín (
ms
)
Sentido de giro del
e
-
Problemas resueltos 01. De las siguientes proposiciones referentes a los números cuánticos n y , , respectivamente, diga cuál es correcta: a) La forma de la capa electrónica en un nivel de energía del electrón. b) Los movimientos de los electrones y energía del electrón. c) El volumen de la región en la cual se mueven los electrones y la forma del orbital. d) El nivel energético principal y la forma del orbital. e) Los niveles de energía del electrón en un estado dado y los movimientos de los electrones
Resolución Los Números cuánticos Son parámetros numéricos que describen el estado energético del electrón y las características del orbital. Los tres primeros provienen de la solución matemática de la ecuación de Schrödinger. El cuarto número cuántico completa la descripción de la configuración electrónica de los átomos. Orbital Es la región espacial energética de más alta manifestación electrónica, es decir, la región más probable de encontrar al electrón moviéndose en torno al núcleo. Número cuántico Principal (n) Secundario o azimutal ( , ) Magnético m, Espín ( ) ms
Significados Electrón Nivel principal de energía Subnivel de energía Orbital Sentido de rotación
Orbital Tamaño o volumen Forma Orientación espacial
Por lo tanto, la proposición correcta es la d. Rpta.: d
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Capítulo
07
02. Los números cuánticos n y , determinan, respectivamente: a) La energía del electrón que ocupa el orbital y la forma del orbital. b) La forma de la capa electrónica en un nivel de energía del electrón. c) Los movimientos de los electrones y energía del electrón en un instante dado. d) El volumen de la región en la cual se mueven los electrones y la forma del orbital. e) Los niveles de energía del electrón en un estado dado y los movimientos de los electrones.
Resolución n { tamaño del orbital atómico , { determina la forma de los orbitales atómicos Rpta.: d
03. Uno de los posibles valores de n, , , m y s para un electrón en la subcapa 4d son: a) 4, 2, 0, +1/2 b) 4, 3, +1, +1/2 c) 4, 3, 0, -1/2 d) 4, 2, +3, +1/2 e) 4, 3, -1, -1/2
Resolución Números cuánticos Principal (n): 1, Secundario ( , ): 0,
2, 1,
3, 2,
4, ......, 3 3, ......, (n-1
.
.
.
.
s
p d f Magnético (ml): + , ..., +1, 0, ......, – , Espín (ms): +1/2 o -1/2 Donde: valores posibles para un electrón en la sub–capa 4d dentro de los mostrados es: n= 4, , =2 m , = 0, ms= +1/2 Rpta.: a
Practiquemos 01. De las siguientes combinaciones de números cuánticos, indique la que no es solución permitida d e la ecuación de Schrödinger: a) 3, 2, 0, +1/2 b) 7, 0, 0, -1/2 c) 4, 3, -3, +1/2 d) 2, 2, 2, +1/2 e) 5, 4, 3, -1/2 02. Indicar qué representación cuántica es correcta: a) 2, 2, 0, -1/2 b) 2, 1, -2, +1/2 d) 4, 2, 2, +1/2 e) 5, 0, -1, +1/2
c) 3, 0, -3, +1/2
03. ¿Cuál de las representaciones correspondería un electrón ubicado en el subnivel 5p? a) 5, 0, 0, +1/2 b) 5, 1, 2, -1/2 c) 5, 2, 2, +1/2 d) 5, 2, 0, -1/2 e) 5, 1, -1, +1/2 04. ¿Cuántos electrones están asociados como máximo al número cuántico principal “n”? a) 2n+1 b) n2 c) 2n2 d) 2n e) n2+1 60
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Química 05. ¿Qué orbital no presenta significado físico? a) 3 s b) 4py d) 5dxy e) 7 g
c) 3f z3
06. Cuántos orbitales existen como máximo en un subnivel g ( , =4): a) 1 b) 3 d) 7 e) 9
c) 5
07. ¿Cuáles serían los posibles números cuánticos que corresponden a un electrón perteneciente al subnivel 4d? a) 4, 1, 0, -1/2 b) 4, 2, 2, +1/2 c) 4, 0, 0, +1/2 d) 4, 2, -3, -1/2 e) 4, 3, -2, -1/2 08. De acuerdo a la mecánica cuántica, ¿cuántos de los siguientes subniveles son imposibles de existir? • 6f • 2d • 8s • 5h • 3f a) 1 d) 4
b) 2 e) 5
c) 3
09. Hallar el número de electrones que presentan el estado cuántico (6, x, -2, y) donde x e y corresponden al número cuántico secundario y espín respectivamente. a) 4 b) 6 c) 8 d) 10 e) 12 10. ¿Cómo varía la energía de un electrón en un átomo multielectrónico cuando el número cuántico principal es constante? a) Disminuye con el incremento de , . b) Aumenta con el incremento de , . c) Disminuye sin el aumento de , . d) Aumenta sin el incremento de , . e) La energía queda invariable. 11. Señalar los valores del número cuántico magnético para un subnivel principal: a) 0 b) -1, 0, +1 c) -2, -1, 0, +1, +2 d) -1, 0 e) 0, +1 12. El último electrón tiene los siguientes números cuánticos (3, 2, +1, -1/2), entonces el subnivel que le corresponde es: a) 3d6 b) 3d7 c) 3d8 d) 3d9 e) 3d10 13. Completar: Los números cuánticos dan la a) exacta – zona del núcleo d) probable – nube electrónica.
ubicación de un electrón en la b) exacta – nube electrónica e) última – zona del núcleo
14. Relacionar correctamente: Subnivel I. f II. d III. s a) Ia, IIb, IIIc d) Ic, IIa, IIIb
c) probable – zona del núcleo
Nombre a. Sharp b. Difuso c. Fundamental b) Ib, IIa, IIIc e) Ib, IIc, IIIa
15. ¿Cuántos orbitales llenos y semillenos hay en 3d 8? a) 3; 0 b) 3; 1 d) 3; 3 e) 5; 2
c) Ic, IIb, IIIa
c) 3; 2
16. Un determinado subnivel caracterizado por el número cuántico azimutal “ , ” está formado por un número definido de orbitales. ¿Qué número de orbitales no podría ser asociado al número cuántico azimutal? a) 1 b) 3 c) 5 d) 11 e) 8
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Capítulo
07
17. Para un átomo con 4 niveles de energía. Calcule la suma del máximo y mínimo valor de la expresión: P = (n + , + m ,)
a) 17,5 d) 0,91
10
b) 10,1 e) 1,1
2ms
c) 14 10
18. De los siguientes subniveles, ¿cuál tendrá mayor energía? a) 5p b) 4s d) 4f e) 5s
c) 3d
19. Determinar el n.c. magnético para el último electrón de 3d 4. a) -1 b) 0 d) +2 e) -2
c) +1
20. Ordenar de menor a mayor energía relativa los siguientes subniveles:
3s, 3p, 2s, 1s, 4d a) 4d, 3p, 2s, 3s, 1s d) 1s, 2s, 3p, 3s, 4d
b) 3p, 4d, 3s, 2s, 1s e) N.A.
c) 1s, 2s, 3s, 3p, 4d
Tarea domiciliaria 01. A continuación se muestra 4 electrones identificados por sus números cuánticos: I. 3, 2, -1, +1/2 II. 4, 1, 0, -1/2 III. 5, 0, 0, +1/2 IV. 4, 2, 0, +1/2 ¿Cuál o cuáles se ubican más lejos al núcleo? a) Solo II b) Solo III d) I, II y III e) II y III
c) Solo IV
02. Indicar (V) verdadero o (F) falso según corresponda: I. En un átomo existen 16 orbitales con número cuántico principal n= 4, como máximo. II. En un orbital existen 2 electrones con el mismo número cuántico de espín. III. Todos los orbitales poseen el valor de cero para el número cuántico magnético. IV. Todos los electrones de un átomo poseen el mismo valor para el número cuántico secundario. a) VFVF b) VVFF c) VFFV d) VFFF e) FVFF 03. Si el número cuántico secundario es “a”. Entonces el número cuántico magnético tomará: a) (a+1) valores b) 3a+1 c) (2a+1) d) a e) 2a+2 04. ¿Qué relación de números cuánticos de un electrón determinado, que se encuentra en el quinto nivel y subnivel p; es la correcta? a) (5,1,3,+1/2) b) (3,0,+1,-1/2) c) (5,1,-1,+1/2) d) (4,1,-3,-1/2) e) (5, 2, -3, +1/2) 05. Señalar un electrón del subnivel “d” con espín antihorario. a) (2,-1,0,+1/2) b) (4, 2, -1, -1/2) d) (5,2,-2,+1/2) e) (4,2,-3,+1/2)
c) (5, 2, +1, -1/2)
06. Los orbitales 2px y 2py se diferencian en su: a) Energía relativa b) Forma de la nube electrónica d) Orientación espacial e) Número máximo de electrones
c) Tamaño de la nube electrónica
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Química 07. ¿Cuál de las siguientes relaciones tiene mayor estabilidad? a) 3p b) 4s d) 4f e) 4d
c) 5d
08. Indicar con (V) verdadero y (F) falso según corresponda: I. Todos los orbitales de un mismo subnivel poseen los mismos valores para los números cuánticos principal y secundario. II. Todo orbital se encuentra definido solamente por los números cuánticos principal y secundario. III. En un nivel energético definido por n= a; existen como máximo “a2” orbitales. IV. En un nivel energético definido por n= b; existen como máximo “2b+1” subniveles. a) VVFF b) VFVF c) VFFV d) FFVF e) FVFV 09. Hallar el máximo valor para el último electrón ubicado en el tercer nivel para la siguiente expresión:
` a) 4 d) 7,5
n + m, ms
j,
b) 6 e) 9
c) 8
10. Cuántas proposiciones incorrectas hay, en: I. El nivel de energía me indica cuan alejado está el electrón del núcleo. II. El número cuántico magnético nos identifica a un orbital. III. La máxima cantidad de electrones que puede haber en un nivel de energía es igual a n2. IV. El subnivel , = 5, presentaría 11 orbitales. a) II y IV b) I y IV c) Solo I d) Solo III e) II y III 11. Para los subniveles 4s, 3d, 5p y 4f, ordenarlos de menor a mayor energía relativa. a) 3d, 4s, 4f, 5p b) 4s, 5p, 3d, 4f c) 3d, 4s, 5p, 4f d) 4s, 3d, 5p, 4f e) 5p, 3d, 4f, 4s 12. ¿Cuál de las siguientes combinaciones no presenta un orbital permitido? n
,
m
s
I.
3
0
1
-1/2
II.
2
2
0
+1/2
III.
4
3
-4
-1/2
IV.
5
2
2
+3/2
V.
2
2
-2
-1/2
a) Solo III d) II, IV y V
b) IV y V e) Todos
c) II, IV y V
13. Para la siguiente región: z
y
x II. Corresponde a un orbital principal. IV. El número magnético es -1, 0, +1
I. El valor de “n” puede ser: 1, 2, 3, 4, ... 3 III. El número azimutal es cero.
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Capítulo
07
Son correctas: a) I y II d) Todas
b) I y III e) Ninguna
c) I, III y IV
14. El máximo número de orbitales para n=3 es: a) 7 b) 8 d) 6 e) 16
c) 9
15. Indique lo correcto: I. El número cuántico azimutal indica la forma del orbital. II. El número espín indica el giro del electrón. III. Si: l= 3, entonces el subnivel es “d”. a) I b) I y III d) II y III e) II
c) I y II
16. Señale verdadero (V) o falso (F): I. Los electrones se distribuyen en orden creciente de la energía relativa de los subniveles. II. Los subniveles “degenerados” poseen igual energía relativa. III. La energía relativa de los subniveles es igual a la energía relativa de sus orbitales. a) VFV b) VVF c) FVV d) FFV e) VVV 17. ¿Cuál es el mínimo valor de “n”, si contiene los subniveles s, p, d? a) 1 b) 2 d) 4 e) 5
c) 3
18. ¿Cuál(es) de los probables números cuánticos es correcto? I. 3, 2, +1, -1/2 II. 4, 2, -3, +1/2 III. 2, 0, 0, -1/2 IV. 2, -1, 0, +1/2 a) I y III d) I,II y IV
b) I, II y III e) Todos
c) II y IV
19. En un universo en donde un nivel de energía puede presentar “n+1” subniveles, y donde el número cuántico magnético no puede tomar valores negativos para “ , +1” orbitales. ¿Cuántos electrones tiene como máximo en la capa “O”? a) 42 b) 21 c) 30 d) 28 e) 56 20. Señale las proposiciones falsas: I. El orbital [3,2,-1] puede ser tetralobular. II. [4, 1,-1, +1/2] y [4,1,-1,+1/2] representa a dos electrones apareados. III. El electrón [4,1,-1,+1/2] es más estable que el electrón [3,2,0,+1/2]. IV. A=[3,2,0,+1/2] y B=[3,2,+1,-1/2]. “A” está en un átomo y “B” en un átomo diferente. a) Solo III b) Solo II c) Solo I d) I y II e) II y IV
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Química
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Configuración electrónica
Configuración electrónica La forma como los electrones se distribuyen en los diferentes orbitales de un átomo es su configuración electrónica. La configuración electrónica más estable, o basal, de un átomo es aquella en la que los electrones están en los estados de energía más bajos posibles.
Principio de exclusión de Pauli Establece que dos electrones en un mismo átomo no pueden tener los mismos estados cuánticos, es decir, no pueden tener el mismo conjunto de números cuánticos. Por consiguiente, en un orbital atómico pueden existir como máximo dos electrones para lo cual deben tener espines opuestos.
1s 2s
2p
Principio de máxima multiplicidad de Hund
3s
3p
3d
4s
4p
4d
5s
5p
5d
6s
6p
6d
7s
7p
Establece que, al distribuir electrones en orbitales degenerados, se trata de tener el máximo número de electrones desapareados. Es decir, se debe poner un electrón en cada orbital siempre con el mismo espín, y si sobran electrones recién se puede comenzar el apareamiento.
Principio de Aufbau o de la construcción electrónica Este principio establece que los electrones se distribuyen en los orbitales por orden creciente de sus energías relativas. Es decir, primero se llenan los subniveles de menor energía relativa y así sucesivamente, conforme aumenta la energía relativa.
4f 5f
orden de llenado de los subniveles de energía
Energía relativa (E.R) E.R = n + ,
Subniveles n ,
E.R
3p 3 1 4 2s, 3p,
5s 4d 5 4 0 2 5 6 5s, 4d, 4f,
2s 2 0 2
4f 4 3 7
Aumento de la energía relativa
Aumento de la estabilidad
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Capítulo
08
Diagrama de orbitales
Configuración electrónica
Elemento
Z
H
1
P
1s1
He
2
P S
1s2
Li
3
P S
P
1s22s1
Be
4
P S
P S
1s22s2
B
5
P S
P S
P
C
6
P S
P S
P
1s
2s
2p
3p
1s22s22p1 1s22s22p2
P
Configuración electrónica de algunos elementos
Anomalías al principio de la construcción electrónica Se establece que algunas configuraciones como: Cr, Cu, Ag, Au, Mo, no pueden terminar en ns2(n–1)d4 ó ns2(n–1) d9. En estos casos, la configuración correcta es ns1(n–1)d5 ó ns2(n–1)d10. Esto es debido a que los orbitales ns y (n-1) d tienen valores de energía muy próximos y de esta manera tiende a haber más electrones desapareados. Veamos la configuración del 24Cr. •
En teoría 24Cr
•
Pero, en realidad es 24Cr
Paramagnetismo Los materiales paramagnéticos se caracterizan por tener una susceptibilidad magnética muy pequeña, debido a la presencia de electrones desapareados. Esto es así porque al aplicar un campo magnético externo, los momentos magnéticos atómicos varían, alineándose con el campo y reforzando ligeramente al campo magnético aplicado. Esta alineación es contrarrestada por el movimiento térmico que tiende a desorientar los dipolos magnéticos, razón por la cual, la imantación disminuye con la temperatura. Los materiales paramagnéticos son materiales atraídos por imanes; pero no se convierten en materiales permanentemente magnetizados.
Diamagnetismo En 1847 Michael Faraday descubrió que una muestra de bismuto era repelida por un imán potente. A este comportamiento le denominó diamagnetismo. Se trata de un efecto muy débil, difícil de medir, que presentan algunas sustancias tan comunes como, por ejemplo, el agua, el calcio, el magnesio, etc. Otra forma de explicar el diamagnetismo es a partir de la configuración electrónica de los átomos o de los sistemas moleculares. De esta forma, el comportamiento diamagnético lo presentan sistemas moleculares que contengan todos sus electrones sin excepción apareados, y los sistemas atómicos o iónicos que contengan orbitales completamente llenos. Es decir, los espines de los electrones del último nivel se encontrarán apareados. Los materiales diamagnéticos no son atraídos por imanes, son repelidos y no se convierten en imanes permanentes. Figura: Frente a un campo magnético las sustancias paramágnetica y diamágnetica se comportan:
N
S
S
N
Cr (Cromo) (Paramagnético)
Zn (Diamagnético)
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Química Ferromagnetismo El ferromagnetismo es el ordenamiento magnético de todos los momentos magnéticos de una muestra, en la misma dirección y sentido, resultando que el magnetismo puede llegar a ser hasta un millón de veces más intenso que el de una sustancia paramagnética simple.
HT
HT
Dominios magnéticos de un ferromagneto alineándose con un campo creciente. Los materiales ferromagnéticos son materiales que pueden ser magnetizados permanentemente por la aplicación de un campo magnético externo. Este campo externo puede ser tanto un imán natural o un electroimán. Son los principales materiales magnéticos, el hierro, el níquel, el cobalto y aleaciones de estos. Si la temperatura de un material ferromagnético es aumentada hasta un cierto punto, llamado temperatura de Curie, el material pierde abruptamente su magnetismo permanente y se vuelve paramagnético.
Problemas resueltos 01. Determinar la distribución electrónica del ión fluoruro 9F1– a) 1s22s22p5 b) 1s22s22p7 b) 1s22s12p6 c) 1s22s22p4
a) 1s22s22p6
Resolución Aplicando el principio de Aufbau: Para el ión fluoruro: –1 9F
10e–
=1s23s2p6 Rpta.: e
02. Si el número atómico del potasio, K, es 19, entonces la configuración electrónica que le corresponde es: a) 1s12s42p43s23p64s2 b) 1s22s22p63s23p64s3 c) 1s12s42p43s23p64s1 d) 1s22s22p63s23p64s1 e) 1s12s32p63s13p64s2
Resolución Por el principio de Aufbau, la configuración electrónica del potasio (Z= 19) es:
19K=
1s22s22p63s23p64s1 (Potasio)
(Entonces es calculado directamente) Rpta.: c
03. ¿Cuántos electrones no apareados habrá en un ión X2– con Z =14? a) 3 b) 1 d) 2 e) 4
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c) 0
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Capítulo
08
Resolución Se tiene el anión:
14X
2–
#e–=(total)= 16 Su configuración electrónica es: 1s2
2s2
2p6
3s2
3p4
c ∴ Se observa 2e– desapareados.
PS p
x
P
P
py p
z
m Rpta.: d
Practiquemos 01. Indique verdadero (V) o falso (F) con respecto a la zona extranuclear. I. El subnivel sharp se halla en todos los niveles de energía. II. Los subniveles están formados por orbitales. III. La capa M puede contener 11 electrones. IV. Un orbital del subnivel puede contener 6 electrones. a) VFVV b) VVVF d) FVVF e) FVVV
c) VFFV
02. La plata (Ag) es un elemento metálico utilizado en joyería. Si su carga nuclear es 47, determine la cantidad de electrones en su último nivel. a) 2 b) 1 c) 3 d) 4 e) 0 03. Determine la carga nuclear de un átomo que posee 16 electrones en la capa M. a) 28 b) 30 c) 32 d) 26 e) 24 04. La distribución electrónica es el ordenamiento de los elementos en las regiones de la zona extranuclear de un átomo. Si en la distribución electrónica de un átomo, la capa M tiene 5 electrones más que la capa L, determine su número másico si posee 30 partículas neutras. a) 56 b) 55 c) 57 d) 54 e) 58 05. Se tiene la configuración electrónica de algunos elementos. ¿Cuál de las siguientes notaciones está expresada la forma correcta? 2
2s 2
PS
PS
a)
8 O: 1s
c)
35Br: [18 Ar] 4s
e)
15 C,: [10 Ne] 3s
2p x 2p y 2p z 2
3d10 4p x2 4p y2 4p z1
2
PP
PP
b)
15 P : [10 Ne] 3s
d)
6 C: 1s
2
2
PS
P
3p x 3p y 3p z
2s 2 2px2
P
3p x 3p y 3p z
06. Determine el número de electrones en los subniveles “d” del átomo de 30Zn a) 10 b) 20 c) 30 d) 40 e) 50 07. Un átomo presenta 15 electrones en subniveles “p”; determinar el número atómico de dicho átomo. a) 15 b) 27 c) 31 d) 33 e) 35
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Química 08. Un átomo presenta 14 electrones en la capa “M”. Determine el número atómico. a) 26 b) 23 c) 25 d) 27 e) 29 09. Determine el número atómico de un átomo si contiene 11 electrones en la capa “M”. Hallar la carga nuclear. a) 21 b) 23 c) 25 d) 27 e) 29 10. La configuración electrónica de un átomo es 1s22s22p63s23p2; de acuerdo a esta configuración, señale la alternativa incorrecta: a) Presenta 3 niveles b) Presenta 5 subniveles c) Presenta 4 electrones en la última capa d) Su número atómico es 14 e) Todas son incorrectas 11. Determine la suma de electrones de los subniveles nítidos del átomo de cromo si contiene 52 nucleones y 28 neutrones. a) 2 b) 4 c) 6 d) 8 e) 7 12. Determine el número de electrones de la última capa del antimonio (Z= 51). a) 1 b) 2 c) 3 d) 5 e) 7 13. Si la configuración electrónica de un átomo termina en 3d 7, indique el número de orbitales llenos y semillenos, respectivamente. a) 3; 12 b) 12; 14 c) 13; 1 d) 11; 6 e) 12; 3 14. ¿Cuál es el máximo número de electrones que puede tener un átomo cuya configuración electrónica solo llega hasta el nivel 4? a) 36 b) 37 c) 40 d) 20 e) 50 15. Determine los electrones de la última capa del átomo de estroncio con 38 protones. a) 1 b) 2 c) 3 d) 4 e) 6
Tarea domiciliaria 01. Se quiere determinar los 4 números cuánticos del último electrón de un átomo neutro utilizando los siguientes datos: I. Número atómico II. Número de masa III. Número de neutrones a) Solo I d) I y II
b) Solo II e) Todos
c) Solo III
02. La configuración electrónica ordena los electrones en orden creciente de: a) Neutrones b) Protones d) Energía relativa e) Niveles de energía
c) Electrones
03. Para la distribución del cloro con 17 protones, se utilizó: a) 5 niveles b) 2 subniveles d) 3 subniveles e) 3 niveles
c) 15 electrones
04. ¿Cuántos subniveles están presentes en la distribución del arsénico con 75 nucleones y 42 neutrones? a) 5 b) 6 c) 7 d) 8 e) 4 05. Determinar los electrones de la última capa del átomo de estroncio con 38 protones. a) 1 b) 2 c) 3 d) 4 e) 6
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Capítulo
08
06. Determinar el número de electrones de la última capa del antimonio (Z= 51). a) 1 b) 2 c) 3 d) 5 e) 7 07. Determinar el número de electrones en los subniveles “d” del átomo de a) 10 b) 20 d) 40 e) 50
131 54Xe
. c) 30
08. Un átomo presenta 15 electrones en subniveles “p”, determinar el número atómico de dicho átomo. a) 15 b) 27 c) 31 d) 33 e) 35 09. Un átomo presenta 4 electrones en la capa “M”. Determinar el número atómico. a) 26 b) 28 c) 32 d) 34 e) 36 10. Determinar el número atómico de un átomo si contiene 11 electrones en la capa “M”. Hallar la carga nuclear. a) 21 b) 23 c) 25 d) 27 e) 29 11. La configuración electrónica de un átomo es: 1s 22s22p63s23p2; de acuerdo a esta configuración, señale la alternativa incorrecta: a) Presenta 3 niveles. b) Presenta 5 subniveles. c) Presenta 4 electrones en la última capa. d) Su número atómico es M. e) Todas son incorrectas. 12. El penúltimo electrón configurado contiene el siguiente estado cuántico: 4, 0, 0, +1/2. Determinar el número atómico. a) 18 b) 19 c) 20 d) 21 e) 22 13. La carga nuclear de un átomo neutro es igual a 1,44.10–18. ¿Cuántos electrones presenta en un último nivel? a) 2 b) 5 c) 7 d) 9 e) 3 14. El último electrón energético de un catión trivalente presenta el estado cuántico; (3, 2, 0, -1/2). Determinar los números cuánticos del electrón desapareado de su átomo estable. a) 4, 0, 0, +1/2 b) 3, 2, -1, -1/2 c) 3, 2, +1, +1/2 d) 3, 2, 2, -1/2 e) 4, 0, 0, -1/2 15. En la siguiente transmutación nuclear: 49Be (a, n° ) x , determinar la suma de los números cuánticos del último electrón configurado del átomo resultante. a) 2, 5 b) 3, 5 c) 4, 5 d) 5, 5 e) 6, 5 16. Decir verdadero o falso: I. El carbono (Z= 6) y el oxígeno (Z= 8) tienen el mismo número de electrones desapareados. II. En el cuarto nivel pueden existir 32 electrones. III. El Cu+ y el Cu2+ tienen el mismo Z. a) FVV b) VVF c) FVV d) VVV e) FVF 17. Se dan los siguientes elementos químicos: • A= 1s22s22p4
•
Indicar si las proposiciones son verdaderas o falsas. I. A y B son elementos distintos. II. A2– y B+ son especies isoelectrónicas. III. B+ es un isoelectrónico con (Ne). a) FFF b) VFF d) FVF e) VFV
B= 2s22s22p63s1
c) VVV
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Química
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Repaso
01. ¿Cuál de las proposiciones no fue establecida en la Teoría de John Dalton? a) La materia está formada por partículas pequeñas e invisibles llamadas átomos. b) Los cambios químicos se traducen en uniones o separaciones entre átomos. c) Todos los átomos de un mismo elemento poseen igual masa e idénticas propiedades. d) Los átomos de elementos diferentes tienen diferentes masas y propiedades. e) Los electrones giran alrededor de su núcleo central. 02. El modelo atómico denominado “Budín de pasas” fue propuesto por : a) Dalton b) Thomson c) Rutherford d) Bohr e) Sommerfield 03. El modelo del sistema planetario fue propuesto por : a) Thomson b) Rutherford d) Geiger e) Marsden
c) Chadwick
04. Rutherford provoca la incidencia de .................... sobre una lámina de oro determinando que la mayoría de estos .................... y sólo algunos eran desviados. a) Rayos alfa – chocaban b) Protones – no llegaban c) Rayos alfa – atravesaban d) Rayos beta – atravesaban e) Rayos gamma – atravesaban 05. Rutherford descubrió el .................... del átomo bombardeando a una lámina de oro con rayos alfa. a) Protón b) Neutrón c) Electrón d) Átomo e) Núcleo 06. Si n=4, ¿cuáles son los valores del número cuántico secundario? a) 0, 1, 2, 3, 4 b) 0, 1, 2 d) 0, 1, 2, 3, 4, 5 e) 1, 2, 3
c) 0, 1, 2, 3
07. Si n = 10. ¿Cuántos valores puede tomar el número cuántico azimutal? a) 8 b) 9 d) 11 e) 12
c) 10
08. ¿Qué valores puede tomar “l” para el sexto nivel? a) 0, 1, 2, 3, 4, 5, 6 b) 0, 1, 2, 3, 4, 5 d) 1, 2, 3, 4, 5 e) 0, 1, 2, 3, 4
c) 0, 1
09. ¿Cuál secuencia de números cuánticos es incorrecta? a) 3, 2, 0, +1/2 b) 2, 2, +1, -1/2 d) 3, 2, -1, -1/2 e) 4, 2, -1, -1/2
c) 1, 0, 0, +1/2
10. ¿Cuál de las siguientes alternativas es correcta con respecto a los números cuánticos? a) 2, 2, -1, -1/2 b) 1, 0, +1, -1/2 c) 3, 2, -3, -1/2 d) 2, 3, 0, +1/2 e) 4, 3, -2, +1/2 11. ¿Cuál de las siguientes series de números cuánticos es correcta? a) 2, 2, +1, +1/2 b) 1, -1, +1, +1/2 d) 2, 3, -1, -1/2 e) 3, 2, -2, -1/2
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c) 2, 0, +1, +1/2
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Capítulo
09
12. Según la mecánica cuántica del átomo, indicar la proposición incorrecta: a) El número cuántico principal condiciona el tamaño relativo del orbital. b) El máximo valor del número cuántico azimutal es igual al valor del nivel. c) El número cuántico magnético indica la orientación del orbital en el espacio. d) El número cuántico secundario está afiliado a la forma del orbital. e) Los valores que toma el número cuántico Spin son convencionales. 13. ¿Cuál de las siguientes combinaciones no representa un orbital permitido? I. 3, 0, 1, -1/2 II. 2, 2, 0, +1/2 IV. 5, 2, 2, +3/2 V. 2, 2, -2, -1/2 a) Solo III d) II, IV y V
b) IV y V e) todos
III. 4, 3, -4, -1/2 c) III, IV y V
14. La configuración electrónica del átomo de sodio con número atómico 11 y número de masa 23 es: a) 1s22s22p5 b) 1s22s22p63s23p64s23d3 c) 1s22s22p63s1 d) 1s22s22p63s2 3p1 e) 1s22s22p63s3 15. Si en el nivel “N” de un átomo hay 3 electrones. ¿Cuántos electrones tiene el átomo y cuántos en el nivel “M” ? a) 31 y 27 b) 31 y 18 c) 31 y 8 d) 23 y 8 e) 30 y 18
Tarea domiciliaria 01. El siguiente enunciado : “Suponemos que el átomo es una esfera de electrificación positiva uniforme en el cual se encuentran incrustadas partículas negativas”. Corresponde al modelo atómico de : a) Bohr b) Rutherford c) Thomson d) Bohr - Sommerfield e) Dalton 02. El modelo atómico en el que fue usada la teoría cuántica de Max fue propuesto por : a) Thomson b) Rutherford c) Chadwick d) Bohr e) Dalton 03. ¿Qué postulado no corresponde al modelo atómico de Rutherford? a) El núcleo tiene carga positiva. b) Todo átomo tiene un núcleo y electrones. c) En el núcleo está concentrada casi toda la masa del átomo. d) Los electrones fueron descubiertos girando alrededor del núcleo en orbitas. e) El átomo es prácticamente hueco. 04. ¿Qué relación existe entre las teorías de Thomson, Rutherford y Bohr? I. La existencia de niveles de energía II. La existencia del electrón III. La existencia de una carga positiva en el núcleo IV. La aplicación de la teoría cuántica en su análisis a) II y III b) Solo III d) I y IV e) Solo I 05. Para un nivel n = x. ¿Cuántos valores puede tomar l? a) x+1 b) x-1 2 d) x e) x2 - 1
c) Solo II
c) x
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Química 06. Ordene en forma creciente de energía a los subniveles 4s, 3d, 5p, 4f a) 4d, 4s, 4f, 5p b) 4s, 5p, 3d, 4f d) 4s,3d, 5p, 4f e) 4f, 5p, 3d, 4s
c) 3d, 4s, 5p, 4f
07. ¿Cuál de las alternativas corresponde al valor de l para:
a) 1 d) 5
b) 4 e) 3
c) 2
08. De las siguientes consideraciones acerca de los números cuánticos, indicar la correcta: a) El movimiento del electrón sobre su eje está representado por el número cuántico “l”. b) El número cuántico “n” puede tomar solamente los valores +1/2 y -1/2. c) Los valores que puede tomar el número cuántico “ml” es independiente del valor del número cuántico “l”. d) La probabilidad de encontrar un electrón en una zona determinada está dada por los números cuánticos n, l y ml. e) El movimiento del electrón sobre su propio eje está representado por el número cuántico “ml”. 09. ¿Cuál de las secuencias de números cuánticos es incorrecta? a) 3, 2, 0, +1/2 b) 5, 1, +1, -1/2 d) 3, 2, -3, -1/2 e) 4, 2, -1, +1/2
c) 1, 0, 0, +1/2
10. ¿Qué significa 4 d 5? a) Cinco orbitales “d” incompletos cuyos números cuánticos son n = 4 y l = 2. b) Cinco electrones que constituyen 3 orbitales “d” cuando n = 4. c) Cuatro orbitales “d” completos orientados según cinco valores de “n”. d) Cuatro electrones en los orbitales “d” cuando n = 4. e) 5 electrones en el nivel 4 y 4 orbitales en el nivel 5 11. Determinar los números cuánticos del último electrón de la notación 3p 4 . a) 3, 1, 0, - 1/2 b) 4, 1, -1, + 1/2 c) 3, 1, -1, -1/2 d) 3, 1, -1,+ 1/2 e) 3, 1, 0, +1/2 12. Determinar los números cuánticos del último electrón de la notación 4d 8. a) 4, 2, 0,+1/2 b) 4, 2,-1,-1/2 c) 4, 2, 0,-1/2 d) 4, 2,+1,-1/2 e) 4, 2,+2,-1/2 13. El número de neutrones de un átomo excede en 2 al número de protones. Si se sabe que el átomo tiene 5 electrones en el nivel N, hallar su número de masa. a) 66 b) 69 c) 67 d) 68 e) 70 14. La configuración electrónica: 1s22s22p63s23p4, corresponde al elemento: a) Carbono 126C
b) Nitrógeno 147N
32 d) Azufre 16 S
e) Cloro 36 17Cl
15. ¿Cuál de las siguientes estructuras electrónicas es incorrecta? a) 1s22s22p4 b) 1s22s22p63s2 d) 1s22s22p1 e) 1s22s23d1
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c) Oxígeno 168O
c) 1s22s22p63s1
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Capítulo
10
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Tabla periódica I
Ley periódica moderna de los elementos En 1914, H. Moseley, un joven físico que trabajaba con Rutherford, publicó los resultados de varios experimentos en los que bombardeó sucesivamente 42 elementos sólidos diferentes con rayos catódicos en un tubo al vacío, con el objeto de producir rayos X de diferentes longitudes de onda. Las frecuencias de los rayos X emitidos cuando los rayos catódicos golpean un ánodo metálico puro dependen del metal que forma el ánodo. Cada ánodo produce diversas frecuencias de rayos X. Moseley encontró que estas frecuencias varían en el orden en que los elementos metálicos aparecen en la tabla periódica. Con muy pocas excepciones, Moseley encontró que el número atómico aumenta en el mismo orden que la masa atómica. De esta manera se corrigieron las inconsistencias que presentaba el ordenamiento periódico de Mendeleiev.
Tubo de rayos catódicos que genera rayos X que utilizo Moseley
Rayos catódicos
Ánodo
Cátodo Rayos X
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Química
Nota Las propiedades de los elementos químicos es una función periódica de su carga nuclear (Z); varia en forma periódica. Como resultado del trabajo de Moseley, la Ley periódica actual puede expresarse de la siguiente manera: “ Las propiedades de los elementos son función periódica de sus números atómicos”. 1
1 H
2 He
2
3 4 Li Be
5 B
6 C
7 N
8 O
9 F
10 Ne
3
11 12 Na Mg
13 Al
14 Si
15 P
16 S
17 Cl
18 Ar
4
19 20 K Ca
21 Sc
22 Ti
23 V
5
37 38 Rb Sr
39 Y
40 Zr
41 42 Nb Mo
6
55 56 Cs Ba
71 Lu
72 73 Hf Ta
7
87 88 103 104 105 106 107 108 109 110 111 112 113 114 115 116 117 118 ** Fr Ra Lr Rf Db Sg Bh Hs Mt Ds Rg Cn Uut Uuq Uup Uuh Uus Uuo
*
Lantánidos *
24 25 Cr Mn 43 Tc
74 75 W Re
26 27 Fe Co
28 29 Ni Cu
30 Zn
31 Ga
32 Ge
33 As
34 Se
35 Br
36 Kr
44 45 Ru Rh
46 47 Pd Ag
48 Cd
49 In
50 Sn
51 Sb
52 Te
53 I
54 Xe
76 Os
78 79 Pt Au
80 Hg
81 Tl
82 Pb
83 Bi
84 Po
85 At
86 Rn
77 Ir
57 58 59 60 61 62 63 64 65 66 67 68 69 70 La Ce Pr Nd Pm Sm Eu Gd Tb Dy Ho Er Tm Yb
Actínidos ** 89 90 91 92 93 94 95
96 97 98 99 100 101 102 Ac Th Pa U Np Pu Am Cm Bk Cf Es Fm Md No
Alcalinos
Alcalinotérreos
Lantánidos
Actínidos
Metales de transición
Metales del bloque p
Semimetales
No metales
Halógenos
Gases nobles
La Tabla Periódica actual es el ordenamiento de los elementos químicos en forma creciente de sus números atómicos. Los periodos son sucesiones horizontales de elementos químicos. A lo largo de un periodo (de izquierda a derecha), aumenta el número atómico. En los elementos que pertenecen a un mismo periodo se obser va una variación gradual de sus propiedades químicas. La Tabla Periódica actual presenta 7 periodos. Los Grupos son sucesiones verticales de elementos químicos. Los elementos que pertenecen a un mismo grupo deberían presentar propiedades químicas similares, debido a que tienen el mismo número de electrones de valencia, en el mismo tipo de orbitales atómicos. Existen dos grandes familias de elementos químicos. Los elementos de la familia A se denominan elementos representativos o Típicos. Los elementos de la familia B se denominan elementos de transición .
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Capítulo
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I-A
H 1
s n s o ni l a c l a s el at e M
S
ELEMENTOS REPRESENTATIVOS
P
II-A
VIIII-A 1s 2 4
2
s n s o e r r é t s o n i l a c l a s e l a t e M
O
ELEMENTOS DE TRANSICIÓN
S O N E G Ó C L A C
d
2
6
p n s n : S O N E G Í F N A
5
p n 2 s n : S O N E G Ó L A H
p n 2 s n : S E L B O N S E S A G
ELEMENTOS DE TRANSICIÓN INTERNA 4f
LANTÁNIDOS o TIERRAS RARAS
5f
ACTÍNIDOS [Radiactivos] U [transuránidos (artificiales)]
f
Familia A a. Elementos representativos Está formado por los elementos que, en su configuración electrónica, terminan en un subnivel “s” o “p”.
ns2 npy
n: Periodo: Nivel más externo 2 +y: Grupo: suma de electrones
Grupo
Familia
Nivel externo
IA
Alcalinos*
ns1
IIA
Alcalinos térreos
ns2
IIIA
Térreos o Familia de Boro
ns2 np1
IVA
Familia del Carbono
ns2 np2
VA
Familia del Nitrógeno
ns2 np3
VIA
Anfígenos o calcógenos
ns2 np4
VIIA
Halógenos
ns2 np5
VIIIA
Gases nobles**
ns2 np6
(*) Excepto el Hidrógeno ( Z=1) cuya configuración electrónica es 1s1. (**) La configuración electrónica del Helio (Z=2) es 1s 2
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Química Familia B b. Elementos de transición Está formado por los elementos que en su configuración terminan en un subnivel “d”.
nsx (n-1)dy
n: Periodo: Nivel más externo x+y: Grupo: Suma de electrones del mayor nivel, más los electrones del subnivel “d” cuando tienen menos de 10 electrones. Si la suma anterior es más de 8, se considera grupo VIII–B
Principales grupos:
Grupo
Familia
Nivel externo
VIIIB
Elementos ferromagnéticos
Fe, Co, Ni
IB
Elementos de acuñación
ns1 (n-1)d10
IIB
Elementos puente
ns2 (n-1)d10
Metales de transición interna Las dos filas de la parte inferior de la tabla periódica se conocen como metales de transición interna.
Lantánidos Llamados también tierras raras, son elementos cuyos números atómicos están comprendidos entre 58 y 71. Estos elementos completan el llenado del subnivel 4f.
Actínidos Son elementos cuyos números atómicos están comprendidos entre 90 y 103. Estos elementos completan el llenado del subnivel 5f. Todos son radiactivos, y partir del uranio (transuránidos), todos son artificiales. Los lantánidos y los actínidos, cada una de estas familias tienen propiedades químicas tan similares que resulta difícil separarlos químicamente. A diferencia de los metales de transición, estos elementos son blandos y maleables.
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Capítulo
10
Propiedades generales de los metales y los no metales Metales •
• •
• • • •
No Metales
Son opacos a la luz y presentan brillo metálico; su coloración varía en tonalidades de gris, excepto el cobre que es rojizo y el oro que es amarillo. Los sólidos son maleables y dúctiles Son buenos conductores del calor y la electricidad. La plata es el mejor conductor de la electricidad, seguida del cobre y el oro. Tienden a oxidarse (son agentes reductores) para formar cationes. A 25°C son sólidos, excepto el mercurio, que es líquido a temperatura ambiente. Sus puntos de fusión y ebullición son variables desde relativamente bajos, hasta relativamente altos. Presentan elevadas densidades.
• • • • • • • •
• •
Los sólidos suelen ser quebradizos, con una escala de dureza variable. Son malos conductores del calor y la electricidad (buenos aislantes). Tienden a reducirse (agente oxidantes) para formar aniones. Los no metales tienen bajos puntos de fusión y ebullición. Sus estados de agregación a 25°C: Gases Monoatómicos: He Ne Ar Kr Xe Rn Diatómicos: H2 N2 O2 F2 C,2 Triatómicos: O3 Líquido Br2 El resto de los no metales son sólidos. Los no metales forman moléculas poliatómicas (O2 S8, Se8, F2, C,2 ), y se encuentran bajo diversas formas alotrópicas: el oxígeno se encuentra como O2 y O3, en la naturaleza; el carbono se encuentra como grafito y diamante.
Ubicación de los elementos: metálicos, no metálicos y semimetales.
N o m e t S e a l m e s i m e t a l e s
METALES
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s e l b o N s e s a G
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Química Problemas resueltos 01. El elemento X tiene número atómico 21, entonces está en el período la tabla periódica. a) 4; 5 b) 3; 5 d) 4; 2 e) 3; 3
y en el grupo
de
c) 4; 3
Resolución Configuración electrónica del elemento X +
21X
# electrones= 3 (grupo 3)
1s22s22p63s23p64s23d1 Máximo nivel (4to período) Rpta.: c
02. Las propiedades químicas del elemento con un número atómico igual a 11, son similares al elemento con número atómico igual a: a) 22 b) 6 c) 10 d) 18 e) 19
Resolución Lo que se busca es que los elementos presenten propiedades químicas muy parecidas, entonces estos deben ser de un mismo grupo, es decir, deben poseer el mismo número de electrones. Analizando la configuración electrónica del sodio (Z=11): 11Na: 1s22s22p63s1 (grupo IA)
Todos los elementos del grupo IA tendrán las mismas propiedades químicas (1s22s22p63s23p64s1); Z= 19 Rpta.: e
03. En la tabla periódica actual de los elementos químicos, estos se ordenan en forma creciente de: a) Su afinidad atómica b) Sus radios atómicos c) Sus pesos atómicos d) Sus números atómicos e) Sus electronegatividad
Resolución En 1913, el científico inglés Henry Moseley (1887 – 1915), luego de realizar trabajos de investigación con los rayos X generados por diversos metales (generalmente pesados), descubre la ley natural de los elementos que establece lo siguiente: “Las propiedades de los elementos químicos son una función periódica de su número atómico (Z); es decir, varían en forma sistemática con la carga nuclear” Por ello los elementos químicos se hallan ordenados en la tabla periódica en forma creciente a sus números atómicos. Rpta.: d
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Capítulo
10
Practiquemos 01. Un elemento se encuentra en el cuarto periodo y posee 6 electrones de valencia, entonces su número atómico es: a) 31 d) 34
b) 32 e) 35
c) 33
02. No es una propiedad de los no metales: a) Son malos conductores de la electricidad, a excepción de la forma alotrópica del carbono llamado “grafito”. b) Son buenos aislantes térmicos. c) No son maleables ni dúctiles. d) Forman óxidos básicos. e) Poseen baja densidad. 03. Un elemento se encuentra en el segundo periodo y tiene 7 electrones de valencia, entonces su número atómico es: a) S (Z= 16) d) Ne (Z= 10)
b) F (Z= 9) e) C (Z= 6)
c) Ar (Z= 18)
04. Cierto elemento ocupa el décimo cuarto lugar en la tabla Periódica. ¿En qué periodo y grupo de la Tabla Periódica se encuentra? a) 4 y IV A b) 3 y VII A c) 2 y II IA d) 4 y II A e) 3 y IV A 05. Indique a qué periodo y grupo de la Tabla Periódica pertenece el potasio (Z= 19) a) 5 y II A d) 3 y I A
b) 4 y I A e) 4 y V A
c) 2 y III A
06. Los elementos que presentan 7 electrones en su último nivel pertenecen a la familia de: a) Halógenos d) Alcalinos térreos
b) Gases nobles e) Anfígenos
c) Alcalinos
07. Para los alquimistas, el azufre tenía la cualidad de hacer combustible a una sustancia; en qué periodo y grupo de la Tabla se ubica este elemento si número atómico es 16. a) 2IV A d) 4III A
b) 4V A e) 5IV A
c) 3VI A
08. El yodo es un halógeno en estado sólido que posee la propiedad de sublimarse. ¿En qué grupo de la Tabla Periódica se puede ubicar? a) VII B d) VII A
b) VI A e) III B
c) V A
09. Determinar el periodo y grupo para el elemento con número atómico 13 (Z= 13) a) 4 y II A d) 3 y III A
b) 2 y IV A e) 1 y IV A
c) 3 y II A
10. Indique la familia a la cual pertenece el cloro (Z= 17) a) 3 y VII A d) 7 y II A
b) 4 y II A e) 3 y III A
c) 5 y VI A
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Química 11. Determinar el periodo para un elemento con número atómico 16 (Z= 16). a) 1 d) 4
b) 6 e) 3
c) 5
12. Determine el número atómico de un nitrogenoide del cuarto periodo. a) 42 d) 35
b) 39 e) 33
c) 31
13. Identificar verdadero (V) o falso (F) según corresponda: I. Los metales son dúctiles.
(
)
II. Los metales tienen la tendencia a ganar electrones.
(
)
III. Los gases nobles son monoatómicos.
(
)
a) VFV d) FFF
b) FVF e) VVV
c) VVF
14. Un átomo posee 13 electrones en el subnivel P. Hallar el grupo y periodo. a) V A, 4 d) III A, 5
b) V A, 3 e) I A, 4
c) III A, 4
b) Xe – F – Ne e) Sc – Or – I
c) Te – I – Os
15. Tres elementos no metálicos gaseosos: a) Ti – In – Ga d) Ca – Sc – Ti
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Capítulo
10
Tarea domiciliaria 01. Fue el químico alemán que en 1817 propuso el ordenamiento de los elementos que son semejantes en propiedades, de 3 en 3, a lo que denominó “Triadas”. a) Prout b) Newlands c) Dobereiner d) Moseley e) Chancourtois 02. Químico inglés que en 1865, ordenó los elementos químicos en grupos de 7 en 7, restando periodos en que el octavo elemento se parecía en propiedades al primero, el noveno al segundo, el décimo al tercero y así sucesivamente. a) Dobereiner b) Prout c) Newlands d) Berzelius e) Moseley 03. Indique la ubicación a la cual pertenece el cloro (Z= 17). a) 3 y VIIA b) 4 y IIA d) 7 y IIA e) 3 y IIIA
c) 5 y VIA
04. Determinar el periodo para un elemento con número atómico 16 (Z= 16). a) 1 b) 6 d) 4 e) 3
c) 5
05. Indique a qué periodo y grupo de la Tabla Periódica pertenece el potasio (Z= 19). a) 5 y IIA b) 4 y IA c) 2 y IIIA d) 3 y IA e) 4 y VA 06. Los elementos que presentan 6 electrones en su último nivel pertenecen a la familia de: a) Halógenos b) Gases nobles c) Alcalinos d) Alcalinos térreos e) Anfígenos 07. Para los alquimistas, el azufre tenía la cualidad de hacer combustible una sustancia, en qué periodo y grupo de la tabla se ubica este elemento si su número atómico es 16. a) 2: 14 b) 4: 15 c) 3: 16 d) 4: 13 e) 5: 14 08. El yodo es un halógeno en estado sólido que posee la propiedad de sublimarse. ¿En qué grupo de la Tabla Periódica se puede ubicar? a) 7 b) 16 c) 15 d) 17 e) 3 09. Determine el número atómico de un nitrogenoide del cuarto periodo. a) 42 b) 39 d) 35 e) 33
c) 31
10. No es un semimetal. a) B d) As
c) Ge
b) Si e) Cu
11. Los metales preciosos son aquellos que se utilizan en la joyería, tienen alto valor monetario. Señale cuáles son: a) Ag, Au, Cu b) Ag, Cu, Zn c) Cu, Sn, Ag d) Ag, Au, Pt e) Au, Cu, Ni 12. Un elemento químico posee dos isótopos cuyos números de masa suman 68 y presentan en total 38 neutrones. Señalar la posición del elemento en la Tabla Periódica. a) Periodo 3, grupo 15 b) Periodo 2, grupo 17 c) Periodo 4, grupo 15 d) Periodo 2, grupo 2 e) Periodo 5, grupo 13 82
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Química 13. No es una propiedad de los no metales. a) Son malos conductores de la electricidad, a excepción de la forma alotropía del carbono llamado “grafito”. b) Son buenos aislantes térmicos. c) No son maleables ni dúctiles. d) Forman óxidos básicos. e) Poseen baja densidad. 14. Un elemento se encuentra en el segundo periodo y tiene 7 electrones de valencia, entonces su número atómico es: a) S (Z= 16) b) F (Z= 9) c) Ar (Z= 18) d) Ne (Z= 10) e) C (Z= 6) 15. Si el ion G 1– es isolectrónico con un átomo anfígeno de periodo 4. Determinar el número de electrones del ion (G2O5)4–. a) 96 b) 100 c) 104 d) 110 e) 116 16. El ion (XO3)2– es isoelectrónico con el ion (BO 3)3–. Determinar la familia del elemento “X”. Datos: 5B 8O a) Alcalino b) Boroide c) Carbonoide d) Nitrogenoide e) Calcógeno 17. Marca lo verdadero (V) o lo falso (F). Un elemento que ésta en el quinto periodo y tiene tres orbitales semilleros y número atómico es mínimo entonces; se puede decir que: I. Pertenece al grupo 5. II. Es un elemento de transición. III. Su número atómico es 41. a) VVV b) VFF c) VVF d) FVF e) FFF 18. Se observa que un elemento tiene en su átomo más de 25 electrones, pero menos de 33 electrones; si pertenece al grupo IIB, determine a cuál periodo pertenece el elemento. a) Cuarto b) Tercero c) Quinto d) Primero e) Sexto 19. Un cachimbo estudia la tabla periódica y observa que a un elemento le falta un dato: su número atómico. Calcula el número atómico del elemento ubicado en el quinto periodo del grupo VIIA. a) 84 b) 61 c) 21 d) 53 e) 68 20. Si un catión dipositivo tiene en su estructura atómica 48 electrones, luego el elemento que dio origen a dicho catión, ¿en qué grupo de la tabla periódica se encuentra? a) Grupo IIA b) Grupo IIB c) Grupo VA d) Grupo IVA e) Grupo IIIB
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Capítulo
11
11
Tabla periódica II
Tendencia periódica Radios atómicos: volumen atómico Los átomos fronteras que fijen su tamaño. No obstante, los científicos se han valido de diversos medios para estimar el radio de un átomo, lo que denominan radio atómico. Uno de los métodos más comunes para determinar los radios (metales) es considerar a los átomos como esferas que tienen empaquetamiento compacto.
Radio atómico =
d 2
d se determina por difracción de rayos X El radio atómico es una medida relativa del tamaño que tendría el átomo si fuera una esfera maciza. Dentro de cada grupo, el radio atómico aumenta de arriba hacia abajo debido a que, a medida que descendemos por una columna de elementos, el número cuántico principal corresponde al nivel de valencia aumenta. -
+
aumenta RADIO ATÓMICO
-
+ Al movernos horizontalmente (de izquierda a derecha) a lo largo de un periodo, la carga nuclear efectiva aumenta. La carga nuclear efectiva es la capa positiva neta que experimenta un electrón en un átomo con muchos electrones. Esta carga no es la carga nuclear completa (carga de todos los protones) porque hay cierto apantallamiento del núcleo por otros electrones internos. Al aumentar la carga nuclear efectiva, los electrones son atraídos más cerca del núcleo. Es por esto que el radio atómico disminuye conforme nos movemos de izquierda a derecha a lo largo de un periodo.
Radios iónicos Los iones cargados positivamente (cationes) son siempre más pequeños que los átomos neutros de los cuales se forma. r : Según el tamano
)
Na 2 Na1 + Ca 2 Ca2 +
Los iones simples cargados negativamente (aniones) son siempre más grandes que los átomos neutros de los cuales se forman.
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Química
r : Según el tamano
)
Cl 1 Cl1 S 1 S2 -
-
En series isoelectrónicas, los radios iónicos, disminuyen al aumentar la carga nuclear. Según el tamaño: 19K 1+ < 18 Ar < 17Cl1- < 16S2-
Energía o potencial de ionización La primera energía de ionización es la mínima energía requerida para extraer al electrón más débilmente unido a un átomo neutro y gaseoso en su estado basal para convertirlo en un catión de carga (+1). Na^ gh + 495, 9kJ " Na^ gh+ + 1e Pr oceso endotérmico E .I .1 = 495, 9kJ / mol
La segunda energía de ionización es la energía requerida para extraer al segundo electrón más débilmente unido al catión formado anteriormente. 1+
-
Na^ gh + 4500kJ " Na^ gh2 + + 1e Pr oceso endotérmico E .I 2 = 4500kJ mol
La energía de ionización es una medida de cuán fuertemente están unidos los electrones a un átomo. La ionización siempre requiere energía para separar electrón de la fuerza atractiva del núcleo. Al extraer electrones adicionales requiere de la adición de más energía, así: E.I.1 < E.I.2 < E.I.3
He>EI +
-
POTENCIAL DE IONIZACIÓN aumenta
+ -
Afinidad electrónica Es el cambio de energía cuando un átomo neutro, gaseoso y aislado se le añade un electrón para formar un anión de carga (-1) -
-
Cl^ g h + e " Cl^ gh
+
349kJ
Pr oceso exotérmico A.E .
= -
349kJ mol
Be^ gh + e - + 241kJ " Be^ ghPr oceso endot érmico A .E . = + 241kJ mol
Los elementos con afinidad electrónica muy negativas ganan fácilmente electrones para formar iones negativos (aniones). Por diversas razones la variación de las afinidades electrónicas no son regulares. La tendencia general en un periodo es de aumento a medida que aumenta el número atómico; es decir, de izquierda a derecha. En un grupo la afinidad electrónica aumenta conforme disminuye el número atómico; es decir, de abajo hacia ar riba.
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Capítulo
11
+
-
AFINIDAD ELECTRÓNICA aumenta
+
-
Electronegatividad La Electronegatividad es la capacidad de un átomo en una molécula para atraer electrones de enlace hacia sí mismo. Cuando mayor sea la electronegatividad de un átomo, mayor será su capacidad para atraer electrones. La electronegatividad de un átomo en una molécula está relacionada con su energía de ionización y su afinidad electrónica, que son propiedades de átomos aislados. La energía de ionización mide la fuerza con que un átomo atrae electrones adicionales. La electronegatividad es un concepto relativo en el sentido de que la electronegatividad de un elemento sólo se puede medir con respecto a las electronegatividades de otros elementos. La primera noción de electronegatividad, y la de más amplio uso, fue desarrollada por el químico estadounidense Linus Pauling (1903-1994), quien basó su escala en datos termodinámicos. El flúor es el elemento más electronegativo, con una electronegatividad de 4. Los mínimos valores de electronegatividad corresponden al cesio y al francio. La electronegatividad aumenta en un período a medida que aumenta el número atómico. En un grupo, la electronegatividad aumenta cuando disminuye el número atómico.
+
-
ELECTRONEGATIVIDAD aumenta
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+
-
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Química Problemas resueltos 01. Referente a las propiedades periódicas de los elementos, indicar cuál de las siguientes proposiciones es falsa: a) Los seis miembros del grupo de los gases nobles se caracterizan por su inactividad química. b) Los cuatro primeros miembros de la familia de los halógenos son los no metales más activos químicamente c) El grupo de los metales alcalinos es el más activo entre todos los metales. d) Los elementos electropositivos están a la derecha de la Tabla Periódica y los electronegativos a la izquierda. e) La valencia principal de los elementos alcalino térreos es +2.
Resolución Los elementos electropositivos son los metales y ellos se ubican en el lado izquierdo de la Tabla Periódica. • Los elementos electronegativos son los no metales y ellos se ubican en el lado derecho de la Tabla Periódica. •
Rpta.: d
02. ¿Cuales son los tamaños relativos entre los pares de especies siguientes?
Cl–, Cl y K, K+ a) Cl–= Cl y K + > K d) Cl–> Cl y K + < K
b) Cl–> Cl y K += K e) Cl–> Cl y K +> K
c) Cl–< Cl y K +>K
Resolución Según la teoría de Jolues: •
“Un anión tendrá un radio mayor que el átomo respectivo”.
•
“Un catión tendrá un radio menor que el átomo respectivo”.
Luego: Cl–1 > Cl y K + < K Rpta.: d
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Capítulo
11
03. Ordenen los siguientes enlaces en orden creciente de sus porcentajes de carácter iónico I. Li – Cl II. Na – Cl III. B – Cl IV. C – Cl Datos: Li (Z= 3); Na (Z= 11); B (Z= 5); C (Z= 6) a) I – II – III – IV b) II – I – III – IV d) III – IV – II – I e) IV – III – I – II
c) III – IV – I – II
Resolución El porcentaje de carácter iónico (%C.I.) está en función de la diferencia de electronegatividades (D E.N.) . N . E a t n e m u A
BC
Li Na
Cl
Aumenta E.N.
Electronegatividad (E.N): Es la capacidad que tiene un átomo para ganar electrones de otro átomo, donde Linus Pauling determinó escalas de E.N. que varían de 0,7 al 4 Donde: A mayor D E.N., mayor (%C.I.) D E.N.
E.N.
Na
Li
Cl
C
B
0,9
1,0
3,0
2,5
2,0
I. II. III. IV.
Li – Cl Na – Cl B – Cl C – Cl
2,0 2,1 1,0 0,5
Orden creciente: IV, III, I, II Rpta.: e
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Química Practiquemos 01. Indique el elemento menos electronegativo: a) O b) N d) Na e) Cl
c) Si
02. ¿Cuál es el halógeno que presenta mayor afinidad electrónica? a) Cl b) Br c) I d) At e) Todos tienen igual afinidad electrónica 03. ¿Quién tiene mayor radio atómico? 11X, 12 Y o 14Z
a) Z d) X e Y
b) X e) Todos tienen igual radio
c) Y
04. Si la flecha ( $ ) indica disminución. ¿Qué propiedad periódica representa la gráfica?
a) Afinidad electrónica d) Radio covalente
b) Radio atómico e) a y b
c) Carácter metálico
05. Es la energía que se le debe suministrar a un átomo en fase gaseosa para arrancarle un electrón de más alta energía. a) Afinidad electrónica b) Energía de ionización c) Electronegatividad d) Conductividad eléctrica e) Carácter metálico 06. El fluor en la escala de Pauling presenta un valor de: a) 4 b) 3.5 d) 2 e) 1
c) 5
07. ¿Qué propiedad disminuye en el mismo sentido que disminuye el número atómico? a) Afinidad electrónica b) Radio atómica c) Electronegatividad d) Carácter no metálico e) N.A. 08. Indique la pareja que contenga al elemento más electronegativo y al más electropositivo. a) F y Na b) Cl y Li c) Cl y Cs d) F y Cs e) F y H 09. Es la capacidad del átomo para atraer electrones de enlace cuando realiza interacciones químicas: a) Carácter metálico b) Radio iónico c) Afinidad electrónica d) Energía de ionización e) Electronegatividad 10. Se tiene los elementos: 11X, 12 Y, 14Z; indicar la alternativa incorrecta: a) X es el más electropositivo. c) X representa mayor radio atómico. e) “Z” necesita mayor energía de ionización.
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b) Z es el más electronegativo. d) “X” necesita mayor energía de ionización.
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Capítulo
11
11. ¿Cuál o cuáles de los gráficos indica de manera no correcta la tendencia general de las propiedades periódicas si la dirección de las flechas indica aumento?
I.
Energía de ionización
II.
Radio Atómico
III. a) I y III d) II
Carácter metálico
b) III e) I y II
c) Ninguno
12. ¿Qué propiedad disminuye en el mismo sentido que disminuye el número atómico en un grupo? a) Afinidad electrónica b) Volumen atómico c) Electronegatividad d) Carácter no metálico e) Potencial de ionización 13. ¿Qué propiedad aumenta en el mismo sentido que disminuye el número atómico en un periodo? a) Carácter no metálico b) Electronegatividad c) Volumen atómico d) Potencial de ionización e) Afinidad Electrónica 14. ¿Qué elemento presenta la mayor electronegatividad? a) 19K b) 20Ca d) 4Be e) 37Rb
c)
55Cs
15. ¿Qué elemento presenta mayor potencial de ionización? a) 9F b) 19K d) 20Ca e) 8O
c)
17Cl
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Química Tarea domiciliaria 01. Indique a que periodo y grupo de la tabla pertenece el 18 Ar. a) 2 y VIIA b) 3 y VIIIA d) 4 y VIIIA e) 5 y IIA
c) 3 y VIA
02. Indique el período y grupo al que pertenece el Galio (Z= 31). a) 3 y IVA b) 4 y IIIA d) 5 y IVA e) 4 y VIIA
c) 3 y IIA
03. Presentan 8 electrones en su último nivel: a) Térreos o Boroides b) Gases Nobles (excepto He) d) Carbonoides e) Nitrogenoides
c) Halógenos
04. Determine el Número Atómico de un Alcalino Térreo del cuarto periodo. a) 20 b) 22 d) 16 e) 24
c) 18
05. Indique al elemento de mayor carácter no metálico. a) 31Ga b) 32Ge d) 34Se e) 35Br
c)
06. Indique el elemento menos electronegativo a) O b) N d) Na e) Cl
c) Si
07. ¿Cuál es el halógeno que presenta mayor afinidad electrónica? a) Cl b) Br d) At e) Todos tienen igual A.E
c) I
33 As
08. Quién tiene mayor radio atómico: 11X, 12 Y, 14Z
a) Z d) X e Y
b) X e) Todos tienen igual radio
c) Y
09. Si la flecha ( $ ) indica disminución ¿Qué propiedad periódica representa la gráfica?
a) Afinidad electrónica d) Radio covalente
b) Radio atómico e) a y b
c) Carácter metálico
10. Es la energía que se le debe suministrar a un átomo en fase gaseosa para arrancarle un electrón de más alta energía. a) Afinidad electrónica b) Energía de ionización c) Electronegatividad d) Conductividad eléctrica e) Carácter metálico
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Capítulo
11
11. Indique la proposición incorrecta: a) El radio de un anión es mayor al radio del átomo neutro. b) La afinidad electrónica es la energía absorbida o liberada por un átomo en fase gaseosa cuando acepta un electrón. c) Los no metales tienen la característica de ganar electrones. d) La electronegatividad es la capacidad del átomo para atraer electrones de enlace cuando realiza interacciones químicas. e) Todas son incorrectas. 12. Indique el elemento de mayor radio atómico. a) F b) Br d) I e) Todos tienen igual radio
c) Cl
13. Ordene de menor a mayor radio atómico : Si, S, P, Al a) Si, P, Al, S b) S, P,Si, Al d) Al, P, S, Si e) S. P, Al, Si
c) Al, Si, P, S
14. Un átomo de un elemento “X” que pertenece al grupo IA se ioniza con otro átomo de un elemento “Y” del grupo VIA. ¿Qué compuesto es el que puede formar? a) XY b) X2 Y c) XY2 d) X2 Y3 e) X3 Y4 15. Indicar el periodo y grupo donde se encuentra el siguiente elemento. E - 88 (Z= 38) a) 4to; IIB b) 5to ,IA d) 5to; IIA e) 4to; VIA
c) 4to; IIB
16. La configuración electrónica simplificada de un elemento que se halla en el 4º periodo y grupo 1 es: a) [He] 2S22P6 b) [He] 3S23P64S1 c) [Ar] 4S1 d) [Ne] 3S2 e) [Ne] 3S23P4 17. A qué familia pertenece el elemento cuyo ión bipositivo presenta los siguientes números cuánticos para su último electrón: (4,1, 0, -1/2) a) Halógeno b) Alcalino c) Anfígeno d) Boroide e) Gas noble 18. Si el ión R+2 tiene igual cantidad de electrones con un elemento halógeno del periodo 5. Hallar el número atómico del átomo R. a) 65 b) 60 c) 55 d) 50 e) 45
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Química
12
Enlace químico I
Definición Mientras que sólo hay alrededor de 114 elementos catalogados en la tabla periódica, obviamente hay más sustancias en la naturaleza que los 114 elementos puros. Esto es, porque los átomos pueden reaccionar unos con otros para formar nuevas sustancias denominadas compuestos. Un enlace químico se forma cuando dos o más átomos se enlazan fuertemente por interacción de sus electrones de valencia, cada uno en la búsqueda de mayor estabilidad química (proceso exotérmico). El compuesto que resulta de este enlace es química y físicamente único y diferente de sus átomos originarios.
Notación de Lewis Es la representación abreviada de los átomos de elementos representativos, considerando solamente sus electrones de valencia, ya que son los únicos que determinan la química del mismo. Se utiliza el símbolo del elemento para designar la parte interna del mismo (kernel), y los electrones de valencia se representan alrededor del mismo, mediante puntos o aspas.
IA
IIA
IIIA
IVA
VA
VIA
VIIA
A
A
A
A
A
A
A
A
Na
Ca
Al
C
N
O
Cl
Ne
(*) Excepto el Helio cuya notación de Lewis es
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VIIIA (*)
He
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Capítulo
12
Regla del octeto Cuando se forman las uniones químicas entre átomos de elementos representativos, cada uno de ellos adquiere la estructura electrónica del gas noble más cercano, quedando el último nivel de energía de cada uno de éstos átomos con ocho electrones, excepto los átomos que se encuentran cerca del Helio, que completan su último nivel con sólo dos electrones. Se aclara que esta regla presenta muchas excepciones y sólo se utiliza con fines didácticos.
Enlace interatómico a. Enlace iónico Fue propuesto por W. Kossel en 1916 y es el resultado de la transferencia de uno o más electrones de un átomo o grupo de átomos a otro generando un ión positivo (catión) y un ión negativo (anión), los cuales se mantienen unidos debido a una atracción electrostática. Este tipo de enlace se produce con mayor facilidad entre los elementos metálicos y no metálicos, dado que los primeros poseen baja energía de ionización y por lo tanto pierden electrones con facilidad mientras que los no metales tienen alta afinidad electrónica y tienden a ganar electrones. ×
Na +
Cl
× – + × 1– (Na)+ * * * ( Cl ) < > Na , [ Cl ]
Una condición necesaria, pero no suficiente para que se dé el enlace iónico es que la diferencia de electronegatividades entre los átomos implicados sea mayor o igual a 1,7.
Obs: Los compuestos iónicos no forman moléculas Cristal de NaCl
b. Enlace covalente Desde un punto de vista clásico, implica la compartición de pares de electrones entre átomos cuya diferencia de electronegatividades es menor a 1,7; en la búsqueda cada uno de mayor estabilidad química.
Clasificación de los enlaces covalentes a. Por la polaridad del enlace
Covalente apolar Covalente polar
T E.N. = 0
A – A
0 < T E.N . < 1 .7 . (*)
A – B
(*) Este rango sólo permite ayudarnos a establecer si el enlace es o no covalente polar; sin embargo, no debe tomarse como una regla absoluta para determinar si un enlace es covalente polar o no. Por ejemplo: en el enlace (H – F) la diferencia de electronegatividad es 1.9. Debería esperarse un enlace iónico; pero el enlace es covalente polar.
b. Por el origen de los electrones compartidos
Covalente normal
Covalente dativo o coordinado
AוB
A — A
וB Aו
A B
וB Aו ו
A B
A •• B
A$B
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Química c. Por el número de pares electrónicos compartidos Covalente normal
Simple
A
Covalente dativo
A
Enlace Doble
s s
B B
π
A
Múltiple
σ
B
π
Enlace triple
A
σ π
B
Enlace covalente apolar Se produce por una compartición simétrica de los pares electrónicos de los átomos enlazados. Todos los enlaces covalentes en moléculas diatómicas homonucleares son apolares. × × ×
× × ×
× × ×
× × ×
Cl ו Cl
× ×
O
× ×
× ×
Cl — Cl
× ×
O
ו ו
O —— O
× ×
×
ו N N ו ו
×
N
— — —
N
Enlace covalente polar Se produce por una compartición desigual de los pares electrónicos entre los átomos unidos por enlace covalente. La separación de cargas en un enlace covalente polar crea un dipolo eléctrico δ+
δ:
-
δ
:
δ+ H
Cl
∝! 0
Propiedades generales de los compuestos iónicos y covalentes Compuestos iónicos • • • • • • • •
Son sólidos con elevado punto de fusión (típicamente mayor a 400°C). Muchos son solubles en solventes polares como el agua. La mayoría son insolubles en solventes apolares como el benceno: C6H6 Los compuestos fundidos y en disolución acuosa conducen bien la electricidad debido a que tienen partículas cargadas en movimiento (iones). En fase sólida no conducen la electricidad. Poseen un ordenamiento regular de iones positivos y negativos dispuestos en for ma de red cristalina iónica. Generalmente, involucran a metales alcalinos y alcalinos térreos (excepto el berilio) y no metales tales como los halógenos o calcógenos. No existen moléculas separadas (discretas) de sustancias iónicas; por eso, nos referimos a ellas como unidades fórmula y no como fórmulas moleculares.
Compuestos covalentes • • • • •
Son gases, líquidos o sólidos con bajos puntos de fusión (típicamente menor de 300°C). Muchos son insolubles en solventes polares como el agua. La mayoría son solubles en solventes apolares como el benceno: C6H6 Los compuestos fundidos y líquidos no conducen la electricidad. Las disoluciones acuosas son habitualmente malas conductoras eléctricas.
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Capítulo
12
Sus unidades químicas son moléculas. • Típicamente se producen entre elementos no metálicos o cuya diferencia de electronegatividad sea menor que 1,7. •
Resonancia Cuando utilizamos para el ozono las reglas habituales de las estructuras de Lewis, nos encontramos con dos posibilidades.
O
O
O
O
o
O
O
Pero hay algo equivocado en las dos estructuras. Ambas indican que un enlace oxígeno-oxígeno es simple y el otro doble. Sin embargo, la evidencia experimental indica que los dos enlaces oxígeno-oxígeno son iguales; ambos de
O
H
O
H , el enlace simple O — O es mayor O . Los enlaces en el que la longitud de 120,74 pm del doble enlace en la molécula de oxígeno diatómico, O 147,5 pm. En la molécula de peróxido de hidrógeno
ozono son enlaces intermedios entre un enlace doble y uno simple. El problema se resuelve si se dice que la verdadera estructura de Lewis del O 3 no es ninguna de las dos propuestas, sino una combinación o híbrido de ambas, algo que podemos representar como:
O O
O
"
O
"
*
O
O
Cuando pueden escribirse dos o más estructuras de Lewis aceptables para una especie química, se dice que existe resonancia. La estructura verdadera es un híbrido de resonancia de las posibles estructuras contribuyentes. Las estructuras aceptables que contribuyen al híbrido de resonancia deben tener todas el mismo esqueleto, solamente pueden diferir en la distribución de los electrones dentro de la estructura.
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Química Problemas resueltos 01. ¿Cuáles de los siguientes elementos formarán moléculas diatómicas con enlaces covalentes? I. H II. He III. Br IV. Hg Número atómico (Z): H= 1; He= 2; Br= 35; Hg= 80 a) I y II b) I y III d) I; III y IV e) Todos
c) II; III y IV
Resolución H es un gas diatómico (H2) • He es un gas noble monoatómico (He) • Br es un no metal diatómico (Br2) • Hg es un metal monoatómico (Hg) •
Rpta.: b
02. Con respecto a las sustancias N 2 y MgO, indicar la afirmación incorrecta. a) En N2 tiene enlace covalente triple y el MgO enlace iónico. b) Todos los átomos de las dos especies cumplen con la regla del octeto. c) Ambas moléculas tienen enlaces iónicos. d) En condiciones comunes el N2 se encuentra en estado gaseoso y el MgO en estado sólido. e) El N2 no reacciona con el agua y el MgO si.
Resolución Analizando las alternativas: a) La estructura del N2:
N
x x x
N
x x
o
N
/
N
(Enlace covalente triple)
La estructura de MgO Mg2– [
O
]2–
(Enlace iónico)
b) Todas las estructuras anteriores como el N, Mg2+ y O2– cumplen el octeto electrónico. c) De la Alternativa A sabemos que el N2 tiene enlace covalente triple. d) En condiciones ambientales, el N2 es un gas y el MgO (Oxido de magnesio) es sólido. e) El N2 no reacciona con el H 2O y el MgO reacciona con el H 2O formando Mg(OH)2 De todas las alternativas la c es incorrecta. Rpta.: c
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Capítulo
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03. ¿Cuál(es) de las siguientes moléculas tienen momento dipolar diferente de cero? I. CO2 II. H2O III. SO2 Elemento Electronegatividad
O 3,5
C 2,5
a) I, II d) Solo III
S 2,5
b) II, III e) Solo IV
IV. CH4 H 2,1
c) III, IV
Resolución El momento dipolar mide la polaridad de una molécula. H2O: E(H)< E(O) x
δ+
x
H xO x
x x
δ-
H Como los centros (+) y (-) no coinciden, la molécula es polar y MD ! 0 -δ
δ+
δ+
SO2: E(S) < E(O) x
x
x
Ox x S
x
x
x
Ox
x
x x
O= S
O
O= S
O
Las únicas moléculas polares son H2O y SO2, por lo tanto tienen momento dipolar diferente de cero. Rpta.: b
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Química Practiquemos 01. Con respecto al enlace químico, químico, indique la alternativa correcta. a) Los átomos al enlazarse enlazarse cambian su identidad. identidad. b) Se absorbe energía en su formación. c) Se adquiere menos estabilidad. d) Explican las propiedades físicas y químicas de las sustancias. e) Solo se da entre moléculas. 02. Respecto a los factores que influyen en la formación de un enlace; indique verdadero (V) o falso (F). I. Los metales son mas electronegativos que los no metales. II. Todos los electrones de valencia participan en un enlace químico. químico. III. El plomo (Z= 82) presenta 4 electrones de valencia. a) FFV b) FFF c) VVF d) VFV e) VFF
03. Un átomo posee solo 3 niveles y la siguiente notación Lewis a) S (Z= 16) b) F (Z= 9) d) P (Z= 15) e) Br (Z= 35)
A
04. Respecto al enlace iónico, iónico, indique las proposiciones incorrectas. I. Se produce entre no metales. II. Hay transferencia de electrones. III. Es unidireccional unidireccional en sus interacciones. interacciones. IV. IV. Se forman forma n cationes y aniones. aniones . a) I y II b) II y IV d) solo III e) II, III y IV 05. ¿Cuál de los compuestos no es iónico? a) CaSO4 b) HNO3 d) Ca3(PO4)2 e) KClO4
, ¿a qué elemento pertenece dicho átomo? c) CI (Z= 17)
c) I y III
c) NH4NO3
06. Determine la suma de los electrones transferidos en los siguientes compuestos: I. CaO II. Al2O3 a) 5 b) 8 c) 6 d) 10 e) 7 07. En los compuestos iónicos se transfieren electrones para la formación de cationes y aniones, ¿qué compuesto presenta mayor número de electrones transferidos? a) NaCl b) CaCl2 c) AlF3 d) NH4Cl e) LiCl 08. Indique la estructura Lewis del óxido de sodio (Na 2O) Na a)
O b) [
Na
d) [Na]+2 [
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O
]2–
O
]-2 2[Na]1–
e) [Na]+1 2[
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O
Na c)
O Na
]1–
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Capítulo
12
09. Determine la fórmula fór mula química del compuesto que se obtiene combinación de un elemento X con 6 electrones en los subniveles sharp y otro elemento Y con carga nuclear 17. a) X2 Y3 b) XY5 c) XY d) XY2 e) XY4 10. Indique qué compuesto no es considerado iónico. a) CaCl2 b) KOH d) BeF2 e) NaNO3
c) MgO
11. ¿Cuántos enlaces covalentes hay en 3 moléculas de agua? a) 4 b) 6 d) 2 e) 3
c) 7
12. La estructura siguiente:
H
H
C
H
C
H Corresponde al: a) C2H6 d) CH3
H H
b) C2H2 e) C3H6
c) C2H4
13. Señalar el total de enlaces sigma en la estructura:
O
O N O N O
O a) 2 d) 3
b) 4 e) 7
c) 6
14. ¿Cuántos enlaces dativos presenta el SO3? S (Z= 16) a) 1 d) 0
O (Z= 8)
b) 2 e) 4
c) 3
15. ¿Qué estructura posee enlace iónico? a) CO2 b) N2 d) KCI e) H2O
c) H2
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Química Tarea domiciliaria 01. La siguiente especie: especie: 27zE presenta 14 neutrones. ¿Cuál es su diagrama de Lewis a) d)
E E
b)
E
e)
E
c)
E
02. Indique la familia del Cesio, si se considera como el átomo más Electropositivo Cs a) Halógeno b) Térreo c) Alcalino d) Carbonoide e) Nitrogenoide 03. Para un anfígeno del cuatro periodo. Hallar su estructura Lewis. a) d)
X X
b)
X
e)
A
c)
04. El compuesto con carácter iónico es: a) CO b) C6H6 d) BeCl2 e) NaCl
X
c) NH3
05. El átomo X presenta 17 protones. ¿Cuántos electrones de valencia presenta X? a) 5 b) 6 c) 7 d) 4 e) 3 06. Indique la alternativa incorrecta: a) H2SO4 presenta enlace dativo. d) N2 presenta enlace triple.
b) CO2 presenta enlace doble. e) HNO3 presenta enlace simple.
07. ¿Cuántos enlaces covalentes hay en 3 moléculas de agua? a) 4 b) 6 d) 2 e) 3
c) O2 presenta enlace simple.
c) 7
08. ¿Cuál o cuáles de las proposiciones son correctas con respecto al enlace iónico? I. Hay transferencia de electrones de un átomo otro. II. La diferencia de electronegatividad electronegatividad de los átomos participantes es generalmente generalmente mayor o igual igual a 1,7. III. Generalmente está está formado por un metal y un no metal. a) Solo I b) I y III c) I y II d) II y III e) Todos 09. Los compuestos iónicos se caracterizan por: a) Dis Disuel ueltos tos en agua agua no conduc conducen en la corrient corrientee eléctr eléctrica ica.. c) SSeer moléculas polares e) Presentar carbono
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b) En estado estado sólido sólido forman forman redes redes cristalina cristalinass d) Ser apolares
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Capítulo
12
10. Para hallar los electrones de valencia de un átomo X que tiene 2 isótopos, se tiene los datos: I. La suma de los números de masa de los 2 isótopos es es 138. II. Los 2 isótopos presentan presentan 70 neutrones neutrones en en total. III. El elemento elemento es un metal. a) Sólo I es suficiente b) Sólo II es suficiente c) I y II son necesarios d) I y III son necesarios e) Todos son necesarios 11. En los siguientes enlaces, indique el enlace con mayor polaridad. Dato: EN(H= 2,1; F= 4,0; 4,0; B= 2,0 ; O= 3,5; Cl= 3,0; N= 3,0) 3,0) a) H-N b) H -F d) H-O e) H -Cl
c) H-B
12. Ordene de menor a mayor temperatura de fusión los siguientes compuestos iónicos: I. NaI II. NaCl III. NaF a) I, II, III, IV d) I,I, III, II, IV
b) III, II, IV, I e) IIII, IV, I, III
IV. Na Br
c) I,I, IV, II, III
13. Indique la molécula en la cual el átomo central tenga octeto incompleto. a) CH3OH b) PF3 d) H2Te e) H2S
c) BeH2
14. Cuántos enlaces sigma y phi existen en el siguiente compuesto. compuesto.
CH3 CH CH3 a) 11 y 3 d) 14 y 2
b) 21 y 2 e) 21 y 3
c) 14 y 3
15. Cuántos enlaces sigma y phi posee el siguiente compuesto.
O -C -(CH2)2 -CH3 --
a) 23 y 4 d) 24 y 2
b) 24 y 3 e) N.A.
c) 22 y 2
16. Los átomos A, B, C y D están en un mismo periodo y tienen: 1, 3, 5, 7 electrones de valencia, respectivamente. Hallar el tipo de enlace que forman C y D. a) Covalente puro b) Covalente polar c) Iónico d) Metálico e) Metálica 17. Para la molécula del ácido sulfúrico (H2SO4), ¿cuantos electrones libres existen? a) 20e b) 18e c) 16ed) 22e e) 24e 18. ¿Cuántas covalencias puras y dativas existen en la molécula del anhídrico clórico, respectivamente? respectivamente? (Cl2O5) a) 3 y 2 b) 3 y 1 c) 4 y 2 d) 2 y 4 e) 2 y 3 102
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Química
13
Enlace químico II
Comparación molecular de líquidos y sólidos Los gases consisten en una colección de moléculas separadas por grandes distancias y en constante movimiento caótico. La energía cinética media de las moléculas es mucho mayor que la energía media de las atracciones entre ellas, lo cual le permite a un gas expandirse para llenar el recipiente que lo contiene. En los líquidos, las fuerzas de atracción intermoleculares son lo suficientemente fuertes como para mantener juntas las moléculas. Así, los líquidos son mucho más densos y menos compresibles que los gases. A diferencia de los gases, los líquidos tienen un volumen definido, independiente del tamaño y la forma de sus recipientes. Sin embargo, las fuerzas de atracción en los líquidos no tienen la intensidad suficiente como para evitar que las moléculas se muevan unas respecto a otras. Por ello, los líquidos presentan la propiedad de difusión (aunque en for ma restringida): pueden vertirse a otro recipiente adoptando la forma del mismo. En los sólidos, las fuerzas de atracción intermoleculares son mucho más intensas, no sólo para mantener unidas las unidades químicas, sino para fijarlas prácticamente en su sitio, evitando movimientos traslacionales. Los sólidos, al igual que los líquidos, prácticamente son incompresibles; porque las moléculas no tienen mucho espacio libre entre ellas. Es común que las moléculas ocupen posiciones en un patrón altamente regular. Los sólidos que poseen estructuras muy ordenadas se clasifican como cristalinos.
Propiedades características de los estado de agregación a. Gas • • •
Adopta el volumen y la forma del recipiente. Es expansible. Presenta la propiedad de la fluidez.
• •
Es compresible. Presenta la propiedad de la difusión.
• •
Volumen definido. Es prácticamente incompresible
•
Presenta al propiedad de la fluidez.
•
Es prácticamente incompresible.
•
No presenta la propiedad de la fluidez.
b. Líquido • • •
Adopta la forma del recipiente que ocupa. No se expande para llenar el recipiente. Presenta la propiedad de la difusión en forma restringida.
c. Sólido • •
Presenta forma y volumen definidos. La difusión dentro de un sólido ocurre con extrema lentitud.
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Capítulo
13
Enfriar o comprimir
Enfriar
Calentar o reducir presión
Calentar
Gas
Líquido
Desorden total; mucho espacio vacío; las partículas tienen completa libertad de movimiento; las partículas están muy separadas.
Desorden; las partículas o cúmulos de partículas están libres para moverse unas respecto a otras; las partículas están cercanas entre sí.
Sólido Acomodo ordenado; las partículas están prácticamente fijas; las partículas están muy juntas.
Comparación en el nivel molecular de gases, líquidos y sólidos. Las partículas pueden ser átomos, iones o moléculas. La densidad de las partículas en la fase gaseosa está exagerada en comparación con casi todas las situaciones reales.
Fuerzas intermoleculares Muchas propiedades de los líquidos, incluido su punto de ebullición, reflejan la intensidad de las fuerzas intermoleculares. Un líquido hierve cuando burbujas de vapor se forman dentro del líquido. Las moléculas de un líquido deben vencer sus fuerzas de atracción para separarse y formar la fase vapor. Cuanto más intensas son las fuerzas de atracción, más alta es la temperatura de ebullición. Asimismo, el punto de fusión de un sólido se incrementa al elevarse la intensidad de las fuerzas intermoleculares. Se sabe que existen tres tipos de fuerzas de atracción entre moléculas neutras: fuerzas de dispersión de London, interacciones dipolo-dipolo, y enlaces de puente de hidrógeno. Estas interacciones moleculares también se denominan fuerzas de Van Der Waals, debido a que Johannes Van Der Waals, fue quien dedujo la ecuación para predecir la desviación de los gases respecto al comportamiento ideal. Las fuerzas ión-dipolo son importantes en las soluciones. Las fuerzas de dispersión de London operan entre todas las moléculas (sin excepción). Las intensidades relativas de las fuerzas dipolo-dipolo y de dispersión dependen de la polaridad. Las fuerzas de dispersión se hacen más intensas al aumentar el peso molecular, aunque la forma de las moléculas también es un factor importante. Los enlaces puente de hidrógeno se producen en cambio, entre compuestos que contienen enlaces O – H, N – H y F – H. Los enlaces puente de hidrógeno suelen ser más fuertes que las fuerzas dipolo-dipolo o fuerzas de dispersión, a peso molecular comparable.
Representación idealizada de las fuerzas dipolares en un líquido (a) y en un sólido (b). En un líquido o sólido real las interacciones son más complejas.
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Química
δ-
H
δ+
H
O H
+
δ
δ
H
N H
H
H H
N
F
δ-
N
H
δ+
H
H
H
F
O
O H
δ-
+
δ
O H
H δ-
H
H
F
O H
HH
δ+
+
δ
H
H
H
N H
Representación de los enlaces puentes de hidrógeno.
Moléculas o iones interactuantes
¿Participan moléculas polares?
No
No
¿Participan iones?
Sí
Sí
¿Hay átomos de H unidos a átomos de N, O ó F? No
Solo fuerzas de London (dipolos inducidos) Ejemplos: Ar^ , h, I2 (s)
¿Están presentes moléculas polares y también iones?
Sí
Fuerzas (dipolo – dipolo) Ejemplos: H2S, CH3Cl
No
Sí
Puentes de hidrógeno Ejemplos: H2O, líquida y sólida, NH3, HF
Fuerzas ion– dipolo Ejemplos: KBr en H2O
Enlaces iónicos Ejemplos: NaCl, NH4NO3
Magnitud de la interacción creciente a peso molecular comparable
Diagrama de flujo para reconocer los tipos principales de interacciones intermoleculares. En todos los casos están presentes fuerzas de dispersión de London. La intensidad de las demás fuerzas generalmente aumenta de izquierda a derecha.
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Capítulo
13
Problemas resueltos 01. De las siguientes moléculas covalentes: O2, H2O, CO2, HCl y CH4, ¿cuántas son no polares? a) 0 b) 1 c) 2 d) 3 e) 4
Resolución Una molécula será polar si la distribución de los electrones de valencia es asimétrica, respecto al átomo central. • Una molécula será apolar (no polar) cuando la distribución de los electrones de valencia es simétrica. •
x
O
O2
x
x
x
O
x x
H xO x H
H2O
x
O
CO2
x
(molécula apolar)
(molécula polar)
C
x x
O
(molécula apolar)
x
H Cl
HCl
(molécula polar)
H
x
H C xH x H
CH4 `
x
(molécula apolar)
Hay 3 moléculas no polares Rpta.: d
02. ¿Cual de las siguientes alternativas presenta la mayor polaridad de enlace? Electronegatividad: C= 2,5; S= 2,5; N= 3,0; O= 3,5; F= 4,0 a) N – O b) S – F d) O – F e) C – N
c) C – O
Resolución La mayor polaridad de enlace se establece cuando existe una mayor diferencia de electronegatividades entre los átomos. a) N – O $ T EN= 3,5 – 3,0= 0,5 b) S – F
$ T EN=
c) C – O $ d) O – F
T
4,0 – 2,5= 1,5
EN= 3,5 – 2,5= 1,0
$ T EN=
4,0 – 3,5= 0,5
e) C – N $ T EN= 3,0 – 2,5= 0,5 Rpta.: b
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Química 03. Considerando la hibridación de los átomos centrales (C,N,B) en cada caso, analice la polaridad de los enlaces e indique cuál molécula es polar: Z: B= 5; N= 7: F= 9; C= 12; S= 16; Cl= 17 a) CCI4 b) CH3 – CH3 c) CS2 d) NF3 e) BF3
Resolución
Cl Cl a)
u total = 0
C Cl Cl
H b)
H
C
H
(simétrica) Molécula APOLAR
C
H
H H
d)
F
(simétrica) Molécula APOLAR
S = C = S c)
F
N F
u total = 0
u total ! 0
F
e)
(simétrica) Molécula APOLAR
F B
(asimétrica) Molécula POLAR
u total = 0
F
u total = 0
(simétrica) Molécula APOLAR
Rpta.: d
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Capítulo
13
Practiquemos 01. De la relación mostrada: • Na2O • BF3
• •
K 2O LiCl
•
¿Cuántos tienen enlace iónico y cuántos tienen enlace covalente? a) 4 y 1 b) 3 y 2 d) 2 y 3 e) 1 y 4 02. ¿Qué sustancia no se disuelve en H 2O? a) NH3 b) HCl d) CH4 e) PH3
c) 5 y 0
c) SO2
03. Indicar el número de covalencias coordinadas en el compuesto: H 3PO4 Z (P= 15; O= 8) a) 0 b) 1 d) 3 e) 4 04. ¿Qué molécula es polar? a) H2 d) HCl
BCl3
b) O2 e) CO2
c) 2
c) N2
05. Indique cuál de los siguientes enlaces es de esperar que sea el menos polar. Electronegatividad: O =3,5; B= 2; P= 2,1; N= 3; H= 2,1 a) B – O b) P – O c) N – O d) N – H e) P – H 06. Con respecto de la molécula del Amoniaco, es incorrecto afirmar: a) El átomo central posee un par solitario. b) Su geometría es tetraédrica. c) El nitrógeno se hibridiza sp3. d) No presenta resonancia. e) Se comparten 6 electrones. 07. ¿Cual de las siguientes sustancias tiene el mayor punto de ebullición? a) O2 b) Ar d) HF e) HCl
c) He
08. En la estructura del ácido carbónico:
H
O C
H
O
O
Indique la cantidad de enlaces covalentes “ s” y “p”, respectivamente: a) 1; 5 b) 5; 1 d) 4; 2 e) 5; 2 09. Señalar el número de enlaces múltiples en: CO2 a) 2 b) 4 d) 9 e) 6
c) 11; 1
c) 5
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Química 10. Hallar el número de enlaces sigma en los compuestos: dióxido de carbono y agua. a) 3 y 4 b) 1 y 1 c) 2 y 4 d) 2 y 3 e) 2 y 2 11. ¿Cuántos de los siguientes elementos son excepción a la regla de octeto? • Cl • O • B • Be a) 1 d) 4
b) 2 e) 5
•
Na
c) 3
12. Hallar el número de enlaces “ p” en:
H
H
H
H
H
H H
a) 1 d) 19
H
b) 5 e) 21
c) 10
13. Un compuesto covalente se caracteriza por: a) Ser cristalino y alto punto de fusión. c) Compartir los electrones. e) Estar formado por partículas que no son moléculas.
b) Estar formado por pares iónicos. d) Se disuelven siempre en el agua.
14. Identifique una sustancia cuyas moléculas se unen por fuerzas dípolo – dípolo: a) H2 b) O2 c) CO2 d) NH3 e) BF3 15. Señale, según el gráfico, el tipo de fuerza intermolecular:
¿? C2H5 O H a) Iónico d) Covalente apolar
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H
O C2H6
b) Puente de hidrógeno e) Covalente polar
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c) London
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Capítulo
13
Tarea domiciliaria 01. ¿Cuántos enlaces Pi y sigma posee el estireno?
CH
CH
CH
C CH
a) 5 y 12 d) 4 y 16
CH
CH2
CH
b) 4 y 14 e) 4 y 17
c) 6 y 10
02. ¿Cuántos enlaces Pi(p) y enlaces sigma (s) existe en el acetileno? (C 2H2) a) 2p; 2s b) 2p; 3s d) 2p; s e) 2p; 1s
c) 3p; s
03. ¿Cuál de las siguientes sustancias no guarda relación con los demás? a) CO2 b) O2 d) Na Cl e) H2O
c) O3
04. El alcohol etílico (CH 3 – CH2 – OH) tiene diversos usos en la industria. ¿Cuál es la energía de enlace en kj/mol? Nota: Usar tabla del problema 09
a) 762 d) 3450
b) 1112 e) 3680
c) 3228
05. Para la molécula del C3H4. Determinar cuántos enlaces sigma y phi tiene respectivamente. a) 2 y 6 b) 2 y 4 c) 4 y 2 d) 6 y 2 e) 7 y 2 06. Indique cuántos enlaces sigma y pi hay en la siguiente estructura:
CH
CH
CH2
C
CH
CH3 a) 17,2 d) 19,2
b) 3,13 e) 13,3
c) 14,3
07. En la estructura de la molécula de O 2 y H2O que cumplen con la regla del octeto, los átomos de oxígeno se hibridizan, respectivamente, en: a) sp3, sp3 b) sp1,sp2 c) sp2, sp3 d) sp2, sp2 e) sp1, sp3 08. Los ácidos carboxílicos abundan en la naturaleza, por ejemplo el ácido cítrico se encuentra en al reino vegetal (limón, naranjal), siendo su estructura:
HOOC
CH2
COH
CH2
COOH
COOH ¿Cuántos enlaces sigma (s) y pi(p) tiene una molécula de este ácido? a) 17 y 3 b) 16 y 3 d) 22 y 5 e) 20 y 3
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c) 19 y 4
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Química 09. El ácido acético es una de los componentes del vinagre, la estructura de su molécula es:
H
H
O
C
C
O
H
H Calcule la energía necesaria para romper todos los enlaces de una mol de moléculas del ácido acético.
a) 240 KJ/mol d) 3145
Enlace
Energía de enlace KJ/mol
C–H C–C C–O C=O O–H
414 347 351 745 460
b) 6420 e) 2317
c) 1960
10. Respecto al enlace iónico, señale verdadero (V) o falso (F). I. Se produce entre iones cargas opuestas. II. Siempre se forma entre especies metálicas y no metálicas. III. En todo compuesto iónico la diferencia de electronegatividad es mayor o igual a 1,7. a) VFF b) VVV c) VVF d) FFV e) FVF 11. Respecto a las moléculas del ácido (CO 2H2) podemos afirmar: a) Hay 2 enlaces dobles y 2 simples. b) Hay un enlace p y 4 enlaces s. c) Hay un enlace p y 3 enlaces s. d) Hay 2 enlaces covalentes coordinados y 3 covalentes puros. e) Todos son falsos. 12. Sobre la molécula del HNO3, indique la proposición correcta: a) Tiene 3 enlaces sigma. b) Tiene 1 enlace covalente coordinado. c) El átomo de nitrógeno se hibridiza en sp3. d) En el enlace dativo, el oxígeno proporciona el par electrónico a compartir. e) Los átomos de oxígeno se hibridizan en sp3. 13. Respecto a los tipos de enlace químico, señale lo incorrecto: a) El enlace metálico se explica con la teoría del mar de electrones. b) En el enlace covalente coordinado el par de electrones los pone uno de ellos. c) El enlace químico tiene que ver con las fuerzas electrostáticas, pero no tiene que ver con las electronegatividades. d) El enlace iónico es la fuerza que une los iones. e) El enlace covalente normal es la fuerza que une un par de electrones con dos núcleos.
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Capítulo
13
14. Qué tipo de enlace se espera entre A (z= 19) y B (z= 17) a) Dativo b) Covalente polar d) Metálico e) Iónico
c) Covalente apolar
15. Indique la molécula apolar: a) C2H5OH d) HCl
c) NH3
b) CH4 e) H2O
16. Se presenta entre moléculas polares si en dichas moléculas la polaridad es intensa, entonces el enlace es más fuerte. a) Puente de Hidrógeno b) Dipolo- Dipolo c) Fuerzas de London d) Fuerzas de Enlace e) Fuerza de Dispersión 17. ¿Qué fuerzas se producen entre las moléculas de Butano C4H10? a) Puente de Hidrógeno b) Dipolo - Dipolo d) Fuerzas Interatómicas e) Resonancia
c) Fuerzas de London
18. Indique cuál de los siguientes compuestos tiene mayor y cuál de ellos tiene menor temperatura de ebullición. CH3COOH, H2O, CO2, CH3COCH3, C2H5OH a) CH3COOH y CO2 d) CH3COCH3 y C2H5OH
b) CH3COOH y H2O e) C2H5OH y H2O
19. Las fuerzas de London se presentan entre moléculas: a) Polares b) Apolares d) De bajo peso molecular e) En solución acuosa
c) CH3COCH3 y CO2
c) Complejos
20. A los líquidos que presentan en sus moléculas enlace puente de Hidrógeno se les llama: a) Líquidos Apolares b) Líquidos Asociados c) Líquidos Densos d) Líquidos Dipolares e) Líquidos Auténticos
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Química
14
Nomenclatura I
Nomenclatura química Es el conjunto de reglas preestablecidas internacionalmente y que debieran asignar nombres unívocos a las sustancias, es decir, un sólo nombre para una sustancia y una sola sustancia para un sólo nombre. Distinguiremos tres tipos de nombres para los compuestos: los vulgares, los funcionales y los sistemáticos. El nombre vulgar es todo nombre no ajustado a un sistema prefijado y que está muy arraigado en el lenguaje químico convencional. Generalmente, hace referencia a la etimología, origen, propiedad notable o reglas en desuso y, como son de uso generalizado, es recomendable memorizarlos.
Fórmula NaOH
Nombre vulgar Soda cáustica
NH3
Amoníaco
H2O
Agua
Ca (OH)2
Cal apagada
H3PO4
Ácido fosfórico
NO
Óxido nítrico
KOH
Potasa cáustica
CaO
Cal viva
CaCO3 N2O
Caliza Óxido nitroso / Gas hilarante
El nombre funcional es el que resulta de la combinación de dos palabras que establecen la identificación de un compuesto, basándose en la función química que lo constituye. El primer vocablo indica el nombre genérico y el segundo el nombre específico, indicativo de la especie química concreta de la que se trata.
Fórmula
Nombre funcional
H2SO4
Ácido sulfúrico
Na2O
Óxido de sodio
HNO3
Ácido nítrico
SO3
Anhídrido sulfúrico
Este tipo de nomenclatura si bien se encuentra muy arraigada en algunos casos concretos, se pretende que desaparezca por ser arbitraria y de requerir de un gran número de excepciones.
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Capítulo
14
El nombre sistemático es el que indica la naturaleza y las proporciones de los constituyentes de una sustancia. Esta formado a base de un sistema de prefijos y sufijos, que indican en el primer caso, la estequiometría; y en el segundo caso, la naturaleza de las especies implicadas.
Fórmula
Nombre sistemático
BCl3
Tricloruro de boro
CO
Monóxido de carbono
N2O4
Tetróxido de dinitrógeno
NO2
Dióxido de nitrógeno
P4O10
Decaóxido de tetrafósforo
La estequiometría de los constituyentes en un compuesto puede indicarse directamente, haciendo uso de prefijos numerales o indirectamente, mediante el sistema stock. Los prefijos numerales se suelen emplear cuando en una sustancia existen varios constituyentes idénticos. Los prefijos numerales son:
Prefijo
Numeral
mono
1
di
2
tri
3
tetra
4
penta
5
hexa
6
hepta
7
octa
8
nona
9
deca
10
El prefijo mono sólo es utilizado para una estequiometría 1:1. El sistema stock consiste en colocar entre paréntesis, e inmediatamente después del nombre del elemento, un número romano que indica el estado de oxidación del mismo.
Grado de oxidación Llamado también estado de oxidación o número de oxidación. Se define como la naturaleza eléctrica que aparentan los átomos en las especies químicas. En términos simplificados, el grado de oxidación se puede entender como los electrones que se ganan o pierden en el supuesto de que los enlaces se rompan, asignando grado de oxidación negativo al átomo de mayor electronegatividad.
Reglas sobre grado de oxidación • • • • •
Todo átomo en su elemento presenta grado de oxidación cero. El átomo de oxígeno, en la mayoría de sus compuestos, tiene grado de oxidación –2, excepto en los peróxidos donde es –1. El átomo de hidrógeno, en la mayoría de sus compuestos, tiene grado de oxidación, +1, excepto en los hidruros metálicos donde es –1. Toda molécula es eléctricamente neutra, es decir, la suma algebraica de los grados de oxidación de todos los átomos es igual a cero. En todo ión, la suma algebraica de los grados de oxidación de todos los átomos es igual a la carga del ión.
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Química a. Función óxido Los óxidos básicos o metálicos son compuestos binarios que contienen un oxígeno y un metal.
metal + oxígeno
oxido básico
Para escribir directamente la fórmula de los óxidos básicos se escriben los símbolos del metal y del oxígeno, se intercambian las valencias y éstas se escriben como subíndices. Si son pares, se simplifica: Para nombrar: • Caso 1: Si el metal tiene un sólo estado de oxidación se utiliza la palabra óxido seguido del nombre del metal. Ejemplo: óxido de sodio: Na1+O2– $ Na2O • Caso 2: Si el metal presenta dos estados de oxidación, se utilizan los sufijos –OSO para el menor estado de oxidación e –ICO para el mayor estado de oxidación. Por ejemplo: óxido cuproso: Cu1+O2– $ Cu2O óxido cúprico: Cu2+O2– $ CuO — Función hidróxido Son compuestos ternarios que se caracterizan por poseer el ión hidroxilo (OH)–1, unido mediante enlace iónico al catión metálico. A los hidróxidos de los metales alcalinos (Li, Na, K, Rb y Cs) se les llama álcalis. Son muy solubles en el agua, tóxicos y venenosos. Generalmente se producen por reacción química del agua con los óxidos básicos o por la reacción directa de un metal alcalino o alcalino térreo con el agua.
óxido básico + H2O M+x (OH)-1
Hidróxido M(OH)x
Para nombrar: • Hidróxido de sodio (+1): Na 1+(OH)1– $ NaOH • Hidróxido ferroso (+2;+3): Fe2+(OH)1– $ Fe(OH)2 • Hidróxido férrico (+2; +3): Fe3+(OH)1– $ Fe(OH)3 Nombres comunes: • NaOH: soda cáustica • KOH: sosa cáustica o potasa cáustica • Ca (OH)2: cal apagada o lechada de cal • Mg (OH)2: leche de magnesia Los hidróxidos NaOH y KOH se usan en la fabricación de jabón desde hace muchos siglos con la denominación de álcalis.
b. Óxidos ácidos o anhídridos Son óxidos formados por combinación del oxígeno con elementos no metálicos.
no metal + oxígeno
óxido ácido
Para nombrar se debe tener en cuenta:
No metal con dos valencias
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valencia
prefijo
sufijo
menor
—
oso
mayor
—
ico
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Capítulo
14
No metal con tres valencias valencia
prefijo
sufijo
menor
hipo
oso
intermedio
—
oso
mayor
—
ico
No metal con cuatro valencias valencia
prefijo
sufijo
menor
hipo
oso
intermedia menor
—
oso
intermedia mayor
—
ico
mayor
per
ico
Por ejemplo: 1 Valencia:
B2O3 anhídrido bórico
2 Valencias:
CO anhídrido carbonoso CO2 anhídrido carbónico
3 Valencias:
SO anhídrido hiposulfuroso SO2 anhídrido sulfuroso SO3 anhídrido sulfúrico
Estados de oxidación de algunos elementos Metales
No metales
Li, Na, K, Ag : +1 Ca, Mg, Zn : +2 Al : +3
B C Cr
Cu, Hg Fe, Co, Ni Au Pb, Sn
N, P : +3, +5 S : +2, +4, +6 Cl, Br, I : +1, +3, +5, +7
: : : :
+1, +2 +2, +3 +1, +3 +2, +4
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: +3 : +2, +4 : +3, +6
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Química Problemas resueltos 01. Determinar cuales de los siguientes compuestos son peróxidos: I. BaO2 II. Fe3O4 IV. K 2O2 V. MnO2 a) I, II, IV d) II, III, IV
b) I, III, IV e) III, IV, V
III. H2O2 c) I, III, V
Resolución Respecto a los peróxidos: I. Son compuestos inorgánicos binarios, en los que el número o estado de oxidación del oxígeno es -1 y el metal actúa con su mayor número de oxidación. II. Poseen el grupo funcional ion peróxido (O2)–2 III. Son empleados como agentes oxidantes; por ejemplo, en el caso del peróxido de hidrógeno, es usado como blanqueador textil. IV. Formulación directa:
óxido básico +O
peróxido (......ico)
Analizando los compuestos: 1– BaO2
2– Fe3 O 4
: peróxido de bario
1– H 2 O2
: óxido doble de hierro
1– K2 O2
: peróxido de hidrógeno
: peróxido de potasio
2– MnO2
: óxido de manganeso(IV): Rpta.: b
02. ¿Cuál de las siguientes alternativas indica el nombre correcto de los compuestos Mn2O3 y Cul2, respectivamente? a) Óxido de manganeso (II), Yoduro de cobre (II) b) Óxido de manganeso (II), Yoduro de cobre (I) c) Óxido de manganeso (III), Yoduro de cobre (I) d) Óxido de manganeso (III), Yoduro de cobre (II) e) Óxido de manganeso (IV), Yoduro de cobre (II)
Resolución Mn2O3 es un óxido básico, en el que la valencia del manganeso es +3; entonces se nombrará como: óxido de manganeso (III). • Cul2 es una sal, en la que el catión metálico es Cu ++; entonces se nombrara como: yorudo cúprico o yorudo de cobre (II). •
Rpta.: d
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Capítulo
14
03. De las siguientes relaciones fórmula–nombre, indicar la alternativa correcta. I. MnO: óxido de manganeso (IV) II. Mn2O3: óxido de manganeso (III) III. FeCl2: cloruro férrico IV. Ca3(PO4)2: fosfato de calcio a) I y II d) II y IV
b) II y III e) III y IV
c) II, III y IV
Resolución I. Según nomenclatura stock o moderna de óxidos.
e
Función química
o c de
nombre del elemento
m
J N K valencia o número O K de oxidación del O Kelemento en número O K O K O romano L P
Mn2+O2–: óxido de manganeso (II) II. Mn23+ O23- : óxido de manganeso (III) III. En un compuesto binario.
e
elemento de mayor electronegatividad
(F) (V)
o
J N K denominación del O elemento con los O URO KK prefijos y/o sufijos O KK correspondientes OO
Fe2+ (ferroso) Fe3+ (férrico)
Fe:
Cl1–: (cloruro) Fe
2+
1-
Cl2
(F)
: cloruro ferroso
IV. En una sal oxisal.
c
anion del
m ^
de catión
ácido de oxácido
h
Ca2+: ion calcio 2-
PO 4
: fosfato
(V)
Ca3(PO4)2 fosfato de calcio ∴ Son correctas II y IV
Rpta.: d
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Química Practiquemos 01. Señalar un óxido básico: a) CaO d) Fe2O3
b) Li2O e) Todos los anteriores
c) Al2O3
02. Señalar un óxido básico: a) CO2 d) CuO
b) H2O e) SO3
c) N2O4
03. Señalar un hidróxido: a) CO2 d) Ca (OH)2
b) Al2O3 e) K 2O
c) NO2
04. Señalar un hidróxido: a) SO2 d) Fe(OH)3
b) Na2O e) Br2O
c) Cl2O7
05. Señalar un óxido ácido: a) Cl2O7 d) KOH
b) Fe2O3 e) MgO
c) NaOH
06. Señalar un óxido ácido: a) CaO d) CrO
b) SO3 e) PbO
c) Ca(OH)2
07. Señalar un ácido oxácido: a) HCl d) HNO3
b) HBr e) CaO
c) NO
08. Señalar un ácido oxácido: a) Fe(OH)2 d) H2S
b) N2O3 e) Mg(OH)2
c) H2SO4
09. Dar el nombre IUPAC: Fe 2O3 a) Óxido férrico d) Óxido de hierro (II)
b) Óxido ferroso e) Trióxido de dihierro
c) Óxido de hierro (III)
10. Relacione correctamente: I. Cal viva II. Soda cáustica III. Leche magnesia IV. Amalgama
a) b) c) d)
Mercurio y metal CaO NaOH Mg(OH)2
Rpta: 11. Para un alcalino térreo del cuarto periodo, indicar la atomicidad de su hidróxido. a) 3 b) 4 c) 5 d) 7 e) 9 12. Hallar la atomicidad del compuesto que se forma entre A (Z= 3) y B (Z= 17). a) 0 b) 1 c) 2 d) 3 e) 4
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Capítulo
14
Tarea domiciliaria 01. Indicar el estado de oxidación del cromo en el compuesto: K 2Cr2O7 a) +2 b) +3 d) +5 e) +6
c) +4
02. Señalar el compuesto en el que el nitrógeno actúa con E.O +5 a) NH3 b) N3H d) HNO3 e) N2O3
c) NH4+
03. De las proposiciones: I. Un elemento en estado libre, es decir, sin combinarse, presenta E. O.= O II. En una fórmula iónica la suma de E.O.= 0 III. La valencia nos indica la capacidad de combinación y puede ser positiva o negativa IV. La valencia de los alcalinos es uno Son correctas: a) I y II b) II c) II y III d) IV e) I y IV 04. Hallar el E.O del cobre en el compuesto: Cu(NO3)2 a) +2 d) –1
b) +1 e) –2
c) 0
05. ¿Cuál son los E.O de “y” en los siguientes iones, respectivamente? (Y2O7)2–, (YO3)1–, (HYO3)1–, (HY)1– a) +2, +4, +6,-2 d) +6, +5, -2, +4
b) +4, +6, +6, -2 e) +6, +5, +4, -2
06. La combinación de un elemento con el oxígeno produce un: a) Oxido ácido b) Oxido básico d) Ácido oxácido e) a y b
c) -4, +4, +6, +2
c) Hidróxido
07. En la siguiente relación: La cantidad de óxidos básicos o metálicos es: CrO, CrO3, Na2O, CaO, Al2O3MnO2 a) 2 d) 5
b) 3 e) 6
c) 4
08. Obtener la atomicidad de un hidróxido cuyo posible metal forma un óxido triatómico. a) 4 b) 5 c) 7 d) 8 e) 9 09. Dar el nombre IUPAC: Fe 2O3 a) Óxido férrico d) Óxido de hierro (II)
b) Óxido ferroso e) Trióxido de dihierro
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c) Óxido de hierro (III)
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Química 10. Relacione correctamente: I. Cal viva II. Soda cáustica III. Leche magnesia IV. Amalgama
a. b. c. d.
a) Ia, IIc, IIIb, IVd d) Ib, IIc, IIIa, IVd
Mercurio y metal CaO NaOH Mg(OH)2
b) Ia, IIb, IIIc, IVd e) Ib, IIc, IIId, IVa
c) Ic, IIa, IIIb, IVd
11. ¿Cuántas son propiedades generales correctas de un metal? • Dúctil • Maleable • Mal conductor del calor • Poseen brillo • Son sólidos y gaseosos • Temperatura de fusión alta a) 2 d) 5 12. Indique la relación incorrecta: a) CaO: Cal apagada d) CuO: Óxido de cobre II
b) 3 e) 6
c) 4
b) FeO3: Óxido férrico e) Al2O3: Trióxido de dialuminio
c) Na2O: Óxido sódico
13. Hallar la atomicidad del anhídrido perclórico. a) 3 b) 5 d) 9 e) 6
c) 7
14. Señale la relación fórmula- nombre, indicado incorrectamente: a) Al2O3: Óxido de aluminio b) Fe3O4: Óxido férrico d) I2O7: Anhídrico perclórico e) TeO3: Trióxido de teluro
c) Cl2O3: Anhídrico cloroso
15. Para un alcalino térreo del 4º periodo indicar la atomicidad de su hidróxido. a) 3 b) 4 c) 5 d) 7 e) 9 16. Hallar la atomicidad del compuesto que se forma entre A(Z = 3) y B(Z =17) a) 0 b) 1 c) 2 d) 3 e) 4 17. Los hidróxidos denominación de álcalis a) Ca(OH)2, Mg(OH)2 d) KOH, Mg(OH)2
y
se usan en la fabricación del jabón desde hace muchos siglos con la b) K(OH)2, Na(OH) e) NaOH, Ca(OH)2
c) KOH, Na(OH)
18. Para la siguiente muestra:
Mg(OH)2 Indicar el color que tomaría el papel de tornazol al contacto con la muestra. a) Rojo b) Azul c) Incoloro d) Grosella e) verde
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Capítulo
15
15
Nomenclatura II
Función ácido Son compuestos que poseen en su estructura molecular uno o mas átomos de hidrógeno, los cuales al disolverse en agua liberan iones M+1
Tipos Hidrácidos
Oxacidos
Compuesto binario
Compuesto Ternario
HCl(ac): Ácido clorhídrico H2S(ac): Ácido Sulfhídrico
HNO3: Ácido nítrico H2SO3: Ácido sulfuroso
Obtención oxácido Anhídrido + H2O
$ oxácido
Ejemplo CO2 + H2O $ H2CO3 Anhídrido Ácido carbónico carbónico
Formulación directa de oxácidos
Oxácido de elemento (E)
Fórmula
Átomos de oxígeno
Valencia Impar: X
HEOh
Valencia par: X
H2 EOh
h
=
x+2 2
B, P As, Sb
H3 EOh
h =
x+3 2
h=
x+ 1 2
Ejemplo: N: ( + 3 , + 5 ) (impar) S
oso
`
HNO
+ 2
S
ico
j
`
HNO
+ 2
j
HNO2
HNO3
Ácido nitroso
Ácido nítrico C: ( + 2 , + 4 ) (par) S
oso
`
H2 CO
+ 2
S
ico
j
`
H 2 CO
+ 2
j
H2CO2
H2CO3
Ácido carbonoso
Ácido carbónico
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Química
N: (+1, +3, + 5) H3 PO 5 + 3
`
2
j
H3PO4
Ácido fosfórico
Iones Catión
Catión monoatómico
Stock
Tradicional ion
Mg2+
Ion Magnesio
Magnésico
Cu1+
Ion Cobre I
Cuproso
Fe3+
Ion Hierro III
Férrico
Aniones oxoaniones Cuando los ácidos oxacidos son despojados de sus hidrógenos, se generan los oxoaniones +
-h
Oxácido
Oxoanión
- 2h+
H2 SO 4
Nombre del ácido Hipo
- 2
SO 4
Nombre del oxoanión
oso
Per
Hipo
ito
oso
ito
ico
ato
ico
Per
ato
a. Los oxoaniones: • •
SO42–: Anión sulfato CO32–: Anión carbonato
• •
ClO3–: Anión clorato NO2–: Anión nitrito
•
BrO–: Anión hipobromito
Tenemos también:
b. Aniones monoatómicos Ácido hidracido
HCl
Ejemplo: • Cl–: Anión cloruro
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•
+
-h
Anión monoatomico - h+
Br–: Anión bromuro
123
Cl
-
•
S2–: Anión sulfuro
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Capítulo
15
Función Sal
Sal neutra Sal haloidea
Sal oxisal
Sal holaidea: compuesto iónico binario formado por:
Ácido hidrácido + base
Sal haloidea + agua
HCl + NaOH
NaCl + H2O
Se nombra: (Anión monoatómico) (catión) • NaCl: Cloruro de sodio • KBr: Bromuro de potasio
•
MgS: Sulfuro de magnesio
Oxisal: Compuesto iónico formado por:
oxácido + base
oxisal + agua
HNO3 + NaOH Se nombra: (oxoanión) (catión) • NaNO3: Nitrato de sodio • Mg(NO2)2: Nitrito de Magnesio
NaNO3 + H2O • •
K 2SO4: Sulfato de potasio Fe2(SO4)3: Sulfato férrico
Problemas resueltos 01. ¿Qué fórmulas de los compuestos propuestos son correctas? I. Nitrato de mercurio: Hg2(NO2)2 II. Sulfato de cesio: C2S3 III. Fosfato de calcio: Ca3(PO4)2 IV. Dicromato de potasio: K 2Cr2O7 a) I y II d) III y IV
b) II y III e) II y IV
c) I y IV
Resolución Analizando cada uno de los compuestos propuestos: I. Nitrato de mercurio: Hg2(NO2)2 (F) II. Sulfato de cesio: C2S3 (F) III. Fosfato de calcio: Ca3(PO4)2 (V) IV. Dicromato de potasio: K 2Cr2O7 (V) Son fórmulas correctas : III y IV Rpta.: d
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Química Practiquemos 01. Completar la siguiente secuencia: Ácido oxácido + $ sal oxisal + H 2O a) oxígeno d) agua
b) metal e) óxido
02. Complete la función inorgánica: Ácido hidrácido + hidróxido $ a) hidruro d) sal haloidea
c) hidróxido
+ H2O b) óxido ácido e) hidrácido
c) óxido básico
03. Los compuestos: LiH, K 2SO3, NaCl corresponden a las funciones: a) hidróxido, óxido básico, sal oxisal c) hidrácido, sal haloidea, sal oxisal e) sal haloidea, sal oxisal, sal haloidea
b) hidruro, sal oxisal, sal haloidea d) ácido hidrácido, óxido ácido, hidrácido
04. Señale los compuestos que son sales haloideas: I. LiNO3 IV. CaS
II. K 2SO3 V. MgSO4
III. NaF
a) I y II d) IV y V
b) I y V e) III y IV
c) II y V
b) H2S(ac) e) NaCl
c) Na2O
05. Señale un ácido oxácido: a) HCl d) H2SO4 06. Complete la función: hidróxido +
$ sal
a) óxido básico d) hidrógeno
oxisal + agua b) óxido ácido e) ácido oxácido
c) oxígeno
07. El nombre IUPAC y stock del compuesto PbCl 4 es: a) Cloruro plúmbico – Cloruro de plomo (IV) c) Cloruro plumboso – Cloruro de plomo (IV) e) Tetracloruro de plomo – Cloruro de plomo (II)
b) Tetracloruro de plomo – Cloruro de plomo (II) d) Tetracloruro de plomo – Cloruro de plomo (IV)
08. Formula del ácido permangánico: a) HMnO3 d) HMnO4
b) H2MnO4 e) H2MnO3
c) H3MnO4
09. Formular los siguientes ácidos oxácidos simples e indicar la suma de oxígenos. I. Ácido nitroso III. Ácido hipo bromoso a) 9 d) 8
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II. Ácido sulfúrico IV. Ácido per yódico b) 11 e) 12
c) 10
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Capítulo
15
10. Completar: Hidrógeno +
$ hidruro
a) no metal d) agua
no metálico
b) hidróxido e) sal
c) metal
11. La reacción entre un hidrácido y agua produce: a) óxido ácido d) sal
b) hidróxido e) H2O
c) ácido hidrácido
12. De las siguientes proposiciones: I. El ácido fluorhídrico disuelve el vidrio. II. La estructura más estable del fluoruro de hidrógeno es HF. III. HCl, en el organismo es el jugo gástrico. IV. H2S, es un tóxico. Son correctas: a) I y III d) I y IV
b) I, III y IV e) II y IV
c) III y IV
b) Ácido sulfúrico e) Ácido crómico
c) Ácido carbónico
13. No es un ácido mineral: a) Ácido fosfórico d) Ácido cítrico 14. Señale la relación incorrecta: a) MnO14 : Ion permanganato d) IO2–: Ion hipoyodito
1+
b)
NH4
e)
SO 4
2+
: Ion amonio
c) ClO–: Hipoclorito
: Ion sulfato
15. En qué caso no se forma una sal: a) Fe + H2SO4 d) HBr + KOH
b) Fe + HCl e) Na2O + H2O
126
c) NaOH + HCl
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Química Tarea domiciliaria 01. Completar: CO2 + H2O $ a) HCO d) H2CO3
b) H2CO e) HCO3
c) H2CO2
02. Marque la alternativa de mayor atomicidad. a) Ácido sulfúrico b) Ácido clorhídrico d) Ácido mangánico e) Ácido fosfórico
c) Ácido perclórico
03. Sobre los ácidos, señale la alternativa incorrecta: a) Poseen uno o más hidrógenos sustituibles por metales. b) Enrojecen el papel de tornasol. c) Decoloran la solución fenolftaleína. d) En soluciones acuosas, liberan iones hidrógenos H1+. e) Poseen sabor amargo. 04. Para el magnesio, con valencia 2, se combina con el oxígeno formando un y si se agrega agua se obtiene un a) Óxido ácido - hidróxido b) Anhídrido - ácido oxácido c) Óxido metálico - hidróxido d) Anhídrido - ácido hidrácido e) óxido - peróxido 05. Los siguientes compuestos : SO 2 y Cl2O se denominan: a) Anh.Sulfúrico; Anh. Cloroso c) Anh. Sulfuroso; Anh Hipocloroso e) Anh. Sulfúrico; Anh. Cloroso
b) Anh. Sulfúrico; Anh Clórico d) Anh. Sulfuroso; Anh. Perclórico
06. El SO 2 al reaccionar en el agua forma y el N2O3 a) H2SO3 – H2NO3 b) HNO2 – HNO2 d) H2S – HNO3 e) H2SO3 – HNO2
c) H2SO4 – H2NO4
07. La cal viva es conocida también como: a) Óxido de Zinc b) Bióxido de Manganeso d) Óxido de Sodio e) Óxido de potasio
c) Óxido de Calcio
08. De las siguientes proposiciones: I. El ácido fluorhídrico disuelve al vidrio II. La estructura más estable del fluoruro de hidrógeno es HF III. HCl, en el organismo es componente del jugo gástrico IV. H2S, es un gas incoloro y de olor fétido. Son correctas a) I y III b) I, III y IV d) I y IV e) II y IV
c) III y IV
09. ¿Cuántas moléculas de ácido carbónico se deben tratar con hidróxido de sodio para obtener 12 moléculas de agua? a) 10 b) 12 c) 6 d) 7 e) 8
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Capítulo
15
10. Calcular la atomicidad de la sal de Mohr: (NH4)2 Fe(SO4)2. 6H2O a) 21 b) 27 d) 36 e) 63
c) 39
11. ¿Cuál de los siguientes compuestos no tiene la fórmula correcta del anión correspondiente? a) Yodato de calcio: IO13
b) Cromito de Sodio: CrO12
c) Nitrato de amonio: NO12
d) Sulfato de potasio: SO24
e) Carbonato de Calcio: CO23 12. La diferencia de las atomicidades respectivas del ácido perclórico y el hipocloroso: a) 2 b) 3 c) 4 d) 5 e) 6 13. Cierto anhídrido tiene fórmula pentatómica, entonces el ácido oxácido respectivo será: a) H2XO3 b) HXO4 c) HXO3 d) HXO2 e) H2XO4 14. Un óxido ácido tiene atomicidad igual a 9, indique la atomicidad de la sal oxisal que se genera con dicho óxido y un metal monovalente. a) 8 b) 9 c) 10 d) 11 e) 6 15. En la siguiente reacción: 3H2SO4 + 2Fe(OH) 3 La sustancia “A” es: a) FeSO4 d) Fe3(SO4)2 16. Indicar una sal haloidea triatómica: a) NaCl d) NaClO
$ A
+ 6H2O
b) Fe(SO4)3 e) Fe2S3
c) Fe2(SO4)3
b) H2S e) KlO
c) K2Se
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Química
16
Repaso
01. Indique la alternativa incorrecta con respecto a la zona extranuclear. a) Es la región de menor densidad del átomo. b) Contiene diversas partículas y entre ellas a los electrones. c) Posee carga negativa. d) Define el volumen del átomo. e) Es la región que define las propiedades químicas del átomo. 02. Sobre las regiones energéticas de la zona extranuclear, señale como verdadero (V) o falso (F) las siguientes aseveraciones: I. Los subniveles están formados por los orbitales. II. El subnivel principal se halla en todo nivel de energía. III. En la capa N se pueden distribuir 18 electrones. IV. El orbital difuso puede tener 10 electrones. a) VVVF d) VVFF
b) VFVF e) FVFF
c) FFFF
03. Con respecto al reempe (orbital), señale lo incorrecto. a) Tiene diversas formas geométricas. b) Existen ciertos átomos donde el orbital puede tener 3 electrones. c) En el tercer nivel existen 9 orbitales. d) El orbital d puede tener un electrón. e) El reempe tipo p no puede presentar 5 electrones. 04. Con respecto al enlace químico. Indique la proposición incorrecta. a) Para la disociación de un enlace se absorbe energía. b) Predominan las fuerzas eléctricas de atracción. c) Se adquiere menor estabilidad al formarse. d) Los átomos no cambian su identidad. e) En la unión química de los átomos, se libera energía.
05. Un átomo contiene electrones hasta la capa M y su notación Lewis es átomo? a) O (Z= 18) d) Cl (Z= 17)
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b) P (Z= 15) e) Ne (Z= 10) 129
E
; ¿a qué elemento pertenece dicho c) S (Z= 16)
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Capítulo
16
06. Para el fluoruro de calcio (CaF 2) y óxido de sodio (Na2O), solo una de las estructuras Lewis que se indican es la correcta, señale cuál es: a) d)
Na 6
Ca
Na
O @2+ 6
F
@1-
b) e)
6
Na
@+ 6
6Ca @2+ 26
O F
@1-
c)
O
Ca
O
@1-
07. Con respecto al enlace iónico. Indique verdadero (V) o falso (F), según corresponda: I. Ocurre transferencia de electrones II. Se establece generalmente, entre 2 átomos de alta electronegatividad. III. El cloruro de berilio, presenta enlace electrovalente. a) VVV d) VFF
b) VFV e) FVV
c) FFF
08. Determine el número de enlaces sigma ( s) y pi (p) en la molécula del ácido benzoico.
O - C - OH --
a) 17;3 d) 16;3
b) 16;4 e) 15;3
c) 15;4
09. Para el ácido fosfórico, indique la cantidad de enlaces covalentes coordinado (H 3PO4) a) 3 d) 4
b) 2 e) 5
c) 1
10. En la molécula del pentóxido de dinitrógeno (N 2O5) se cumple que: I. Tiene 2 enlaces dobles. II. Presentan 4 enlaces simples. III. Tiene 4 enlaces dativos. a) I y II d) Solo III
b) II y III e) I, II y III
c) I y III
b) CaO e) SO3
c) FeO
b) Na(OH) e) Fe2O3
c) Ca2SO4
11. Señale un óxido ácido: a) K 2O d) Ag2O 12. Señalar un hidróxido penta atómico. a) K(OH) d) Ca(OH)2
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Química 13. Relacionar correctamente I. II. III. IV.
Sn(OH)4 Sn(OH)2 Pb(OH)2 Pb(OH)4
a) Ia, IIb, IIIc, IVd d) Ib, IIa, IIId, IVc
a. b. c. d. b) Id, IIb, IIIc, IVa e) Id, IIb, IIIa, IVc
Hidróxido estanioso Hidróxido estanico Hidróxido plúmbico Hidróxido plumboso c) Id, IIa, IIIb, IVc
14. Relacionar correctamente: I. Fe2O3 II. Ni2O3 III. Au2O a) Ia, IIb, IIId d) Ib, IId, IIIa
a. b. c. d. b) Ia, IId, IIIc e) Ia, IIb, IIId
Óxido niquélico Óxido férrico Anhídrido auroso Óxido auroso c) Ib, IIa, IIId
15. El óxido básico de un alcalino térreo (E) tiene como formula: a) EO d) E2O
b) EO2 e) EO3
c) E2O3
16. Señalar la fórmula de un hidróxido con 9 átomos: a) Ca(OH)2 d) Cu(OH)
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b) Al(OH)3 e) Pb(OH)4
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c) Mg(OH)2
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Capítulo
16
Tarea domiciliaria 01. Indicar, respectivamente, los símbolos químicos de indio y antimonio. a) In y An b) In y At d) Ir y Sb e) In y Sb
c) Yn y Sb
02. Los símbolos químicos Zr y Sr pertenecen respectivamente, a los elementos: a) Zinc y estaño b) Circonio y estaño c) Circonio y estroncio d) Escandio y titanio e) Zinc y antimonio 03. Indicar el número de oxidación de cada átomo presente en el compuesto: H 3PO4 a) +1; +3; +2 b) +1; +5; -2 c) +2; +5; -6 d) +2; +5; -2 e) +1; +3; -2 04. Calcular el número de oxidación del nitrógeno en los compuestos: I. NH3 II. HNO3 a) –3; +5; +5 d) +3; +5; +1
b) –3;+5;+3 e) +3;+5;+3
III. Mg3(NO3)2 c) +3;+5;+5
05. Calcular el número de oxidación de los elementos metálicos de cada compuesto e indicar la suma total. I. CaO II. Br2O III. Au(OH)3 IV. ZnH2 V. Al2(TeO4)3 a) 6 d) 10
b) 7 e) 11
c) 9
06. Indicar el número total de compuestos que pertenecen a la función ácido oxácido: ( ) HBr(ac) ( ) N2O5 ( ) H2TeO3 ( ) LiOH ( ) CuCl2 ( ) HMnO4 a) 0 d) 3
b) 1 e) 4
c) 2
07. Indicar la valencia del oxígeno, hierro y vanadio, respectivamente, en los compuestos: • FeBr2 • V2O5 a) 2; 2; 4 d) 2; 3; 5
b) 2;3; 3 e) 2; 2; 3
c) 2; 2; 5
08. Calcular el número de oxidación del cromo en el ácido oxácido respectivo. CrO H2CrO4 Cr(OH)3 a) +2 d) +6
b) +3 e) +5
K 2Cr2O7 c) +4
09. Determinar el número de proposiciones correctas: ( ) El PH3 es un hidruro metálico. ( ) El Hl(ac) es un ácido oxácido. ( ) Las valencias del mercurio son +1 y +2. ( ) El símbolo del oberón es Ob. a) 0 b) 1 d) 3 e) 4
c) 2
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Química 10. Indicar el número de proposiciones correctas: ( ) El uranio es un elemento químico artificial. ( ) Se tiene en total 90 elementos químicos naturales. ( ) El símbolo de niobio es Nb. ( ) El número de oxidación de metal en el K 2Cr2O7 es +1 a) 0 b) 1 d) 3 e) 4 11. Indicar el número de proposiciones correctas: ( ) Metal + Hidrógeno $ Ácido hidrácido ( ) Agua + Óxido ácido $ Ácido oxácido ( ) Óxido ácido + Hidróxido $ Sal oxisal ( ) Mn y Cr son anfóteros a) 0 b) 1 d) 3 e) 4
c) 2
c) 2
12. En la Tabla Periódica se puede diferenciar quienes son metales y no metales. Indicar el número de elementos metálicos en. ( ) Li ( )O ( ) Fe ( ) Ne ( ) Hg ( ) Cu ( ) Br ( ) Zn a) 3 d) 6
b) 4 e) 7
c) 5
13. Conociendo qué elementos son metales y cuáles no metales se puede identificar qué función pertenecen los compuestos químicos inorgánicos. De los siguientes compuestos, indicar el número de compuestos que pertenecen a la función óxido básico. ( ) CoO ( ) NaH ( ) Br2O5 ( ) CO2 ( ) Fe(OH) 3 ( ) H2S a) 0 d) 3
b) 1 e) 4
c) 2
14. De la siguiente lista de compuestos, señalar el número de compuestos que pertenecen a la función hidróxido. ( ) NaOH ( ) BrOH ( ) Ca(OH)2 ( ) CaCO3 ( ) HClO4 ( ) FeCl3 a) 1 d) 4
b) 2 e) 5
c) 3
15. La atomicidad indica la cantidad de átomos que tiene un compuesto. Indicar la atomicidad del ácido oxácido en: • Zn(OH)2 • HBr(ac) • Znl2 • HNO2 a) 5 d) 4
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b) 3 e) 6
c) 2
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San Marcos
Capítulo
16
16. Calcular el número de oxidación del no metal presente en el óxido ácido, hidruro no metálico y sal haloidea, respectivamente, en: • Cu2O • H2CO3 • SO3 • CuSO3 • HBr • H2O2 • HgBr2 • ZnH2 a) +6; -1; -1 d) +6; +2;+4
b) -2; +2; -1 e) -2; -1; -1
c) +6; -1; +4
17. ¿Cuántos nombres no llevan correctamente su símbolo químico? ( ) Cobre $ Cu ( ) Plomo $ Pb ( ) Fósforo $ F ( ) Sodio $ S ( ) Cesio $ Ce ( ) Protactinio $ Pa ( ) Plata $ Pt a) 2 d) 5
b) 3 e) 6
c) 4
18. Teniendo los siguientes compuestos, indicar la atomicidad del que tiene en su estructura a un átomo trivalente: • FeO • NH3 • P2O5 • HIO • CH4 • FeSO4 a) 3 d) 6
b) 4 e) 7
c) 5
19. Calcular el número de oxidación de los átomos que se encuentran en la posición 6º y 8º de la Tabla Periódica, teniendo en cuenta los compuestos: • BeCl2 • B2O3 • MgH2 • H2CO3 • HNO2 • HF(ac) a) +2 y +4 d) +6 y -2
b) +4 y -2 e) +5 y -2
c) +2 y -2
20. Determinar el número de oxidación del cromo en el compuesto: (CaK)2 (Cr2O7)3 a) +3 d) -6
b) +5 e) +12
c) +6
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Química
17
Unidad química de masa
Unidad de masa atómica (UMA) Por acuerdo internacional de la química pura y aplicada, se toma como referencia a un átomo del isótopo del carbono (C–12) donde: 1UMA=
1 12
(Masa de un átomo 126C )
1UMA= 1,66.10-24g Masa atómica promedio (mA) O solo masa atómica, es el promedio ponderado de las masas de los isótopos que constituyen a un elemento.
Metales m.a. (UMA)
No metales
Fe
Na
Ca
Li
Al
C
H
O
N
S
Cl
P
56
23
40
7
27
12
1
16
14
32
35,5
31
Masa fórmula (mF) Es la suma de la masa de los elementos que constituyen a un compuesto expresado en U.M.A. 1 molécula de agua
1 molécula NH3
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H
H
O
N
mF = 2 m.a (H) + 1m.a (O): 18UMA
H H
1 44 2 4 3 2UMA
16 UMA
mF: 3m.a (H) + 1m.a (O): 17UMA S
H
S
3 UMA
S
14 UMA
135
San Marcos
Capítulo
17
1 unidad Fe2O3
mF: 2mA (Fe) + 3mA (O): 160UMA
1 44 2 4 3
S
112UMA
48UMA
Mol: Es la cantidad de sustancia que contiene 6,023.10 23 unidades estructurales (átomos, moléculas, u otras partículas).
1mol= 6,023.1023 unidades= No unidades No $ número (nº) de avogadro Ejemplo: 1 mol (átomos) = 6,023.10 23 átomos. 1 mol (moléculas) = 6,023.1023 moléculas. 1 mol (electrones) = 6,023.10 23 electrones.
Masa molar ( Μ ) Es la masa en gramos correspondiente a una mol de unidades estructurales Ejemplo: g (Elemento) mol
m.A (c): 12 UMA
Μ ^ c h: 12
mF H2O: 18 UMA
Μ^H2 Oh: 18
g (Compuesto) mol
Número de moles ( h ) La cantidad de moleculas esta relacionado con el número de unidades estructurales de cierta cantidad de sustancia. η = masa = N° de moléculas 23 Μ 6 - 10
Na: 6.1023 A partir de la fórmula de un compuesto se obtiene:
5 Mol de átomos de C: 5.(12g): 60g 1 Mol de moléculas de C5H12 5 Mol de átomos de H: 12.(1g): 12g 72g de C5H12
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Química Problemas resueltos 01. ¿Cuantos gramos de potasio hay en 112 gramos de hidróxido de potasio (KOH)? Datos: K= 39 O= 16 a) 32 g d) 56 g
b) 78 g e) 39 g
H= 1
c) 48 g
Resolución KOH
mK = 112g
mK = ?
Como: PF(KOH)=39 +16+1= 56uma Entonces: 56g KOH
112g KOH
contiene
mK = 78g
39g K
mK
Rpta.: d
02. ¿Cuántas tm de Cu se encuentran en 682 tm de malaquita, Cu 2(CO3)3(OH)2 Datos: mF= 341 mA: Cu= 63,5 a) 254 d) 32
b) 127 e) 18
c) 64
Resolución El proceso de extracción del cobre a partir del mineral malaquita se efectúa mediante procesos metalúrgicos:
682tm
W= ? 1mol Cu2 (CO 3) 3 (OH) 2 $ 2mol Cu 1 (341g) $ 2 (63, 5g)
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682tm
$ mcu = ?
`
mcu = 254tm
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Rpta.: d
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Capítulo
17
Practiquemos 01. ¿Cuántos átomos contiene 0,05 moles de calcio? ma Ca:40 a) 1,5.1022 b) 3,0115.1022 d) 3,0115 e) 6,023 02. ¿Cuántos moles contiene 4,2161.1024 átomos de cobre? a) 3,5 mol b) 7,0 mol d) 1,4 mol e) 2,8 mol 03. Indique la masa molar del gas pentano C 5H12. ma: C= 12; H= 1 a) 60 g/mol b) 65 g/mol d) 80 g/mol e) 85 g/mol
c) 6,023.1022
c) 0,7 mol
c) 72 g/mol
04. La masa molar del compuesto CnH2n+2 es 44 g/mol. Hallar el valor de “n” a) 1 b) 2 d) 4 e) 5
c) 3
05. En el compuesto MHCO3 la masa fórmula es 84 g/mol. Indique la masa atómica del “M” a) 22 b) 23 d) 25 e) 27 06. ¿Cuántos Mol contiene 132 g de calcio? ma Ca= 40 a) 3,3 mol b) 3,5 mol d) 4,2 mol e) 4,5 mol
c) 24
c) 4,0 mol
07. ¿Cuántos átomos de oxígeno existen en 40 g de SO 3? (O=16; S= 32; N 0= 6.1023) a) 3No d) 4No
c) 2No
b) 3 No 2 e) 6No
08. ¿Cuántos átomos contiene 68 g de amoníaco NH3? (N= 14; H= 1) a) 4No b) 2No d) 12No e) 16No
c) 6No
09. ¿Qué masa de metano (CH 4) contiene el mismo número de moléculas que 3,5 g de nitrógeno gaseoso? a) 6,4 g b) 1,6 g c) 3,2 g d) 0,8 g e) 2 g 10. En un recipiente cerrado se tiene 88 g de C 3H8 y 180 g de C 2H6. Calcular el número de mol de la mezcla. a) 4 mol b) 5 mol d) 8 mol e) 10 mol 11. Cuántos átomos existen en 400 g de CaCO3. a) 1,2.021 b) 1,2.1022 d) 1,2.1025
c) 6 mol
c) 1,2.1023
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Química 12. Señale la muestra que contiene mayor masa de calcio. I. 5mol CaCO3 III. 2mol Ca2CO4 a) Solo I d) Solo IV
II. 2mol Ca3(PO4)2 IV. 1mol CaSO4
b) Solo II e) II y III
c) Solo III
13. Se tiene 200 kg de KCIO 3 con 80% de pureza. ¿Qué masa de potasio está contenía en dicha muestra? PA(uma): K= 39; Cl= 35,5; O= 16 a) 51 kg b) 60 kg c) 65 kg d) 55 kg e) 70 kg 14. ¿Qué masa de CaSO 4 se obtendría a partir de 20 kg de Al 2(SO4)3 en forma teórica? PA(uma): Ca= 40; S= 32; Al= 27; O=16 a) 20,5 kg b) 14,86 kg c) 30,42 kg d) 23,86 kg e) 80,45 kg 15. Señale la proposición incorrecta: a) La atomicidad de H2SO4 es 7. b) Un mol de H3PO4 contiene 4 moles de oxígeno. c) Una unidad fórmula de Ca3(PO4)2 posee 3 moles de calcio. d) 2 mol de O2 contiene 4 mol de átomos. e) Una molécula de agua pesa 18 uma. 16. Señale la sustancia que tiene mayor masa. a) 4 mol CO b) 5 mol CO2 d) 4 mol Au e) 15 mol Na
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c) 10 mol SO2
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Capítulo
17
Tarea domiciliaria 01. Marque verdadero “V” o falso “F” pasa cada proposición I. El peso atómico de un elemento indica el peso del isótopo más abundante. II. La unidad de masa atómica toma como átomo referencial al carbono–14 III. Una U.M.A. es igual a 1,66.10–24g a) VVF b) VFF c) FVV d) FFF e) VVV 02. Hallar la masa de 5 mol de átomos de oxigeno. a) 32 g b) 48 g d) 80 g e) 96 g
c) 64 g
03. Hallar la cantidad de átomos presentes en 120 g de calcio metálico Ca= 40 N0 = 6.1023 a) 6.1023 átomos b) 12.1023 átomos c) 18.1024 átomos d) 1,8.1024 átomos e) 0,18.1023 átomos 04. Hallar la masa de 12.10 23 átomos de 11H . a) 1 g b) 2 g d) 4 g e) 5 g
c) 3 g
05. Una mezcla contiene 224 g de Hierro y 96 g de azufre. Calcular el número de moles en la mezcla. Datos MA: S= 32, Fe= 56 a) 3 mol b) 2 mol c) 5 mol d) 7 mol e) 10 mol 06. Un elemento químico posee 3 isótopos de números de masa consecutivos. Si el peso atómico del elemento es 28,7 g/mol, y las abundancias están en relación 5: 3: 2, respectivamente, señale el número de masa del isótopo liviano. a) 28 b) 27 c) 29 d) 30 e) 26 07. Una porción de hilo de Cobre tiene una masa de 635 mg. ¿Cuántos átomos posee? P.A.: Cu= 63,5) a) 6,02.1023 b) 12,046.1023 c) 6,02.1021 d) 12,046.1021 e) 30,115.1020 08. ¿Cuál es la masa de un átomo de Aluminio, si su masa atómica es 27? Considere No = 6.1023 a) 4,5.1023 g b) 9.1023 g d) 9.10-21 g e) 4,5.10-23 g
c) 4,5.1021 g
09. Una cantidad de 30,115.1023 átomos de un elemento desconocido pesó 115 g. ¿Cuál es la masa atómica de dicho elemento? a) 20 b) 21 c) 22 d) 23 e) 24 10. Una mezcla que posee Hierro y carbono pesa 400 g y contiene 15 mol de átomos ¿Cuántos gramos de carbono contiene la mezcla? a) 300 g b) 200 g c) 100 g d) 120 g e) 100 g
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Química
11. En 280 g de Hierro metálico `56 26Fej , masa atómica (Fe= 56) I. Hay 5 mol de átomos de Hierro. II. Hay 150 moles de neutrones. III. Hay 30,115.1023 protones. Son correctas: a) I y II b) II y III d) Solo I e) I, II y III
c) I y III
12. Una aleación de Oro y Cobre que pesa 1239 g. contiene 9 mol de átomos en total. Hallar la masa de Oro en la mezcla. Masas atómicas (Au= 197 ; Cu= 63,5) a) 245 g b) 985 g c) 138 g d) 788 g e) 591 g 13. Un elemento químico posee 2 isótopos X - 40 y X - 42 con abundancias 60% y 40%, respectivamente. Hallar la masa atómica del elemento químico. a) 48,8 b) 40,8 c) 41,8 d) 408 e) 84,8 14. Un elemento presenta 2 isótopos de números de masa 25 y 27. Si la masa atómica es 25,5. Hallar la abundancia del más ligero. a) 85 % b) 75% c) 45% d) 25% e) 50% 27 15. ¿Cuántos neutrones poseen 81 g de aluminio 13 Al ? a) 3N0 b) 14N0 d) 42N0 e) 6N0
c) 41N0
16. ¿Cuál es la diferencia entre la masa de un átomo de calcio y la de un átomo de carbono? Expresar el resultado en gramos. Masa atómica: Ca= 40, C= 12 a) 4,6.10-23 b) 1,32.10-23 c) 2,64.10-23 d) 3,96.10-23 e) 1,22.10-23 17. Una moneda de plata tiene una masa 116 g contiene 3,0115.1023 átomos de plata. ¿Cuál es el porcentaje de plata en la moneda? Dato: Masa atómica: Ag= 108 a) 46,55 % b) 25,355% c) 50 % d) 755% e) 80,5 % 18. Una aleación de cobre y oro de masa 123 g contiene 5,4207.10 23 átomos. ¿Cuál es el porcentaje de oro en la aleación? Masas Atómicas : Cu= 63,5; Au= 197 a) 60,31 % b) 75,25 % c) 50,00 % d) 80,15 % e) 79,79 % 19. Hallar la masa de 5 mol de átomos de fósforo. P.A. (P= 31). a) 31 g b) 93 g d) 124 g e) 145 g
c) 155 g
20. ¿Qué masa de metano (CH 4) contiene el mismo número de moléculas que 3,5 g de Nitrógeno gaseoso? Masas atómicas (C= 12, H= 1, N= 14) a) 6,4 b) 1,6 c) 3,2 d) 0,8 e) 2
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Capítulo
18
18
Composición centesimal y fórmula química
Composición porcentual de las sustancias Cuando un químico ha descubierto un nuevo compuesto, la primera pregunta que debe responder es: ¿Cuál es su fórmula? Para responder, empieza por efectuar un análisis cualitativo para determinar las sustancias que lo componen, seguido de un análisis cuantitativo para determinar la proporción de los mismos. Esto se expresa convenientemente como composición centesimal, esto es, como están los porcentajes de las masas de cada elemento en el compuesto. La composición centesimal es una propiedad intensiva que determina cuántos gramos de cada componente están presentes en cada 100 gramos de muestra.
La composición porcentual de una sustancia se puede calcular conociendo su fórmula, o si las masas de dos o más elementos que se hayan combinado entre sí se conocen o se pueden determinar experimentalmente. Si se conoce la fórmula, el proceso para calcular la composición porcentual se lleva a cabo en dos pasos.
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Química Paso 1: Calcular la masa molar. Paso 2: Dividir la masa total que le corresponde a cada elemento (dentro de la unidad fórmula) entre la masa molar y multiplicar por 100, al cociente obtenido anteriormente. % masa de A =
Masa de A en el todo x 100% masa del todo
La masa molar representa la masa total, es decir, el 100% del compuesto. Así, la composición porcentual del agua, H2O, es 11,1% de H y 88,9% de O, en masa. De acuerdo con la Ley de las Proporciones Definidas, la composición porcentual debe ser la misma independientemente del tamaño de la muestra que se tome. Ejemplo: Determinar la composición centesimal del fósforo en el fosfato de calcio: Ca3(PO4)2. Dato: m.A. (P= 31; Ca= 40). Solución: Paso 1: Determinar la masa molar del Ca3(PO4)2 Masa del elemento 3x40 g= 120 g 2x31 g= 62 g 8x16 g= 128 g Masa molar= 310 g/mol
3 Ca 2P 8O
Paso 2: %P =
62g /mol x100% 310g /mol
% P= 20%
Fórmula empírica (FE) y fórmula molecular (FM) La fórmula empírica, o fórmula más simple, determina la relación de átomos presentes en una unidad fórmula. Por ejemplo, sea la fórmula del etano C2H6, como la proporción de átomos de carbono a hidrógeno es de 1 a 3, respectivamente, entonces, su fórmula empírica es CH3. La fórmula molecular es la fórmula global, que representa el número total de átomos de cada elemento presentes en una unidad fórmula del compuesto. Es posible que dos o más sustancias distintas tengan la misma composición porcentual; por tanto, la misma fórmula empírica, y ser sustancias diferentes, ya sea con la misma fórmula molecular o con diferentes fórmulas moleculares. Por ejemplo, el acetileno, C2H2 es un gas que se usa en soldadura; el benceno, C6H6 es un importante solvente o disolvente que se obtiene del alquitrán de hulla y se usa en la síntesis del estireno y del nilón o nylon. Tanto acetileno como benceno contienen 92,3 % de C y 7,7 % de H. La mínima relación de C y H que corresponde a esos por cientos es CH (1:1). Por lo tanto, la fórmula empírica tanto para el acetileno como para el benceno es CH, aun cuando se sabe que las fórmulas moleculares son C2H2 y C6H6, respectivamente. No es raro que la fórmula molecular sea igual a la fórmula empírica. En caso contrario, la fórmula molecular es un múltiplo entero de la fórmula empírica. Cuadro 12.1: Fórmulas empíricas y moleculares de algunos compuestos.
Compuesto
Fórmula empírica
Fórmula molecular
Acetileno
CH
C2H2
Benceno
CH
C6H6
Etileno
CH2
C2H4
Formaldehído
CH2O
CH2O
Ácido acético
CH2O
C2H4O2
Glucosa
CH2O
C6H12O6
Cloruro de hidrógeno
HCl
HCl
Dióxido de carbono
CO2
CO2
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Capítulo
18
Diborano
BH3
B2H6
Hidrazina
NH2
N2H4
Hidrógeno
H
H2
Cloro
Cl
Cl2
Bromo
Br
Br2
Oxígeno
O
O2
Nitrógeno
N
N2
Porcentaje en masa de cada elemento. Considerar una muestra de 100 g
Cálculo de los gramos de cada elemento Con las masas atómicas
Cálculo de los moles de cada elemento Calcular la fracción molar de cada elemento
Asignación de la fórmula empírica
Cálculo de la fórmula molecular (FM) a partir de la fórmula empírica (FE) Es posible establecer una fórmula empírica porque: 1. Los átomos individuales que se combinan para formar un compuesto lo hacen en relaciones de números enteros y 2. Cada elemento tiene una masa atómica definida. Para obtener una fórmula empírica, necesitamos conocer: 1. Los elementos que se combinan. 2. Sus masas atómicas promedio. 3. La relación en masa, o porcentaje en masa en que se han combinado. Si los elementos A y B forman un compuesto, se puede representar a la fórmula empírica como AxBy, siendo X e Y números enteros, que representan la proporción en la que los átomos de A y de B se combinan para formar una unidad fórmula. Para escribir la fórmula empírica se deben calcular X e Y. La solución de este problema necesita de tres a cuatro pasos. Paso 1. Suponer una cantidad definida como base (generalmente 100 g) del compuesto, si es que no es dato del problema, y expresar la masa de cada elemento en gramos. Paso 2. Determinar el número de moles de átomos de cada elemento ( n). Dividir la masa de cada elemento entre su masa atómica promedio (m.A.).
n= masa del elemento / m.A. 144
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Química Paso 3. Dividir cada uno de los valores obtenidos en el paso 2 entre el menor de los valores obtenidos. Si los números obtenidos por este procedimiento son números enteros, se usan como subíndices al escribir la fórmula empírica. Si los números obtenidos no son enteros, proseguir con el paso 4. Paso 4. Multiplicar los valores obtenidos en el paso 3 por el número mínimo que los convierta en números enteros. Usar esos números enteros como los subíndices de la fórmula empírica. Por ejemplo, si la relación de A a B es 1,0 : 1,5, se pueden multiplicar ambos números por 2 para obtener la relación de 2 : 3. La fórmula empírica en este caso sería A2B3. Ejemplo: — Un sulfuro de hierro se formó combinando 2,233 g de hierro, con 1,926 g de azufre. ¿Cuál es la fórmula empírica del compuesto? Paso 1 y 2. Se dan los gramos de cada elemento, de modo que los podemos usar directamente en nuestros cálculos. Para obtener el número relativo de moles de cada elemento, se multiplican los gramos de cada elemento por el factor adecuado de (mol/masa molar). Fe: 2,233 g Fe x S: 1,926 g Sx
1mol átomos Fe = 00400 mol átomos 55.8 g Fe
Fe
1mol átomos Fe = 0,0600 mol átomos S 32, 1g S
Paso 3. Se divide cada número de moles entre el valor mínimo de ellos. Fe =
0, 0400mol = 1.00 0, 0400mol
S=
0,0600mol = 1, 50 0,0400mol
Paso 4. No hemos alcanzado una relación que dé una fórmula con números enteros de átomos, y por lo tanto, hay que duplicar cada valor para obtener una relación de 2 átomos de Fe a 3 átomos de S. Si se hace esta operación no se cambia la relación de átomos de Fe y de S. Fe: 1,00(2)= 2,00 S: 1,50(2)= 3,00 Respuesta: Fórmula empírica = Fe2S3
Ejemplo: El propileno, hidrocarburo, tiene una masa molar de 42,0 g/mol y contiene 14,3% H y 85,7% C. ¿Cuál es su fórmula molecular? Paso 1: Primero se determina la fórmula empírica: C: 85,7 g C x
1mol átomos C = 7,14 mol átomos C 12.0 g C
H: 14,3 g H x
1mol átomos H = 14,3 mol átomos H 1.0 g H
Se dividen los valores entre el menor de ellos. C=
7, 14mol = 1.0 7, 14mol
H=
14, 3mol = 2, 0 7, 14 mol
Paso 2: Obtener la fórmula a par tir de la fórmula empírica y la masa molecular. Fórmula molecular= (CH2)n Masa molar= 42.0 g Cada unidad de CH2 tiene una masa de (12,0 g + 2,0 g), o sea 14,0 g. El número de unidades de CH2 en 42.0 g es 3. n=
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42, 0g =3 14, 0g
La fórmula molecular es (CH 2)3, o C3H6.
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Capítulo
18
Problemas resueltos 01. La fórmula empírica de un compuesto es CH2O. si su peso molecular es de 60 g, su fórmula molecular es: a) C3H6O3 b) CH2O c) C9H18O9 d) C2H4O2 e) C6H12O6
Resolución Por fórmula: se tiene la siguiente relación: FM= kFE & ΜFM = kΜFE
Entonces: Dato &
ΜFM = 60g
ΜFE CH2 O = 30
Reemplazando: K=
60 = 2 & FM = 2FE = 2CH 2 O = C2H 4 O 2 30
Rpta.: d
02. Se quema cierto hidrocarburo, CxHy, en presencia de oxígeno y se obtiene como únicos productos CO 2 y H2O, en la proporción 1,955/1000. Determina la for mula empírica del hidrocarburo. Pesos atómicos: C= 12 H= 1 O= 16 a) C2H4 d) C2H6
b) CH4 e) C2H5
c) C3H8
Resolución Reacción de combustión (balanceada): CH y + O2 $ XCO2 +
Xmol CO2
X (44gr) 1.955
Dato: & 44x =
y H2 O 2
`
y mol de H2 O 2 y (18gr) 2 1
y (18) ^1.955h 2
`
x 2 = y 5
donde la fórmula empírica: C2H5 Rpta.: e
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Química 03. Un compuesto contiene 21,3% de potasio, 51,6% de osmio, 26,1% de oxígeno y 1,1% de hidrógeno. ¿Cuál es la fórmula más simple? Peso atómico: K= 39,0 Os= 199 O= 16 H= 1,0 a) KOsO3H3 d) KOs2O2H4
b) K 2OsO6H4 e) K 2Os2O4H6
c) K 2OsO4H6
Resolución F.E. $ K a Os b O c H d
Se toma 100 g (compuesto) K $ 21, 3g
Os $ 51, 6g
O $ 26, 1g
H $ 1, 1g
Luego se hallan los subíndices que vienen a ser el número de moles de cada elemento: n=
Masa mA
a=
21, 3 0, 55 = =2 39 0, 27
b=
51, 6 0, 27 = =1 190 0, 27
c=
26, 1 1, 63 = =6 16 0, 27
d=
1, 1 1, 1 = =4 1 0, 27
`
F.E. $ K2 Os O 6 H 4
Rpta.: c
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Capítulo
18
Practiquemos 01. Hallar el porcentaje de Mg en el sulfato de magnesio MgSO 4 (Mg= 24, S= 32, O= 16) a) 10% b) 20% d) 40% e) 45%
c) 30%
02. Obtener la relación de porcentaje en masa de “X” contenido en los compuestos XO 2 y H4X3O8, respectivamente. Si la masa molecular del primero es 60. a) 1 b) 1,2 c) 0,5 d) 1,5 e) 0,8 03. Hallar el porcentaje de nitrógeno en el NH 4NO3 (N= 14, H= 1, O= 16) a) 70% b) 45% d) 50% e) 80%
c) 35%
04. ¿Qué hidrocarburo posee 80% de carbono? (C= 12, H= 1) a) CH4 b) C2H6 d) C4H8 e) C3H8
c) C6H6
05. ¿Qué sustancia posee el mayor porcentaje de bromo? (Br= 80, O= 16) a) Br2O b) Br2O3 d) Br2O7 e) Iguales
c) Br2O5
06. Se tiene una muestra de 715 kg que contiene 60% de pureza de Cu 2O. ¿Qué masa de cobre se podría obtener si la eficiencia de proceso es de un 80%? Masa atómica (uma): Cu= 63,5; O= 16 a) 381 kg b) 480 kg c) 304,8 kg d) 204,8 kg e) 127,7 kg 07. Respecto a la composición centesimal del carbonato de calcio (CaCO 3), ¿qué podemos afirmar acerca de su contenido? Masa atómica (uma): Ca= 40; C= 12 a) 16%O b) 46%O c) 48%O d) 12%Ca e) 20%Ca 08. Indique la fórmula empírica de un óxido de arsénico que contiene 34,78% de oxígeno Masa atómica (uma): O= 16; As= 75 a) AsO b) As2O3 c) As2O5 d) AsO2 e) As2O 09. Cierto compuesto binario, cuya masa molar es 44 g/mol, contiene 18,18%H y 81,81%C. Indique la fórmula del compuesto. a) CO2 b) H2O c) C2H4 d) C3H8 e) C2H5OH 10. Un compuesto gaseoso formado de nitrógeno e hidrógeno contiene 12,5%H. Si la densidad del compuesto respecto al hidrógeno es igual a 16, halle la fórmula molecular de este compuesto. mA.(uma): N= 14; H= 1 a) N2H6 b) NH2 c) N2H d) NH3 e) N2H4
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Química 11. A partir de 171,6 g de una sal hidratada (Na 2CO3XH2O) que se coloca en una estufa, se logró eliminar en total 108 g de vapor de agua. Halle la fórmula del hidrato. PA(Na)= 23 uma a) Na2CO3. 6H2O b) Na2CO3. 10H2O c) Na2CO3. 8H2O d) Na2CO3. 9H2O e) Na2CO3. 7H2O 12. Un compuesto tiene la siguiente composición porcentual en masa Mn=63,22% y O= 36.78%. ¿Cuál es la fórmula empírica del óxido? PA(uma): O= 16, Mn= 55 a) Mn2O3 b) Mn3O4 c) MnO d) MnO2 e) Mn3O2 13. La composición centesimal de un ácido orgánico es C= 41,38%, O= 55,17% y H= 3,45%. Halle su atomicidad molecular si 0,25 mol de ácido tiene una masa de 29 g. a) 14 b) 12 c) 16 d) 8 e) 21 14. Al hacer reaccionar 35 g de un metal con oxígeno, se forman 67g de su óxido. Calcule la masa equivalente de dicho elemento metálico. a) 20,01 b) 10,35 c) 8,75 d) 15,25 e) 5,75 15. La hemoglobina de los glóbulos rojos de la mayoría de los mamíferos contiene 0,33% de hierro. Si la masa formular de la hemoglobina es 68000 uma, determine la cantidad de átomos de hierro por cada molécula de hemoglobina. a) 2 b) 3 c) 4 d) 5 e) 1 16. En una mezcla de agua destilada (H 2O) y de agua pesada (D2O), la composición del oxígeno es 86%. Determine la composición del H2O en la mezcla. Masas atómicas (uma): O= 16; H= 1; D= 2 a) 67,5% b) 75,0% c) 32,5% d) 25,0% e) 45,5%
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Capítulo
18
Tarea domiciliaria 01. Determinar la composición centesimal del C 2H6(Gas etano)
%C
%H
a) 20
80
b) 30
70
c) 40
60
d) 70
30
e) 80
20
02. Determinar la composición centesimal del SO3 MA: S= 32, O= 16
%S
%O
a) 40
60
b) 60
40
c) 50
50
d) 20
80
e) 80
20
03. Determinar el porcentaje de Cu en el óxido cúprico. MA: Cu= 64 a) 30% d) 60%
b) 40% e) 80%
c) 50%
04. Determinar el porcentaje de Ca en el carbonato de calcio. Dato: MA: Ca= 40, C= 12, O= 16 a) 10 d) 12
b) 20 e) 24
c) 40
05. Determinar el porcentaje de Fe en el óxido férrico (Fe2O3) MA: Fe= 56, O= 16 a) 50% d) 80%
b) 60% e) 90%
c) 70%
06. Determinar el porcentaje de Mg en el sulfato de magnesio Datos: Mg= 24, S= 32, O= 16 a) 8% d) 30%
b) 20% e) 32%
c) 24%
07. Determinar el porcentaje de de sal anhidra en: Disulfuro de hierro decahidratado. Datos: MA: Fe= 56, S= 32, H= 1, O= 16 a) 20% d) 50%
b) 30% e) 60%
c) 40%
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Química 08. Hallar la masa de hidrógeno en 90 g de agua. a) 5 g d) 20
b) 10 g e) 30 g
c) 15 g
09. Determinar la masa de "H" en 68 g de Amoniaco (NH3) a) 3 g d) 12 g
b) 6 g e) 15 g
c) 9 g
10. Determinar la masa de agua en 860 g de yeso (CaSO 4 . 2H2O) Datos: MA: Ca= 40, S= 32, O= 16, H= 1 a) 90 g b) 135 g d) 270 g e) 360 g
c) 180 g
11. La masa de Hidrógeno presente en 3g de sulfato de magnesio decahidratado es: a) 0,1 g d) 0,5 g
b) 0,2 g e) 1,0 g
c) 0,3 g
12. Determinar la masa de oxígeno en 860 g de yeso a) 120 g d) 480
b) 240 g e) 540 g
c) 360 g
13. Determinar la masa de agua en 308 g de CaCO3 . 3H2O. a) 18 g d) 96 g
b) 36 g e) 108 g
c) 48 g
14. Una muestra pesa 180 g y contiene 20% de KBr. Si se agrega 12g de KBr. ¿Cuál será el porcentaje de KBr en la muestra final? a) 32 % d) 19 %
b) 16 % e) 20 %
c) 25 %
15. Una sustancia orgánica contiene 80% de agua, 2% de proteínas y el resto de otras sustancias. Determinar el porcentaje de proteínas en la muestra seca. a) 10% d) 40%
b) 20% e) 50%
c) 30%
16. El carbón húmedo contiene 80% de carbono puro y 7% de agua. Hallar el porcentaje de carbono puro en la muestra seca a) 80% d) 70%
b) 86% e) 95%
c) 40%
17. Determinar la masa de sal anhidra en 278 g de NaNO3 . 3H2O a) 185 g d) 108 g
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b) 120 g e) 170 g
c) 54 g
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Capítulo
18
18. ¿Cuál es el valor de x en el siguiente compuesto MgO . X(SiO 2), sabiendo que el porcentaje de oxígeno es del 50% Mg= 24, Si= 28, O= 16 a) 1 d) 4
b) 2 e) 5
c) 3
19. En un compuesto se tiene 50'% de azufre y se completa al 100% con oxígeno. Sabiendo que su densidad a condiciones normales es de 2,85, hallar su fórmula empírica a) H2SO4 d) SO2
b) HSO4 e) S2O3
c) SO4
20. ¿Quién presenta mayor porcentaje de Cl en los compuestos? a) Cl2O3 d) Cl2O7
b) Cl2O e) ClO2
) . A . M ( s a c i m ó t a s a s a m e d a l b a T
c) Cl2O5
H= 1
Al= 27
Cu= 63,5
Be= 9
P= 31
Zn= 65
B= 11
S= 32
Br= 80
C= 12
Cl= 35,5
Ag= 108
N= 14
K= 39
I= 127
O= 16
Ca= 40
Au= 197
F= 19
Cr= 52
Hg= 200
Na= 23
Mn= 55
Pb= 207
Mg= 24
Fe= 56
U= 238
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Química
19
Gases
En los gases, las fuerzas de interacción entre las partículas son muy pequeñas. En un gas el número de partículas por unidad de volumen es también muy pequeño. Las partículas se mueven de forma desordenada, con choques entre ellas y con las paredes del recipiente que los contiene. Esto explica las propiedades de expansibilidad y compresibilidad que presentan los gases: sus partículas se mueven libremente, de modo que ocupan todo el espacio disponible.
Concepto Es el estado de la materia que se caracteriza por no tener forma ni volumen definidos. El comportamiento de un gas queda determinado con su presión, volumen y temperatura (“P”, “V” y “T”).
Ecuación general de gases Se cumple cuando la masa del sistema gaseoso es constante variando la presión, el volumen y la temperatura. P1 V1 P2 V2 = T1 T2
(En un cambio de estado a masa constante)
Procesos restringidos del gas ideal: a. Ley de Boyle-Mariotte (Proceso Isotérmico) (T= cte) Cuando la masa y temperatura de un gas permanecen constante, la presión absoluta varía en forma inversamente proporcional al volumen. PV= Constante ( P1V1= P2V2 Gráficamente:
P (ATM)
T1=T2 (1) (2) ISOTERMA V(L)
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Capítulo 19 b. Ley de Charles (Proceso Isobárico) (P= cte) Se cumple cuando la masa y presión de un gas permanecen constantes, variando el volumen en forma directamente proporcional a la temperatura absoluta. V1 V2 V = Cons tan te & = T T1 T2
Gráficamente: V (,)
ISÓBARA (2) ρ =ρ 1
2
(1) T(K)
c. Ley de Gay - Lussac (Proceso Isócoro o Isométrico) (V= cte)
Cuando la masa y el volumen de un gas son constantes, entonces la presión absoluta varía en forma directamente proporcional a la temperatura absoluta. Gráficamente: P T
= Cons tan te &
P (ATM)
P1 T1
=
P2 T2
ISÓCORA (2) V1=V2
(1)
T(K)
Ecuación universal de los gases ideales
PV = RTn •
P
Presión absoluta (1 atm = 760 mmHg)
•
V
Volumen
•
T
Temperatura
•
n
Número de moles
Kelvin (Absoluta)
Litros
R Constante (Depende de la presión) • R = 62,4 (P en mmHg) • R = 0,082 (P en atm) • R=8,3 (P en KPa) •
Nota: Para problemas donde una variable sea la densidad se utiliza:
PM = TRρ
•
P
Presión
•
M
•
T
Temperatura
•
R
•
ρ
Densidad (g/L)
Nota:
(masa) n= m M (masa molar)
Masa Molar (g/mol) Constante
1atm= 760mmHg= 760Torr 1 L = 1000cm 3= 1000 mL 154
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Química Problemas Resueltos 01. Una muestra de 2,0g de un gas contenido en un recipiente rígido de un litro de capacidad, a 27°C y 700mmHg, se calienta hasta 127°C y luego se deja escapar gas hasta alcanzar la presión inicial. En estas condiciones, ¿cuántos gramos de gas quedarán en el recipiente a) 0,5 b) 1,0 c) 1,5 d) 2,5 e) 3,0
Resolución En un proceso con cambio en el número de moléculas de gas: Entonces se cumple:
P1 V1 P2 V2 = m1 T1 m2 T2
Se mantiene constante en ambos estados la presión y la temperatura: V= 1L, P= 700mmHg además: T1= 27°C= 300K T2= 127°C= 400K reemplazando: (2,0g) (300K)= m 2 (400K) m2= 1,5g
Rpta.: c
02. ¿Cuántos recipientes de 250 ml de capacidad se pueden llenar, a 2atm y 0°C, con un gas a 3atm y 273°C, proveniente de un tanque de 5m 3 de capacidad? a) 12000 b) 13000 c) 14000 d) 15000 e) 16000
Resolución Sea x el número de recipientes; y de acuerdo a la Ley general de los Gases Ideales: P1V1 P2 V2 = T1 T2
P1= 2atm V1= 250°mL T1=0°C=273K 2^250xh 273
=
3.5 $ 10 546
P2= 3atm V2= 5m3= 5.106 mL T2= 273°C= 546K 6
∴ x= 15000
Rpta.: d
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Capítulo 19 Practiquemos 01. Con respecto a los gases, se podría afirmar que: a) Se difunden a través de todos los sólidos. b) Cuando el gas lacrimógeno sale de la bomba se produce una expansión. c) Su alta energía está relacionada con su limitado movimiento. d) A temperatura ambiente solo existen gases moleculares. e) Es imposible separar dos gases mezclados. 02. En las siguientes proposiciones, señale lo correcto con respecto al estado gaseoso. a) Los gases presentan volumen variable, igual que los líquidos. b) Las fuerzas de atracción son menores que en los sólidos. c) Existen metales gaseosos a temperaturas ambiente. d) Son considerados fluidos como los sólidos. e) El vapor del agua es un gas ideal. 03. Respecto a los gases ideales, indique lo correcto. a) Sus moléculas tienen volumen apreciable. b) Las interacciones moleculares de repulsión son mayores que las de atracción c) No presenta movimiento caótico y rectilíneo. d) El gas ideal cumple con la teoría cinética molecular. e) Los gases ideales son abundantes en la naturaleza: N2, O2, H2, ... 04. Hallar la densidad del gas metano CH 4 a -257°C si tiene una presión de 0,082 atm a) 2,5 g/L b) 1,5 c) 0,5 d) 1 e) 0,1 05. ¿Cuántas moles de CO2 se tendrá en 45L a 624 mmHg y 27°C? a) 1 b) 1,5 d) 3 e) 4
c) 2
06. ¿Qué masa se tendrá en 112 L de oxígeno a C.N.? b) 32 a) 16g e) 40 d) 160
c) 80
07. Un gas ocupa un volumen de 40 cm 3 a ciertas condiciones de presión y temperatura. ¿Qué volumen ocupará cuando la presión aumenta en 25% de su valor original y la temperatura absoluta en 20%? b) 27,4 a) 22,4 cm3 c) 30 e) 38,4 d) 31,6 08. Una masa de 5 g de un gas ocupa 4 L a 27°C y 780 mmHg. ¿Cuál de los siguientes podría ser el gas? a) C2H2 b) C2H6 c) CO2 d) CO e) C3H8 09. ¿Cuál es la densidad de un compuesto gaseoso, cuyo peso molecular es 34 a 67°C y 4,1 atm? a) 5g/L b) 6 c) 7 d) 8 e) 9 10. En un recipiente de capacidad desconocida se tiene 1,204.1023 moléculas de hidrógeno gaseoso a 27°C y a una presión de 1,5 atm. Hallar el volumen ocupado por el gas. a) 28,3 L b) 23,8 c) 33,2 d) 38,3 e) 3,28 11. En un cambio de estado: T1= 5T2 y V2= 4V1. Hallar la relación entre “P1” y “P2”. a) 10 b) 15 c) 20 d) 1 e) 1 15
2
12. Un gas a 10 L y 4 atm sufre un cambio de estado a temperatura constante. Hallar el nuevo volumen, si la presión aumenta a 10 atm. a) 4 L b) 8 c) 6 d) 10 e) 20 13. Un gas que se encuentra a volumen constante está sometido a 2 atm de presión y 27°C. Hallar la nueva temperatura, si la presión se duplica. a) 317°C b) 327°C c) 307°C d) 107°C e) 600°C 14. En un proceso isotérmico la presión de un gas aumenta al triple. Si su volumen inicial es 18 L, ¿cuánto será el volumen final en litros? a) 6 b) 8 c) 54 d) 18 e) 3
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Química Tarea domiciliaria 01. Transformar 527ºC a Kelvin a) 600 d) 800
b) 527 e) 254
c) 760
02. Respecto a la presión de los gases, indicar verdadero (V) o falso (F): I. La presión barométrica siempre es igual a 1 atmósfera. II. La presión atmosférica se mide con un manómetro. III. En un manómetro abierto se cumple que Pabs= Pman + Pbar. a) VVV b) FFF d) FVF e) VFV
c) FFV
03. De las proposiciones: I. Todos los gases son anisotrópicos II. La presión atmosférica depende de la altitud. III. Según Gay−Lussac la presión y la temperatura son directamente proporcionales para un gas ideal. Son correctas: a) I y II b) II y III c) I y III d) Solo II e) Todas 04. Para un gas, si la temperatura no varía y su presión aumenta, el volumen a) disminuye b) aumenta d) sigue igual e) aumenta en 10%
c) aumenta del doble
05. ¿Qué masa de N 2, puede estar contenido en un frasco que contiene de 0,32 g de Oxígeno a 27ºC y 0,082 atm; en condiciones de avogadro? a) 0,14 g b) 0,07 g c) 0,28 g d) 2,8 g e) 1,4 g 06. ¿Qué masa de Oxígeno hay en un cilindro que contiene 82 L de este gas a una presión de 3 atm y una temperatura 27ºC? a) 32 g b) 3,2 g c) 320 g d) 3,2 kg e) 16 g 07. ¿Cuántos átomos habrán en 20,5 L de gas carbónico a 27ºC y 2 atm de presión? (N A: número de avogadro) a) 5,5 N A b) 5 N A c) 7,5 N A d) N A e) 10 N A 08. ¿Cuántos gramos de Nitrógeno ocupan un volumen de 5 L a 7ºC y 624 mmHg? a) 6,1 b) 2,2 c) 4,5 d) 3,2 e) 5,0 09. Se tiene 128 g de O 2 a 2 atm y 27ºC. Determine el volumen en L del recipiente que lo contiene. a) 18,4 b) 12,3 c) 24,6 d) 49,2 e) 36,3 10. Hallar la densidad del gas Nitrógeno a 1,23 atm y 27ºC a) 0,7 g/L b) 1,4g/L d) 2,1g/L e) 4,2g/L
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c) 2,8g/L
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Capítulo 19
11. ¿Qué volumen en mL ocupan 10g de H 2 a condiciones normales? a) 2,24.102 b) 1,12.105 d) 1,12.103 e) 2,24.104
c) 2,24.101
12. Si 5,75 g de un gas ocupan un volumen de 3,4L a una temperatura de 50ºC y una presión de 0,94 atm. ¿Cuál es su peso molecular? a) 187 b) 47,7 c) 27,8 d) 54,3 e) 31,4 13. ¿Cuál es la densidad de un compuesto gaseoso, cuyo peso molecular es 34 a 67ºC y 2,05 atm? a) 5 g/L b) 6 g/L c) 7 g/L d) 8 g/L e) 2,5 g/L 14. Un matraz de 250 ml vacío tiene una masa de 300 g. Si se llena con gas metano CH 4 a condiciones normales, ¿cuál es la masa? a) 300,178 g b) 300,008 g c) 300,018 g d) 300,456 g e) 301,095 g 15. Hallar la densidad del gas Metano CH 4 a 227ºC y 624 mmHg a) 0,8 g/L b) 0,16 g/L d) 0,48 g/L e) 0,96 g/L
c) 0,32 g/L
16. En un recipiente de 250 ml se tiene 4,8 g de Oxígeno gaseoso a 27ºC. ¿Cuál es la presión en atmósferas que ejerce el gas? a) 14,76 atm b) 1,476 atm c) 7,38 atm d) 3,69 atm e) 1,23 atm 17. Un matraz de 1 L se llena con Dióxido de Carbono en condiciones normales y se cierra. ¿Cuántos gramos de gas hay encerrados en el matraz? a) 1,96g b) 3,93g c) 7,85g d) 0,79g e) 0,82g 18. El número de moléculas de O 2 contenidas en un recipiente de 8,2 L a 27ºC y 3 atm es: a) 6,0.1020 b) 1,2.1023 c) 6,0.1023 d) 1,2.1024 e) 2,0.1024 19. La densidad en g/L del CO2 medidos a 27ºC y 0,82 atm es: a) 2,0 b) 1,47 d) 1,26 e) 3,12
c) 1,58
20. Una muestra de gas puro a 27ºC y 380 torr ocupa un volumen de 500 ml. ¿Cuál es el número de moles de la muestra? a) 0,01 b) 0,32 c) 0,76 d) 0,98 e) 1,75
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Química
20
Reacciones químicas I
Las reacciones químicas son las variaciones producidas en la naturaleza y composición de las sustancias debido a efectos termodinámicos como la presión y la temperatura; cinéticos como un catalizador; fotoquímicos como las radiaciones U.V.; etc. produciéndose nuevas sustancias con propiedades diferentes a las de las sustancias originales. En una reacción química, a las sustancias iniciales se les llama reactivos y a las sustancias que se originan se les llama productos. Durante una reacción química, los átomos, moléculas o iones interaccionan y se reordenan entre sí para formar los productos. Durante este proceso se rompen enlaces químicos y se forman nuevos enlaces. Los reactivos y los productos pueden estar en estado sólido, líquido o gaseoso, o pueden estar en solución.
CO2(g)
CaCO3(s)
H2O(l) HCl(ac)
CaCl2(s)
Reactivos Central 6198-100
Productos 159
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Capítulo 20
Ecuación química:
CaCO3(S) + 2HCl(ac)
CaCl2(ac) + CO2(g) + H2O(I)
Una ecuación química usa símbolos y fórmulas químicas de los reactivos y productos, y otros términos simbólicos para representar una reacción química.
Símbolos de uso común en las reacciones químicas
Símbolo
Significado Indica que la reacción es irreversible y solo se desarrolla en el sentido indicado por la flecha. Reacción reversible; equilibrio entre reactivos y productos. Gas que se desprende. Formación de un precipitado.
(s)
Sustancia en fase sólida.
(l)
Sustancia en fase líquida.
(g)
Sustancia en fase gaseosa.
(ac)
Solución acuosa (sustancia disuelta en agua). También se suele denotar como (aq).
D
Calor.
Clasificación de las reacciones químicas Reacciones de combinación Llamadas también reacciones de síntesis, composición, asociación y de adición. Son aquellas reacciones en las cuales dos o más sustancias se combinan para formar un solo compuesto. La forma general de esta reacción es: A+B •
Síntesis del agua: 2H2(g) + O2(g)
•
•
•
AB
•
chispa eléctrica
Metal + oxígeno
N2(g) + 3H2(g)
2H2O(l)
óxido metálico
Síntesis del amoníaco o síntesis de Haber-Bosch:
•
Fe P, T
No metal + oxígeno
2NH3(g)
óxido de no metal
2 Mg(s) + O2(g)
D
2MgO(s)
S(s) + O2(g)
D
SO2(g)
4 Al(s) + 3O2(g)
D
2Al2O3(s)
N2(g) + O2(g)
D
2NO(g)
Metal + no metal
sal
•
2Na(s) + Cl2(g)
2NaCl(s)
2Al(s) + 3Br2( , )
2AlBr3(s)
Óxido de no metal + agua SO3(g) + H2O( , )
Óxido metálico + agua metálico)
base (hidróxido
Na2O(s) + H2O( , )
2NaOH(ac)
CaO(s) + H2O( , )
Ca(OH)2(ac)
oxácido H2SO4(ac)
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Química Reacción de descomposición Llamada también reacción de disociación. Son aquellas reacciones en las que una sustancia se descompone en sustancias más simples. Puede considerarse a esta reacción como la inversa de la combinación. El material inicial debe ser un compuesto, y los productos pueden ser elementos o compuestos. La forma general de la ecuación es: AB
A+B
Por ejemplo: algunos óxidos metálicos se descomponen para dar el metal libre más oxígeno, y otros dan un óxido inferior; algunos son muy estables y se resisten a la descomposición por calentamiento. D
2 HgO(s)
2Hg(l) + O2(g)
2 PbO2(s) D 2PbO(s) + O2(g) Los carbonatos y los bicarbonatos se descomponen al calentarlos para dar CO2. D
CaCO3(s) 2 NaHCO3(s)
D
CaO(s) + CO2(g)
Na2CO3(s) + H2O(g) + CO2(g)
Varios: D
2 KClO3(s)
2KCl(s) + 3O2(g)
2 NaNO3(s)
D
2NaNO2(s) + O2(g)
2H2O2(l)
D
2H2O(l) + O2(g)
Reacción de desplazamiento simple Llamada también sustitución directa. Son aquellas reacciones donde un elemento desplaza a otro de un determinado compuesto. Se forma un elemento diferente y un compuesto diferente. La forma general de la ecuación es:
A + BC
AC + B
Elemento •
Metal + ácido Zn(s) + 2HCl(ac) 2Al(s) + 3H2SO4(ac)
hidrógeno + sal
Elemento •
H2(g) + ZnCl2(ac)
Metal + agua hidróxido metálico 2Na(s) + 2H2O
3H2(g) +Al2(SO4)3(ac)
Ca(s) + 2H2O 3Fe(s) + 4H2O(g)
•
Metal + sal Fe(s) + CuSO4(ac) Cu(s) + 2AgNO3(ac)
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metal + sal
•
Cu(s) + FeSO4(ac)
Cl2(g) + 2KI(ac)
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H2(g) + NaOH(ac) H2(g) + Ca(OH)2(ac) 4H2(g) + Fe3O4(s)
Halógeno + sal de halógeno sal de halógeno Cl2(g) + 2NaBr(ac)
2Ag(s) + Cu(NO3)2(ac)
hidrógeno + óxido o
halógeno +
Br2(l) + 2NaCl(ac) I2(s) + 2KCl(ac)
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Capítulo 20
Reacción de metátesis Llamada también reacción de doble desplazamiento o doble descomposición. Son aquellas reacciones donde dos compuestos reaccionan para formar dos o más compuestos. La forma general de la ecuación es:
AB + CD Ejemplo:
AgNO3(ac) + K Cl(ac)
AD + CB
AgCl(s) + KNO3(ac)
a. Neutralización de un ácido y una base La producción de una molécula de agua a partir de un H + y un OH- se acompaña de desprendimiento de calor (reacción exotérmica). Ácido + base
sal + agua
HCl(ac) + NaOH(ac)
NaCl(ac) + H2O
H2SO4(ac) + Ba(OH)2(ac)
BaSO4 + 2H2O
b. Formación de un precipitado insoluble Las solubilidades de los productos se pueden determinar consultando una tabla de solubilidades. BaCl2(ac) + 2AgNO3(ac)
2AgCl + Ba(NO3)2(ac)
FeCl3(ac) + 3NH4(OH)(ac)
Fe(OH)3 + 3NH4Cl(ac)
c. Óxido metálico + ácido Se desprende calor en la producción de una molécula de agua. Óxido metálico + ácido
sal + agua
CuO(s) + 2HNO3(ac)
Cu(NO3)2(ac) +H2O
CaO(s) + 2HCl(ac)
CaCl2(ac) +H2O
d. Formación de un gas Puede producirse un gas como HCl o H2S directamente, como en estos dos ejemplos: H2SO4(l) + NaCl(s)
NaHSO4(s) + HCl
2HCl(ac) + ZnS(s)
ZnCl2(ac) +H2S
Un gas se puede producir indirectamente. Algunos compuestos inestables que se forman en una reacción de doble desplazamiento como el H2CO3, H2SO3 y NH4OH, se descomponen para formar agua y un gas: 2HCl(ac) + Na2CO3(ac) 2HNO3(ac) + K 2SO3(ac) NH4Cl(ac) + NaOH(ac)
2NaCl(ac)+H2CO3 2KNO3(ac)+H2SO3(ac) NaCl(ac)+NH4OH(ac)
2NaCl(ac) + H2O + CO2 2KNO3(ac) + H2O + SO2 NaCl(ac) + H2O + NH3
Reacciones endotérmicas y exotérmicas Las reacciones pueden ser exotérmicas o endotérmicas. Las reacciones exotérmicas liberan calor; las reacciones endotérmicas lo absorben. En una reacción exotérmica el calor es un producto, y se puede escribir al lado derecho de la ecuación de reacción. En una reacción endotérmica se puede considerar al calor como un reactivo y se escribe al lado izquierdo de la ecuación. Los siguientes ejemplos muestran al calor en una reacción exotérmica y una endotérmica. H2(g) + Cl2(g)
2HCl(g) +185 kJ (exotérmica)
N2(g) + O2(g) + 181 kJ
2NO(g) (endotérmica)
La cantidad de energía térmica producida en una reacción se llama calor de reacción. Las unidades empleadas pueden 162
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Química ser kilojoule o kilocaloría. Veamos la reacción representada por la ecuación: C(s) + O2(g)
CO2(g) +393 kJ
La entalpía de reacción ( DH) es el cambio de energía involucrada en una reacción a presión y temperatura constantes. Se denomina entalpía estándar (DH)° cuando la reacción se lleva a cabo en condiciones estándar, es decir, a la presión de 1atm y a la temperatura de 25°C. La entalpía de una reacción se puede determinar de la siguiente manera: TH^reacciónh
=
/ Hprod - / Hreact.
En una reacción endotérmica presenta signo positivo.
/ Hreactivos 1 / Hproductos
TH = ^HP - HRh 2 0
En una reacción exotérmica presenta signo negativo.
/ Hr eactivos 2 / Hproductos
TH = ^HP - HRh 1 0
Reacciones de combustión La combustión es una reacción de oxidación – reducción en la que el oxígeno (comburente) se combina rápidamente con materiales oxidables (combustibles) en reacciones exotérmicas, habitualmente con llama visible. La combustión completa (con exceso de O2) de hidrocarburos produce dióxido de carbono y vapor de agua como productos principales. Esta combustión se ve acompañada con una llama azul-verdosa.
CH4(g) + O2(g)
CO2(g) + H2O(v) + calor
La combustión incompleta de hidrocarburos con O 2 en defecto, produce monóxido de carbono y vapor de agua como productos principales. Estas reacciones ocurren en un ambiente deficiente en oxígeno y están acompañadas por una llama amarilla.
C3H8(g) + O2(g)
CO(g) + H2O(v) + calor
Si la combustión se realiza con O 2 muy escaso se produce hollín (C(s))
C4H8(g) + O2(g)
C(s) + H2O(v) + calor (Hollín)
Balance de ecuaciones: Además de la significación cualitativa que identifican a los reaccionantes y productos; a las ecuaciones se les atribuye una significación cuantitativa consistente con la ley de la conservación de la masa, lo que se traduce en el balance de ecuación; es decir, en operaciones que permitan determinar las cantidades de cada sustancia, expresadas como coeficientes, necesarios para que la cantidad de átomos sea el mismo en ambos miembros de la ecuación. Se recomienda intentar el balance por el método de simple inspección, iniciando el tanteo en la sustancia reaccionante con mayor atomicidad.
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Capítulo 20 Problemas Resueltos 01. ¿Cuál de las siguientes ecuaciones corresponde a una reacción de neutralización? a) 2HCl(ac) + Ba(OH)2(ac) BaCl2(ac) + 2H2O(l) b) 2KClO3(s) 2KCl(s) + 3O2(g) c) Zn(s) + CuSO4(ac) ZnSO4(ac) + Cu(s) d) 2C(s) + O2(g) 2CO(g) e) MnO2(s)+4HCl(ac) MnCl2(ac) + Cl2(g) + 2H2O(l)
Resolución Una reacción de neutralización ocurre entre un ÁCIDO y una BASE. Pertenece a las reacciones de doble desplazamiento, doble descomposición o metátesis. Ácido + Base
Sal + Agua
Analizando cada proposición y dando el tipo de reacciones correspondientes tenemos: b) Reacción de descomposición a) Reacción de neutralización: 2KClO3 calor 2KCl + 3O2 d) Reacción de adición
2HCl + Ba(OH)2 BaCl2 + 2H2O c) Reacción de desplazamiento simple: Zn + CuSO4 ZnSO4 + Cu e) Reacción redox intermolecular: MnO2 + 4HCl
2C + O2
2CO2
MnCl2 + Cl2 + 2H2O Rpta.: a
02. ¿Cuál de las siguientes ecuaciones corresponder a una reacción de descomposición a) 2HCl(g) H2(g) + Cl2(g) b) Zn(s) + CuSO4(ac) c) NaCl(ac) + AgNO3(ac) NaNO3(ac) + AgCl(s) d) NH3(g) + HCl(ac) e) CaO(s) + O2(g) CaCO3(s)
ZnSO4(ac) + Cu(s) NH4Cl(ac)
Resolución Una reacción de descomposición es aquella en la que un compuesto se transforma en dos o más sustancias diferentes. La reacción de descomposición se realiza por acción del: • Calor (pirólisis) • Corriente eléctrica electrólisis • Fotólisis acción de la luz • Hidrólisis acción del H 2O Su forma es: AB A+B a) 2HCl(g) H2(g) + Cl2(g): descomposición b) Zn(s) + CuSO4(ac) ZnSO4(ac) + Cu(s): simple desplazamiento c) NaCl(ac) + AgNO3(ac) NaNO3(ac) + AgCl(s): doble desplazamiento d) NH3(g) + HCl(ac) NH4Cl(ac): adición e) CaO(s) + O2(g) CaCO3(s): adición Rpta.: a
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Química Practiquemos 01. Indique lo que no corresponde a una reacción química. I. Debe producirse una variación en el estado de oxidación. II. Se produce una variación en las propiedades químicas de las sustancias III. Puede producirse una liberación de gases o formarse un precipitado. a) I b) II c) III d) I y II e) II y III 02. Respecto a las reacciones químicas, indique lo incorrecto. a) Es sinónimo de fenómeno químico. b) En ellas ocurren cambios energéticos. c) Existe ruptura de enlaces químicos y formación de otros nuevos. d) Ocurre cambio de composición y propiedades de los reactantes. e) El cambio de fase de una sustancia es evidencia de que ha ocurrido reacción química. 03. Relacione adecuadamente la reacción con su tipo correspondiente. I. KClO3
KCl +O2
a. Metátesis
II. Na2CO3 +CO2 + H2O III. Na + H2O
NaHCO3
b. Desplazamiento simple
NaOH + H2
IV. HCl + Mg(OH) 2
c. Adición
MgCl2 + H2O
d. Descomposición
a) Ia, IIb, IIIc, IVd
b) Ib, IIa, IIIc, IVd
d) Id, IIc, IIIb, IVa
e) Id, IIb, IIIc, IVa
c) Ic, IIb, IIIa, IVd
04. ¿Cuál es una reacción de descomposición? a) H2 + O2
H2O
b) CaCO3
CaO + CO2
c) Fe + HCl
FeCl3 + H2
d) NaOH + HCl
e) N2 + H2
NH3
NaCl + H2O
05. Identificar cuál de las siguientes reacciones es de adición. a) NH3
N2 + H2
d) CH4 + O2
CO2 + H2O
b) H2 + O2
H2O
e) Fe + HCl
FeCl2 + H2
c) CaCO3
CaO + CO2
06. En la combustión completa del butano (C 3H8) se obtiene como producto: a) CO
b) CO2 + H2O
d) O2
e) O2 + H2O
07. La reacción N2 + H2
NH3 es de:
a) Descomposición c) Simple desplazamiento e) Metátesis 08. La siguiente reacción: NH 3 + HCl a) Una neutralización d) Por simple desplazamiento
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c) CO + H2O
b) Combinación d) Neutralización
NH4Cl es: b) Una metátesis e) Una combustión 165
c) Una síntesis
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Capítulo 20
09. Indique un reacción de combustión incompleta: a) H2 + O2
H2O
c) CH4 + O2
CO2 + H2O
e) C2H6 + O2
CO + H2O
b) C3H8 + O2 d) HCl + NaOH
CO2 + H2O NaCl + H2O
10. Indique una reacción de metátesis: a) H2O
H2 + O2
d) NaOH+HCl
b) N2 + O2
NaCl + H2O
N2O5
e) Na + H2O
c) Cl2 + H2
HCl
NaOH + H2
11. En la reacción de combustión, señale el comburente: a) Propano
b) Dióxido de carbono
d) C3H8
e) O2
c) H2O
12. Al balancear la ecuación por tanteo: C6H6 + O2
CO2 + H2O
Determine el coeficiente del oxígeno a) 5
b) 10
d) 20
e) 25
c) 15
13. Al balancear por tanteo: CuO + NH3
Cu + N2 + H2O
Determine el coeficiente del cobre. a) 1
b) 2
d) 4
e) 5
c) 3
14. En la siguiente reacción: MnO2 + HCl
MnCl2 + H2O + Cl2
La suma de los coeficientes de los producto es: a) 1
b) 2
d) 4
e) 5
c) 3
15. En el gráfico de la reacción, la flecha indica: E(Kcal)
Sentido de la Rxn a) Calor de reacción
b) Energía de activación
d) Complejo activado
e)
DH
c) Variación de entalpía
>O
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Química Tarea domiciliaria 01. Si ocurre una reacción química en forma natural o artificial, se evidencian cambios tales como, excepto: a) Cambio de color, sabor u olor.
b) Liberación o absorción de energía calorífica.
c) Desprendimiento de un gas.
d) Formación de precipitados.
e) Formación de una mezcla 02. Indicar la relación incorrecta: a) CaCO3 + calor CaO + CO2 b) 2C + O2
: Descomposición
2CO
: Combinación.
c) C2H5OH + 3O2
2CO2 + 3H2O
d) 2Na+2H2O
2NaOH
e) K 2Cr2O7 + Ba(NO3)2
: Combustión : Metatesis
BaCr2O7 + 2KNO3 : Metátesis
03. ¿Cuál de las reacciones no posee su nombre correcto? a) 4Fe + 3O2 b) C6H12O6
2Fe2 O3
: Adición
2C2H5OH +2CO2
: Descomposición
2NaCl + Br2
: Sustitución simple
c) Cl2 + 2NaBr d) HCl+NaOH
NaCl+ H2O
e) BaCl2 + H2SO4
: Doble desplazamiento
BaSO4 + 2HCl
: Neutralización
04. ¿Cuál de las siguientes reacciones corresponde al tipo de doble desplazamiento? a) Na2O + H2O 2 NaOH c) H2SO4 + Zn ZnSO4 + H2 e) N2 + 3H2 2NH3
b) 2 KClO3 2KCl + 3 O2 d) NaCl + AgNO3 AgCl + NaNO3
05. ¿Cuál de las siguientes reacciones no corresponde a metátesis? a) H2SO4 + CaF2 c) BaS + ZnSO4 e) Sb2S3 + 3Fe
CaSO4 + 2HF
b) HgSO4 + 2 NaCl
BaSO4 + ZnS
d) MnCl2 + H2S
Na2SO4 + HgCl2 MnS + 2HCl
3FeS + 2Sb
06. En el gráfico de la reacción, la flecha indica: E(Kcal)
Sentido de la Rxn a) Energía de activación d) Variación de entalpía
b) Complejo activado e) DH > O
c) Calor de reacción
07. ¿Cuál es la suma de coeficientes en la ecuación de Haber-Bosch? a) 4 d) 7
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b) 5 e) 8
c) 6
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Capítulo 20
08. Balancear la siguiente ecuación química: m Al(OH)3 + nH2SO4 Determinar la relación de: a) 4 d) 3
m.n a.b
a Al2(SO4)3 + bH2O
. b) 2 e) 5
c) 1
09. Balancear la siguiente ecuación e indicar la suma de coeficientes enteros en: C2H6 + O2 a) 23 d) 19
CO2 + H2O
b) 17 e) 21
c) 15
10. Balancear la siguiente reacción química, “sólo por tanteo”, y dar la suma de coeficientes enteros en: KMnO4 + HC , a) 32 d) 40
KC , + MnC , 2 + C , 2 + H2O
b) 35 e) 45
c) 39
11. Hallar la suma de los coeficientes mínimos enteros para las ecuaciones químicas correspondientes a las reacciones de combustión completa de gas propano (C 3H8), octano C8H18 y acetileno (C 2H2). a) 35 b) 42 c) 87 d) 74 e) 82 12. Balancear la ecuación e indicar los coeficientes “m” y “n” en: Na2Cr2O7 + mFeSO4 + H2SO4 a) 1, 3 d) 1, 1
Fe2(SO4)3 + nH2O + Cr2(SO4)3 + Na2SO4
b) 6, 3 e) 6, 7
c) 7, 1
13. Balancear la siguiente ecuación, e indicar el mayor coeficiente de los productos: Al2 O3 + C + Cl2 a) 1 d) 4
CO + AlCl3
b) 2 e) 5
c) 3
14. Al balancear la ecuación química en la siguiente reacción: H2 SO4 + Al Al2 (SO4)3 + H2 Determine el mayor producto al multiplicar los coeficientes. a) 8 b) 12 d) 16 e) 18
c) 14
15. A partir de la reacción de combustión completa de la gasolina (asumiendo que es el isoctano puro: C 8 H18), determine la suma de coeficientes, después de balancear la ecuación. a) 37 b) 48 c) 61 d) 73 e) 85 16. En la siguiente reacción: Fe + O 2 Fe2O3 Determine la suma de los coeficientes. a) 3 b) 5 d) 9 e) 11
c) 7
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Química
21
Reacciones químicas II
Método de óxido - reducción (rédox) Las reacciones rédox son aquellas en las que se produce transferencia de electrones de una especie a otra. Por ejemplo, ejemplo, si introducimos una lámina de cinc en una disolución de sulfato cúprico, espontáneamente se produce, al cabo de poco tiempo, tiempo, un depósito de cobre metálico sobre la barra, bar ra, mediante ganancia de electrones: 2+
Cu(ac) +
2e-
Cu(s)
Los átomos de cinc transfieren los dos electrones pasando a iones cinc en disolución. Zn(s) + 2e-
2+
Zn(ac)
Como el proceso ocurre simultáneamente, se establece la siguiente reacción. Zn(s) + CuSO4(ac)
ZnSO4(ac) + Cu(s)
Oxidación Es un cambio químico en el cual un átomo pierde electrones, aumentando así su grado de oxidación.
Reducción Es un cambio químico en el cual un átomo gana electrones, disminuyendo así el grado de oxidación.
Oxidación -1 -2
+1 0
+3 +2
+5 +4
+7 +6
Reducción
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Capítulo 21
Oxidante Es la sustancia responsable de causar la oxidación de otras, en razón a que se reduce.
El oxidante se encuentra en la semireacción de reducción
Reductor Es la sustancia responsable de causar la reducción de otras, en razón a que se oxida.
El reductor se encuentra en la semireacción de oxidación A continuación, se proponen ejemplos de semireacciones semireacciones de óxido - reducción. reducción. 2+
3+
2 Fe SO4 - 2(1e-)
Fe 2(SO4)3 Oxidación
1-
0
2H Cl - 2(1e-)
Cl 2 Oxidación
0
S 8+8(2e-)
2-
8 S Reducción
7+
2+
K Mn O4 + 5e-
Mn Cl2 Reducción
El proceso de balance se lleva a cabo según las siguientes reglas: •
Separar en semireacciones diferentes la oxidación y reducción. Sólo el elemento que cambia su grado de oxidación debe estar balanceado por simple inspección.
•
Determinar el número total de electrones transferidos en cada semireacción.
•
Igualar electrones ganados y perdidos y sume miembro a miembro ambas semireacciones.
•
En primera instancia, sólo los coeficientes obtenidos en el producto se transfieren a la ecuación original ajustando el resto por simple inspección. Si el tanteo resulta tedioso, repetir el proceso transfiriendo los coeficientes del reaccionante.
Problema resuelto Balancear la siguiente reacción y determinar la relación molar: Ag(s) + HNO3(ac)
Oxidante Re ductor ductor
AgNO3(ac) + NO(g) + H2O
Solución: Determinar qué átomos han verificado cambios en sus grados de oxidación, indicativo de la ocurrencia de procesos redox. 0
5+
1+
2+
Ag + H N O3 $ Ag NO3 + N O + H2O Oxidación Reducción Separar en semireacciones diferentes la oxidación y reducción: 0
Ag - 1e+5
HN
O3 + 3e-
1+
Ag NO3 Oxidación 2+
NO Reducción
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Química Igualar electrones ganados y perdidos y sumar ambas semireacciones. 3(Ag - 1e-
AgNO3)
HNO3 + 3e3 Ag + 1 HNO3
NO 3Ag NO3 + 1NO
Sólo se transfieren los coeficientes del producto, terminando el balance por tanteo. 3Ag(s) + 4HNO3(ac) 3AgNO3(ac) + 1NO(g) + 2H2O 3 mol Ag + 4 mol HNO 3
3 mol AgNO3 + 1 mol NO + 2 mol H 2O
Elemento oxidado: plata
oxidante: HNO3
Elemento reducido: nitrógeno Respuesta: Relación molar:
reductor : Ag
Oxidante 4 = Re ductor ductor 3
Reacción de desproporción Denominadas también reacciones de dismutación o auto óxido-reducción. Son aquellas reacciones en las que la misma sustancia se oxida y se reduce simultáneamente. A continuación, se proponen ejemplos ejemplos de reacciones reacciones de desproporción. HNO2(ac)
Luz
Cl2(g) + KOH(ac) CuCl(ac)
HNO3(ac) + NO(g) + H2O KClO3(ac) + KCl(ac) + H2O CuCl2(ac) + Cu(s)
Comentarios • En reacciones redox entre metal y no metal, el primero siempre actúa como reductor y el segundo como oxidante. • Cuando más fácilmente un átomo, ion o molécula ceda sus electrones, tanto mayor es su capacidad reductora, es decir, decir, es un reductor más fuerte. • Cuando más fácilmente un átomo, ion o molécula gana electrones, tanto mayor es su capacidad como oxidante. • Las reacciones redox no sólo contienen al oxidante y al reductor. reductor. Además contienen las sustancias que se forman a partir de ellos. La sustancia formada por la oxidación del reductor se denomina forma oxidada (del reductor), la sustancia que se produce por la reducción del oxidante se denomina forma reducida (del oxidante). Los principios de óxido-reducción son la base de estos métodos sencillos y sistemáticos, de balance de ecuaciones. Cuando el estudiante haya adquirido experiencia, será capaz de predecir alguno o todos los productos si recuerda hechos como los siguientes: • La reducción de halógenos, X 2, conduce a la formación for mación del ión halogenuro, X–. • Si oxida un metal que presenta un solo grado de oxidación positivo, el producto es obvio, el ión positivo. • Las reducciones de HNO3 concentrado llevan a NO 2 y las reducciones de HNO 3 diluido conducen a NO; en algunos casos a N2, NH+4 , etc. según el agente reductor usado. − • El MnO 4 , se reduce a Mn 2+ en soluciones ácidas; en soluciones neutras o alcalinas se reduce a MnO2, MnO(OH)2. • La reducción de un peróxido conduce a H2O u OH–; la oxidación conduce a O 2. 2• El Cr2 O7 reduce a Cr3+ en medio ácido.
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Capítulo 21 Problemas Resueltos 01. En la reacción redox en medio ácido: − + C O2 2 4
Mn2+ + CO2
MnO 4
el agente oxidante, la forma reducida, el agente reductor y la for ma oxidada, respectivamente, respectivamente, son: 2-
, Mn2+, MnO4− , CO2
b) Mn O4− , C2 O24 - , Mn2-, CO2
2-
, CO2, MnO4− , Mn2+
e) Mn O4− , CO2, Mn2+, C2 O24 -
a)
C2 O 4
d)
C2 O 4
c) Mn O4− , Mn2+, C2 O24 - , CO2
Resolución Reducción 7+ -
MnO 4 +
3+ 2–
^C2 O4h2- =
4+
2
$ Mn+ + CO2
Oxidación Agente oxidante: oxidante: Mn O 4• Forma reducida: Mn+2
Agente reductor: C2 O=4 • Forma oxidada: C O=2
•
•
Rpta.: d
02. Diga usted que afirmación es correcta referente a la siguiente ecuación: 6Fe 6Fe2+ + 3Cl2
6Cl– + 6Fe3+ b) El Fe2+ es el agente oxidante. d) El Fe2+ gana electrones.
a) El gas cloro pierde electrones. c) El gas cloro es el agente reductor. e) El gas gas cloro cloro es el agente oxidante.
Resolución Se oxida (pierde 1e –) Fe2+ + Cl2
2 Cl1- + Fe Fe3+
0 1– Se reduce (gana 2e –) 2Fe 2Fe2+ + Cl2
2Cl1- + 2Fe3+
Agente Agente reductor oxidante 6Fe2+ + 3Cl2
6Cl1- + 6Fe3+
Toda la ecuación química se halla triplicada. Luego es correcto: El gas cloro es el agente oxidante Rpta.: e
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Química Practiquemos 01. Indique la relación molar del oxígeno y el H 2O en la combustión de un alqueno CnH2n + O2 CO2 + H2O a) 3/2 b) 2/3 c) 1/2 2 d) h e) h 02. En la reacción: CO + O 2 CO2 el número de oxidación del carbono cambia de: a) +2 a +1 b) +4 a +1 d) +4 a +2 e) N.A.
c) +2 a +4
03. En la reacción: HNO 3 + Ag AgNO3 + NO el número de oxidación del nitrógeno cambia de: a) +2 a +1 b) +2 a +5 d) +5 a +4 e) +5 a +2
c) +4 a +1
04. Completar la siguiente semireacción indicando el número de electrones que se transfieren. P4 P3− a) 12eb) 3 c) 6 d) 8 e) 4 05. ¿Cuál es el agente oxidante en la siguiente reacción? Al + CuSO4 a) Al d) Cu
Al2(SO4)3 + Cu
b) CuSO4 e) F.D.
c) Al2(SO4)3
06. Sea R la relación molar: agente reductor/ agua. ¿Cuál es el valor numérico de R para la reacción? CuO + NH3 a) 3/2 d) 2
Cu + N2 + H2O
b) 1/3 e) 3
c) 2/3
07. Dada la reacción: KMnO4 + HCl KCl + MnCl2 + Cl2 + H2O Luego del balance por redox, indique la suma de los coeficientes de agente oxidante y forma reducida. a) 2 b) 3 c) 4 d) 5 e) 7 08. Para la siguiente ecuación: Br2 + NaOH
NaBr + NaBrO3 + H2O
se puede afirmar que: a) El sodio se oxida. c) Es un redox de desproporción. e) El coeficiente coeficiente del bromo es 6 y del NaBrO3 es 10.
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b) El H2O y NaOH no son sustancias espectantes. d) El bromo se oxida y el hidrógeno se reduce.
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Capítulo 21
09. Determine el coeficiente del agente reductor en la ecuación: Al + HCl a) 1 d) 4
AlCl3 + H2
b) 2 e) 5
10. Indicar un caso de oxidación: a) Fe2+ Fe3+ d) Cl7+ Cl1+
b) Cu1+ e) S4+
c) 3
c) S2–
Cu
S2+
S4–
11. Señale el agente oxidante en la reacción: P + H2SO4 a) P d) SO2
H3PO4 + SO2 + H2O
b) H2SO4 e) H2O
c) H3PO4
12. Señale la forma oxidada en la reacción: HNO3 + H2S
NO + S + H2O
b) H2S e) H2O
a) HNO3 d) S 13. En la reacción: Fe + CuCl2 a) Fe d) Cu
c) NO
FeCl2 + Cu. ¿Cuál es la sustancia que ha sido oxidada? b) CuCl2 c) FeCl2 e) N.A.
14. En la siguiente ecuación: NaI + NaIO3 + H2SO4 a) El sodio se reduce. d) El yodo se reduce.
I2 + NaSO4 + H2O
b) El azufre se oxida. e) c y d
c) El yodo se oxida.
15. Balancear por tanteo la siguiente reacción: aP2H4 Dar como respuesta: F= a) 1 d) 3
bPH3 + cP4H2
a+c b
b) 1/2 e) 1/3
c) 2
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Química Tarea domiciliaria 01. Identifique la proposición correcta: a) En una reacción Redox el átomo que gana electrones se oxida. b) Se reduce el elemento que pierde electrones c) El elemento que pierde electrones actúa como agente reductor. d) El agente reductor es el que hace que otro átomo pierda electrones. e) En una reacción de metátesis existe variación en los estados de oxidación de los elementos. 02. Indicar con (V) si la proposición es verdadera ó (F) si es falsa, con respecto a la siguiente reacción química: KCl+H2SO4+KMnO4
KHSO4+MnSO4+H2O+Cl2
( ) El cloro se oxida ( ) El azufre se oxida
( ) El manganeso se reduce ( ) El cloro es reductor
a) VVVV d) FVFV
b) FFVV e) VVFV
c) VFVV
03. Determinar la cantidad de electrones que se gana en: 1
E7+ a) 2 d) 12
E2
b) 4 e) 16
c) 8
04. De la siguiente ecuación: HNO3 + H2S
S + NO + H2O
Qué sustancia es el agente oxidante. a) H2S d) NO
b) HNO3 e) H2O
c) S
05. Indicar con (V) si la proporción es verdadera o (F) si la proposición es falsa, respecto a la siguiente reacción química: Cu + HNO3
Cu (NO3)2 + H2O + NO2
( ) El cobre se oxida ( ) El nitrógeno se oxida a) VVFV d) VFVF
( ) El hidrógeno se reduce ( ) El cobre es el reductor b) VFVV e) FVVF
c) VFFV
06. Balancear e indicar el coeficiente del agente oxidante en: MnO2 + HCl MnCl2 + H2O + Cl2 a) 1 d) 4
b) 2 e) 5
c) 3
07. En la siguiente ecuación. HCHO + Ag2O
HCOOH + Ag
¿Cuál es el elemento oxidado y cuál es el agente oxidante? a) Oxido de plata y metanol d) Carbono y óxido de plata
b) Metanoico y plata e) Plata y metanol
c) Óxido y ácido
08. Balancear la siguiente ecuación redox e indicar el número de electrones transferidos: Sn + HNO3 a) 1 d) 4
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SnO2 + NO2 + H2O
b) 2 e) 5
c) 3
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Capítulo 21
09. ¿Qué sucede con el manganeso en la siguiente semireacción? -
MnO 4
a) Se oxida d) Pierde electrones
Mn2+
b) Se reduce e) No le sucede nada
c) Se oxida y se reduce a la vez
10. Determinar lo correcto en la siguiente reacción, oxidación, reducción: MnO2 + HC , a) El oxígeno se oxida d) El oxígeno se reduce
MnC , 2 + C , 2 + H2O
b) El manganeso se reduce e) El agua se dismuta
c) El hidrógeno se oxida
11. En la siguiente reacción química, ¿qué sustancia actúa como agente reductor? CuO(s) + NH3(g) N2(g) + Cu(s) + H2O(g) a) N2 d) CuO
b) H2O e) Cu
c) NH3
12. Balancear la siguiente ecuación química: PbS+HNO3
Pb(NO3)2+NO+S+H 2O e indicar el coeficiente: agente reductor / agente oxidante. a) 8/3 d) 4/3
b) 3/8 e) 1
c) 3/2
13. Balancear la siguiente ecuación química e indicar lo incorrecto con respecto a sus coeficientes: Na2 SO3 + I2 + H2O Na2 SO4 + HI a) Agente reductor (1) d) Forma reducida (2)
b) Agente oxidante (1) e) H2O (1)
c)
Forma oxidada (2)
14. ¿Cuál es la relación entre los coeficientes del ácido sulfhídrico y el agua una vez balanceada la siguiente ecuación química? KNO2+H2S+HCl NO+S+KCl+H2O a) 1/2 d) 2/3
b) 1/4 e) 2/5
15. Al balancear la siguiente ecuación química: KMnO4+H2SO4+H2S
c) 1/3
K 2SO4+MnSO4+H2O+S
El coeficiente del agente reductor es: a) 1 d) 5
b) 2 e) 8
c) 3
16. Hallar el coeficiente del agua y yodo en la ecuación: Na2TeO3+NaI+HCl a) 2, 3 d) 1, 3
b) 1, 2 e) 2, 4
17. Determinar el coeficiente del agente oxidante: KMnO4+FeSO4+H2SO4 a) 2 d) 1
NaCl+H2O+Te+I 2 c) 3, 2
K 2SO4+H2O+MnSO 4+Fe2(SO4)3
b) 4 e) 7
c) 6
18. Balancear la siguiente reacción en medio ácido y dar el coeficiente del agua: Cu + NO1Cu2+ NO 3 a) 1 d) 4
b) 2 e) 5
c) 3
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Química
22
Estequiometría I
Definición La estequiometría es parte de la química que se encarga del estudio de la composición de las sustancias y las relaciones cuantitativas entre estas cuando intervienen en los cambios químicos.
Leyes Ponderales a. Ley de Conservación de la Materia (Lavoissier) La materia no se crea ni se destruye, sólo se transforma.
b. Ley de Proporciones Definidas (Proust) La relación entre las masas de combinación en una reacción química se mantiene constante.
c. Ley de Proporciones Múltiples (Dalton) Para compuestos binarios se cumple que mientras la masa de uno de los elementos permanece constante, la masa del otro varía en proporción de números enteros. Ejemplo: 2 Cl2
+
1 O2
2 Cl2 O
2 Cl2
+
3 O2
2 Cl2 O 3
2 Cl2
+
5 O2
2 Cl2 O5
2 Cl2
+
7 O2
2 Cl2 O7
constante
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Capítulo 22
Ley de proporciones recíprocas (Wentzel - Ritcher) Cuando dos sustancias se combinan con la misma masa de una tercera sustancia, estas sustancias se combinan en la misma proporción en masa o múltiplos de esta: •
12g de C con 32 g de
•
12 g de C con 4g de
•
4 g de
H2 con
O2 producen
H 2 producen
32 g de
44g de
CO2
16g de CH4
O2 producen
36g de
se combina con
H2 O
12g C
se combina con
se combina con
32g O2
4g de H2
Reactivo limitante y en exceso Frecuentemente en las reacciones químicas los reactantes no se encuentran presentes en las cantidades estequiométricas exactas según las proporciones indicadas en la ecuación balanceada. El reactante que se consume primero en la reacción se llama reactivo limitante y dependerá de éste, la cantidad de producto que se for me, ya que al acabarse no se podrá formar más producto. A los reactantes que se encuentran en mayor cantidad que la requerida para reaccionar con el reactivo limitante se les denomina reactivos en exceso.
Relación
1N2
Mol
1mol
Masa fija
28g
+
3H2
2NH3
3mol
2mol
6
#2
Masa dato
#3
56g
Exceso
68g
6g H2
#2
Cantidad dato Cantidad fija
Reactivo limitante N2 :
56 28
: 2 (Reactivo limitante)
H2 :
18 6
: 3 (Reactivo en exceso)
Los 56 g de
18g
34g
N2 como
requieren de 12 g de
Exceso = 18g - 12g = 6g de
H2 ,
sobran 6g de H2
H2
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Química Problemas Resueltos 01. Calcular la masa de dióxido de manganeso que reacciona con un exceso de ácido clorhídrico de tal manera que se produzca 142 g de Cl2. PF (MnO= 87, Cl2 = 71) MnO2(s) + 4HCl(l ) a) 142 d) 96
MnCl2(s) + Cl2(g) + 2H2O(l )
b) 158 e) 174
c) 79
Resolución Por estequiometría PF (MnO2)= 87 u PF (Cl2) = 71 u 1 MnO2(s) + 4HCl(l)
MnCl2(s) + 1 Cl2(g) + 2H2O
1 mol MnO2 Reduce 1 mol Cl2 87 g
mCl
2
71 g mMnO
142 g
mMnO
2
2
= 142g
=174g Rpta.: e
02. ¿Cuántos gramos de oxígeno se producen al calentar un kilogramo de perclorato de potasio, que se descompone para formar cloruro de potasio y oxigeno? Datos: Masa atómica: K= 39; Cl= 35,5; O=16 KClO4 a) 522,43g d) 39,20g
KCl + 2O2
b) 462,09g e) 261,32g
c) 130,62g
Resolución Identificando la ecuación química del proceso tenemos: Μ=
138,5 g/mol (Para el KClO4) 1KClO 4 (s) 1mol
1 (138, 5g) 1000g
Q (calor)
produce produce
1KCl(s) + 2O2 (s) 2mol /g
2 (32g) W
Cantidad de gramos de oxígeno producidos al calentar un kilogramo de perclorato de potasio: W= 462,0g Rpta.: b
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Capítulo 22 Practiquemos 01. Según la reacción: NH3 + O2
NO + H2O
¿Cuántos moles de agua se forman con 1,2 mol de NH3? a) 1,2mol b) 2,4 d) 0,6 e) 1,8
c) 0,8
02. ¿Qué masa de agua se formará a partir de 2 g de hidrógeno? (P.A.: H= 1; O= 16) H2 + O2 a) 18g d) 21
H2O
b) 36 e) 39
c) 28
03. ¿Quá masa de nitrógeno se necesitan para formar 68 gramos de amoníaco (NH 3)? (P.A.: N= 14; H= 1) N2 + H2 a) 12 d) 30
NH3
b) 56 e) 30
c) 18
04. Determinar el número de moles de agua que se forman al quemarse 10 moles de metano (CH4). CH4 + O2 (P.A.: C= 12;H= 1; O= 16) a) 5 d) 12
CO2 + H2O
b) 20 e) 15
c) 10
05. Determinar el número de moles que se emplea de cloruro de hidrógeno, para que reaccione con 4 mol de sodio metálico, de acuerdo a: Na + HCl a) 1 mol d) 6 mol
NaCl + H2
b) 2 mol e) 8 mol
c) 4 mol
06. Hallar la masa de propano (C 3H8) necesarios para obtener 4 mol de anhídrido carbónico en la combustión completa dicho combustible. Datos: C= 12; H= 1; O= 16 a) 142,5 g b) 36,9 g c) 58,7 g d) 12,8 g e) 532,4 g 07. Qué volumen de vapor de agua se produce al reaccionar 100 litros de H 2 con O2, según: 2H2 + O2 a) 3001 d) 150
2H2O
b) 200 e) 50
c) 100
08. ¿Qué masa de cobre se necesitan para obtener 325 gramos de zinc? según: Cu + ZnCl2 Datos: Cu= 63,5; Zn= 65 a) 419,8 d) 317,5
CuCl2 + Zn
b) 247,9 e) 831,6
c) 136,1
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Química 09. ¿Qué masa de anhídrido sulfúrico se necesita para preparar 196 g de ácido sulfúrico? (P.A.: S= 32; H= 1; O= 16) SO3 + H2O a) 160 g d) 136 g
H2SO4
b) 82 g e) 180 g
c) 18 g
10. ¿Cuántos gramos de nitrógeno se necesitan para preparar 10 moles de amoníaco (NH3)? (P.A.: N= 14; H= 1) N2 + H2 a) 140 g d) 77 g
NH3
b) 280 g e) 240 g
c) 28 g
11. En la siguiente reacción: MgO + HBr MgBr2 + H2O ¿Cuántos gramos de H2O se obtendrá de 160 g de MgO? (Mg=24; Br= 80) a) 16 g b) 18 g c) 144 g d) 72 g e) 36 g 12. Según la reacción: NH3 + O2 NO + H2O ¿Cuántos moles de H2O se formarán a partir de 170 g de NH 3? a) 15 mol b) 18 mol d) 12 mol e) 10 mol
c) 20 mol
13. Determinar el número de moles de agua que se forman al quemarse 5 moles de metano (CH4). (P.A.: S=12; H= 1; O= 16) CH4 + O2 a) 5 mol d) 20
CO2 + H2O
b) 10 e) 30
c) 15
14. ¿Qué masa de hierro se deben tratar con suficiente ácido clorhídrico para formar 4,5 moles de hidrógeno gaseoso? (P.A.: Fe= 56; H= 1; O= 16; Cl= 35,5) Fe + HCl a) 168g d) 224
FeCl3 + H2
b) 112 e) 216
c) 56
15. ¿Cuántos gramos de hidrógeno se obtienen al reaccionar 100 g de sodio? (P.A.: Na= 23; H= 1; O= 16) Na + H2O a) 2,17 g d) 8,69
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NaOH + H2
b) 4,35 e) 10,86
c) 6,51
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Capítulo 22 Tarea domiciliaria 01. Determinar el número de moles que se forman de Cloruro de Hidrógeno (HCl) por reacción de 3 mol de H 2 de acuerdo a: H2 + C , 2 HC , a) 3 mol b) 1,5mol c) 3,5mol d) 6,0mol e) 9,0mol 02. Determinar el número de moles que se forman de pentóxido de Dicloro (Cl 2O5) por la acción de 20 mol de O 2 según: Cl2 + O2 a) 4 mol d) 8 mol
Cl2O5
b) 2 mol e) 12 mol
c) 6 mol
03. Determinar el número de moles que se emplea de cloruro de hidrógeno, para que reaccionen con 4 mol de sodio metálico, de acuerdo a: Na + HCl NaCl +H2 a) 1 mol b) 2 mol c) 4 mol d) 6 mol e) 8 mol 04. Cuántas moles de sodio metálico son necesarios para formar 8 mol de hidrógeno gaseoso. Na + H2O a) 4 mol d) 16 mol
NaOH + H2
b) 8 mol e) 20 mol
c) 12 mol
05. Cuántas moles de CH4 se producen usando 4 moles de C3 Al4 en la siguiente ecuación: H2O + C3 Al4 a) 10 mol d) 13 mol
Al (OH)3+ CH4
b) 11 mol e) 14 mol
c) 12 mol
06. Se produce la siguiente reacción: 8HNO3+3Cu
3Cu(NO3)2+2NO+4H 2O
¿Cuántas moles de cobre metálico son necesarias para producir 4,5 mol de óxido de nitrógeno? a) 8,62 mol b) 6,75 mol c) 10,38 mol d) 4,75 mol e) 1,20 mol 07. Hallar la masa de agua formada cuando 4 g de hidrógeno reaccionan con oxígeno de la siguiente manera: H2 + O2 a) 18 g d) 72 g
H2O
b) 32 g e) 81 g
c) 36 g
08. Hallar la masa de CaO que se forma por la reacción de 16 g de O2 con Calcio a) 28 g b) 56 g c) 48 g d) 30 g e) 36 g 09. Si el magnesio se oxida formando un polvo blanco P.A. Mg= 24; O= 16 Mg + O2
MgO
¿Cuántos gramos de magnesio son necesarios si se quiere preparar 160 g de óxido para la fabricación de talco? a) 6 g b) 12 g c) 96 g d) 24 g e) 48 g
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Química 10. Qué masa de oxígeno se requiere para la combustión completa de 160 g de CH 4. C= 12; H= 1; O= 16 a) 64 g b) 640 g c) 320 g d) 32 g e) 450 g 11. Que masa de óxido de calcio se obtiene de acuerdo a Ca+O 2 oxígeno. Ca=40; O=16 a) 56 g b) 28 g d) 120 g e) 130 g
CaO cuando 20 g de Ca reacciona con el c) 112 g
12. Hallar la masa necesaria en gramos de Azufre para obtener 320 gramos de Trióxido de azufre.
) a) 128 g d) 56 g
S + O2 " SO2 SO2 + O2 " SO3
b) 139 g e) 235 g
c) 91 g
13. ¿Qué cantidad de clorato de potasio será necesaria para obtener 48 g de O 2? KClO3 K = 39; Cl = 35,5; O =16 a) 12,25 g d) 42,5 g
KCl + O2
b) 122,5 g e) 32,5 g
c) 1,25% g
14. Hallar la masa del oxígeno que puede obtenerse al calentar 432 g de Óxido de Mercúrico. (m. AHg = 200) HgO Hg + O2 a) 3,2 g b) 16 g c) 32 g d) 160 g e) 64 g 15. ¿Cuantos g de óxido de calcio se obtendrá de la oxidación total de 10 g de calcio? a) 4g b) 8 g c) 12 g d) 14 g e) 20 g 16. Para quemar metano se necesitan 128 g de O2 ¿Cuántos g de CO2 se han formado en dicha combustión? a) 22g b) 44g c) 88g d) 11g e) 100g 17. El tetracloruro de silicio (Cl 4 Si) se produce conforme a la reacción: SiO2 + Cl2 + C
Cl4 Si + CO
¿Qué cantidad de sílice (SiO 2) en mol se consume cuando se producen 28 g de monóxido de carbono (CO)? a) 2 mol b) 1/4 mol c) 1/3 mol d) 1 mol e) 1/2 mol
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Capítulo 23
23
Repaso
01. En la siguiente reacción química : C3H8 + O2 CO2 + H2O ¿Cuántos moles de oxígeno gaseoso reaccionan para producir 0,6 moles de anhídrido carbónico? a) 5 mol b) 4 c) 3 d) 2 e) 1 02. Si la presión de un gas se reduce a la mitad y su temperatura absoluta se triplica, determine la relación entre la densidad final y la inicial del gas a) 1 / 2 b) 1 / 4 c) 1 / 6 d) 1 / 8 e) 1 / 10 03. Se tienen dos gases diferentes en recipientes de la misma capacidad a la misma temperatura. Si la densidad del primer gas es el doble de la del segundo, y además el peso molecular del segundo es tres veces el del primero. Determine la relación de sus presiones (P 1 /P2) a) 3 b) 4 c) 5 d) 6 e) 7 04. Al extraer cierta cantidad de moles de un gas contenido en un recipiente de 30L a 900 mmHg y 27°C , la presión disminuye a 600 mmHg y la temperatura a 0°C. Determine la cantidad de moles de gas extraído a) 0,64 b) 0,005 c) 0,2 d) 0,32 e) 0,385 05. ¿Cuántos gramos de calcio se requiere para preparar 50 g de hidrógeno por descomposición del agua, según la siguiente reacción: Ca + H 2O Ca(OH)2 + H2 a) 500 g b) 600 c) 900 d) 1000 e) 1050 06. Se tiene un recipiente de 4 litros que contiene nitrógeno gaseoso a 100 mmHg y otro recipiente de 16 litros conteniendo oxígeno a 50 mmHg. Si ambos gases se llevan a otro recipiente, determine el volumen total de la mezcla gaseosa si en este nuevo recipiente ejerce una presión de 80 mmHg. a) 10 L b) 13 c) 14 d) 15 e) 20 07. Cuántos moles de CO2 se obtiene, de los 200 g de CaCO 3? (M.A. Ca = 40.) CaCO3 CaO + CO2 a) 2 moles b) 3 c) 4 d) 5 e) 6 08. ¿Qué reacción no está acompañada de su nombre correcto? a) KClO3 KCl + O2 Descomposición b) LiOH(ac) + HCl(ac) KCl(ac) + H2O(l) Neutralización c) Na + H2O NaOH + H2 Simple desplazamiento d) CaCO3 CO2+ CaO Combustión completa e) C2H4 + O2 CO + H2O Combustión incompleta 09. No es una reacción de adición a) H2 + Cl2 HCl c) SO2 + O2 SO3 e) CO + O2 CO2
b) N2 + H2 d) Na + H2O
10. No es una reacción de combustión: a) C2H6 + O2 CO + H2O c) C3H4 + O2 CO2 + H2O e) CaCO3 CO2 + CaO
b) C2H2 + O2 d) C5H12 + O2
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NH3 NaOH + H2
CO2 + H2O CO + H2O
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Química Tarea domiciliaria 01. El calcio contenido en nuestros huesos se halla dentro del fosfato de calcio, Ca 3(PO4)2. Si se cuenta con 62 g de esta sal, calcule el número de moles de calcio presente. PA(uma): Ca= 40; P= 31; O= 16 a) 0,2 b) 0,8 c) 0,3 d) 0,6 e) 1,4 02. El yeso es un sólido blanco que contiene sulfato de calcio dihidratado (CaSO 4 . 2H2O) en su estructura. Si se tiene 344 g del compuesto. Indique la alternativa incorrecta. PA(uma): Ca= 40; S= 32; O= 16; H= 1 a) Contiene 72 g de agua b) Contiene 64 g de S c) Presenta 90 g de O d) Contiene 8 g de H e) Contiene 80 g de Ca 03. Indique la proposición correcta, respecto a los siguientes enunciados: a) La uma es la doceava parte de la masa del isótopo de carbono-14. b) El peso atómico es la masa del isótopo más abundante de un elemento. c) La mol es una unidad de masa igual a 6,022x1023 g. d) El peso molecular del agua es 18 g. e) La masa del átomo de carbono-12 es 12 uma. 04. Un carbohidrato tiene la fórmula general Cx(H2O)x-1. Si su masa molecular es 342 uma, determine la atomicidad molecular. a) 47 b) 38 c) 43 d) 45 e) 42 05. La masa fórmula del Na2CO3 . xH2O es 286 uma. Determine la masa molecular (en uma) del P4Ox. PA(uma): Na= 23; P= 31; O= 16; C= 12 a) 124 b) 284 c) 252 d) 274 e) 306 06. Indique si son verdaderas (V) o falsas (F) las proposiciones siguientes referidas a las reacciones químicas. I. Se produce ruptura de enlaces en los reactantes y se forman nuevos enlaces. II. Es un proceso energético, porque hay variación de energía. III. Los cambios de estado se consideran como reacciones químicas a) VVV b) FFF c) VFV d) VVF e) FVV 07. Determinar el número de moles de H 2 producidos a partir de 4 moles de Fe según el siguiente proceso: Fe + HCl FeCl3 + H2 a) 2 moles b) 3 moles c) 6 moles d) 9 moles e) 8 moles 08. Luego de balancear las ecuaciones químicas por el método de simple inspección, indique la suma total de coeficientes de reactantes. I. Cu2S + O2 CuO + SO2 II. C5H12 + O2 CO2 + H2O a) 19 d) 15
b) 13 e) 9
c) 12
09. El gas propano (C3H8) es uno de los principales componentes del gas doméstico o gas de cocina, cuya reacción de combustión completa es C3H8(g) + O2(g) CO2(g) H 2O(g). Luego de balancear la ecuación, establezca la siguiente relación: coefic. ^CO2h coefic. ^O2h
a) 5/3 d) 3/4
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b) 4 e) 1
c) 3/5
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Capítulo 23 10. Una de las formas de obtener bartilina (sulfato de bario, BaSO4) es mediante la siguiente reacción Al2(SO4)3 + Ba(NO3)2 BaSO4 + Al(NO3)3. Balancee la ecuación química y señale la suma de los coeficientes. a) 6 b) 5 c) 3 d) 7 e) 9 11. Si se han producido 4,5 moles de O 2, ¿cuántas moles de reactante se habrán descompuesto? KClO3 KCl + O2 a) 3 mol b) 6 mol c) 9 mol d) 8 mol e) 1 mol 12. ¿Qué masa de oxígeno hay en un cilindro que contiene 82 L de este gas a una presión de 3 atm y una temperatura de 27ºC? a) 32 g b) 3,2 g c) 320 g d) 3,2 kg e) 16 g 13. ¿Cuántas mol de oxígeno se requieren para la combustión de 24 mol de gas propano (C3H8)? C3H8 + O2 CO2 + H2O a) 110 mol b) 115 mol c) 130 mol d) 120 mol e) 125 mol 14. Cuántos gramos de ácido nítrico se requieren para obtener 1 60 g de azufre de acuerdo a la siguiente ecuación? HNO3 + H2S NO + H2O + S MA (S = 32; O=16, N=14) a) 180 g b) 190 g c) 200 g d) 210 g e) 220 g 15. Se tiene 128 g de O 2 a 2 atm y 27°C. Determine el volumen en L del recipiente que lo contiene a) 18,4 L b) 12,3 L c) 24,6 L d) 49,2 L e) 36,3 L 16. Hallar la densidad del gas nitrógeno a 1,23 atm y 27°C. a) 0,7 g/L b) 1,4 g/L d) 2,1 g/L e) 4,2 g/L
c) 2,8 g/L
17. El helio posee menor densidad que el aire, por esta propiedad se eleva en la atmósfera y se utiliza en los globos aerostáticos. Si se cuenta con un balón que contiene 2,4 . 1023 átomos de este gas, determine la masa de helio. PA(He)= 4uma a) 2g b) 4g c) 16g d) 5g e) 1,6g 18. Indique verdadero (V) o falso (F) según corresponda. I. Una molécula de benceno (C6H6) es más pesado que una molécula de agua (H2O) II. 1 mol N2 y 2 mol N tienen el mismo peso. III. 2 mol H2O contiene 6mol de átomos totales. a) VVV b) VVF c) VFV d) FVV e) FFF 19. El número de moléculas de O 2 contenidas en un recipiente de 8,2 L a 27°C y 3 atm es: a) 6,0.1020 b) 1,2.1023 c) 1,2.1024 d) 6,0.1023 e) 2,0.1022 20. 85 g de una sustancia “y” reacciona con 40 g de una sustancia “x” y 12 g de una sustancia “z” con 20 g de “x”. ¿Cuántos gramos de “y” reaccionan con 84 g de “z”? a) 297,5 g b) 292,3 g c) 295,2 g d) 293,5 g e) 295,7 g 186
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Química
24
Estequiometría II
1. Ley volumétrica de Gay–Lussac A las mismas condiciones de presión y temperatura; existe una relación constante y definida entre los volúmenes de las sustancias gaseosas que intervienen en una reacción química. Al reaccionar H2(g) y N2(g), para obtener amoniaco (NH 3) 1N2(g) + 3H2(g) 1mol 3mol 1V 3V
Moles Volumen
g: Gas
2NH3(g) 2mol 2V
Relación: VN2 1
=
VH2 3
=
VNH3 2
2. Pureza de una muestra química
En una reacción química solo intervienen sustancias químicamente puras. %PUREZA =
cantidad de sus tan cia pura . 100% cantidad de la muestra
Impureza 25%
100 g
a r t s e u M
Pureza 75%
KClO3
Sal clorato de potasio = 75 . 100 g = 75g KClO 3 puro 100
3. Rendimiento o eficiencia de una reacción química Cantidad teórica Cantidad real
100 % R%
(Rendimiento o eficiencia)
a. Rendimiento teórico Es la cantidad máxima de un producto obtenido cuando se ha consumido totalmente el reactivo limitante
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Capítulo 24 b. Rendimiento real Es la cantidad obtenida de un producto en la práctica o forma experimental. Ejemplo Se somete a fermentación 360 g de glucosa C6H12O6, según la reacción: C6H12O6 C2H5OH + CO2 Se obtuvo 150 g de C2H5OH. ¿Cuál es el porcentaje de rendimiento de la reacción?
Resolución Teoría Dato
C6H12O6 180 g 360 g
Cantidad teórica Cantidad real
2C2H5OH + 2CO2 92 g m Cantidad teórica: 184 g de C2H5OH
184 g 150 g
100% R%
%R= 81,5 %
Problemas Resueltos 01. ¿Cuántos gramos de hierro pueden obtenerse de 4,8 kilogramos de Fe2O3, cuando reaccionan con un exceso de hidrógeno? Masa atómica: Fe= 56; O= 16 a) 224 b) 336 c) 448 d) 3340 e) 3360
Resolución Al reaccionar el F2O3 con el hidrógeno, el hierro solo puede provenir del Fe2O3. Ademas: (Fe2O3): 112 + 48= 160 Si se tiene 4,8 kg de Fe 2O3: En 160 kg de Fe2O3 112 kg Fe En 4,8 kg Fe2O3 mFe ∴ mFe= 3,36 kg= 3360 g
Rpta.: e
02. ¿Cuántos moles de dióxido de carbono (CO2) se producen, si 375 g de CaCO 3 con 80% de pureza se descompone según la reacción: CaCO 3(s) CaO(s) + CO2(g). Datos: PA: Ca= 40; C= 12; O=16 a) 3,75 d) 3,55
b) 3,00 e) 2,95
c) 3,20
Resolución Del dato:
375g x
100% 80%
x=
80x375 100
= 300g
De la reacción: CaCO3 100g 300g
CaO(s) + CO2(g) 1mol # moles
# moles= 3 Rpta.: b
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Química Practiquemos 01. Al reaccionar 16 g de hidrógeno con 16 g de oxígeno para formar agua, indique el reactivo limitante. PA (O= 16) H2 + O2 a) H2 d) F.D.
H2O
b) O2 e) Todos son reactivos en exceso.
c) H2O
02. ¿Qué masa de agua se formará al reaccionar 32 g de hidrógeno con 256 g de oxígeno? PA (O= 16) H2 + O2 a) 144 g d) 72 g
H2O
b) 288 g e) 312 g
c) 136 g
03. Indique el reactivo en exceso y la cantidad sobrante al reaccionar 24 g de hidrógeno con 284 g de cloro. mA (Cl= 35,5) H2 + Cl2 a) H2, 12 g d) H2, 16 g
HCl
b) Cl2, 142 g e) H2, 8 g
c) Cl2, 71 g
04. ¿Cuántas moles de agua se formarán a partir de 6 moles de oxígeno y 4 moles de hidrógeno? H2 + O2 a) 4 d) 8
H2O
b) 2 e) 10
c) 6
05. Determinar la masa de agua que se for ma al reaccionar 80 g de metano con 8 moles de oxígeno PA (C=12; O= 16) CH4 + O2 a) 40 g d) 200 g
CO2 + H2O
b) 320 g e) 144 g
c) 180 g
06. El hexafloruro de azufre (SF 6) es un compuesto incoloro, inodoro y extremadamente estable, que se forma al quemar azufre en atmósfera de flúor: S( , ) + F2(g)
SF6(g)
Si se cuenta con 6N A moléculas de flúor (F2), determine la masa del producto. m.A(uma): S=32; F= 19 a) 156 g b) 292 g c) 282 g d) 800 g e) 146 g 07. En la combustión completa del etano (C 2H6) según la reacción C 2H6 + O2(g) CO2(g) + H2O(g) se desea quemar mas de 6 litros de etano, ¿cuántos litros de gas oxígeno se deben emplear? m.A(uma): C= 12; O=16; H= 1 a) 12 L b) 13 L c) 20 L d) 21 L e) 26 L 08. La combustión del acetileno puede alcanzar una temperatura de hasta 3700°C. C2H2(g) + O2(g)
CO2(g) + H2O(g) Si se trata 100 L de cada reactante, determine el volumen de CO 2 formando a igual P y T. a) 80 L b) 60 L c) 40 L d) 20 L e) 10 L
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Capítulo 24 09. Según la síntesis de Haber Bosch, que trata sobre la formación del gas amoniaco (NH 3) P= 4,1 atm T= 227°C H2(g)
Reactor
NH3(g)
N2 (g)
6 44 7 44 8
n = 60 mol
Determine el volumen de amoníaco obtenido a partir de los datos a) 1200 L b) 1400 L d) 1300 L e) 1600 L
c) 1500 L
10. Si se combinan 32 g de (SO 2) y 40 g de (O 2), ¿cuántas moles de SO 3 se obtienen y cuál es el reactivo limitante? SO2(g) + O2(g) mA(uma): S= 32; O= 16 a) 2,5 y SO2 d) 1 y SO2
SO3(g)
b) 0,5 y SO2 e) 1 y O2
c) 2,5 y O2
11. El hidrógeno se obtiene industrialmente mediante la reacción C 3H8(g) + H2O(g) CO(g) + H2(g) y 135 g de vapor de agua, encuentre el reactivo limitante y el volumen de hidrógeno (H2) que se obtendría a condiciones normales. m.A(uma): C= 12; O= 16; H= 1 a) C3H8; 156,8 L b) H2O; 392 L c) H20; 130,7 L d) C3H8; 164,4 L e) C3H8; 313,6 L 12. Se tiene la reacción de obtención del anhídrido sulfúrico (SO 3), causante de la lluvia ácida: SO2(g) + O2(g)
SO3(g)
Si se usó 1000 L de aire, ¿cuántos litros de SO 3 se obtuvieron a presión y temperatura constante? Dato: Aire
$
20% volumen O2 80% volumen N2
mA(uma): S= 32; O=16 a) 100 L d) 500 L
b) 300 L e) 400 L
c) 370 L
13. La caliza es una de las rocas sedimentarias más abundante y explotada por el hombre. Si se calienta 300 g de la roca que contiene un 90% de CaCO 3, determine la masa de CaO que se obtiene según CaCO3(s) m.A(uma): Ca= 40; C= 12 a) 150 g d) 156,2 g
CaO(s) + CO2(g)
b) 151,2 g e) 75,6 g
c) 155,2 g
14. Se hacen reaccionar 276 g de sodio metálico con 144g de agua. ¿Cuántos gramos de gas hidrógeno se producirán? m.A(uma): Na= 40; U= 16; H= 1 Na + H2O a) 2 d) 8
NaOH + H2
b) 4 e) 10
c) 6
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Química Tarea domiciliaria 01. En la siguiente reacción: Zn + HCl ZnCl2 + H 2 se combina 10 moles de Zn. ¿Que cantidad de ácido (HCl) se requiere para utilizar todo el Zn? a) 10 mol b) 20 mol c) 5 mol d) 3 mol e) 50 mol 02. Determinar el volumen de hidrógeno a C.N. que se obtiene cuando reaccionan 108 g de aluminio con suficiente ácido clorhídrico. Al + HCl a) 134,4 L d) 184 L
Cl3 Al + H2
b) 144 L e) 204,5 L
c) 154 L
03. ¿Qué volumen en C.N. de gas acetileno, se puede obtener utilizando 641 g de carburo de calcio según: m.A(Ca)=40 CaC2 + H2O a) 22,4 d) 11200
Ca(OH)2 + C2H2
b) 224 e) 22400
c) 122
04. Al quemar 2,3 kg de alcohol etílico, ¿cué masa de aire se consume? C2H5OH + O2 Aire: 20%mol O2 80% mol N2 aire = 28,8 a) 25,8Kg d) 42,6Kg
CO2 + H2O
b) 24Kg e) 21,6Kg
c) 32,6Kg
05. Se echó 0,46 g de Sodio en H 2O obteniéndose gas H2 a C.N. Calcule el volumen del gas desprendido Dato: m.A.(Na)=23 2Na + 2H2O a) 0,224 L d) 44,8 L
2NaOH + 1H2
b) 2,24 L e) 67,2 L
c) 22,4 L
06. El amoniaco reacciona con el oxígeno según la siguiente reacción: NH3 + O2
NO + H2O
¿Qué masa de NO se obtendrá al hacer reaccionar 672 L de NH 3 gaseoso en condiciones normales, con suficiente cantidad de oxígeno? a) 100 g b) 800 g c) 421, 4 g d) 700 g e) 900 g 07. El 50% del CO2 producido en la combustión completa del propano es utilizado para producir hielo seco, determinar la masa del propano necesario para producir 1320 g de hielo seco. a) 440 g b) 660 g c) 880 g d) 220 g e) 521 g 08. ¿Cuántos moles de MnO 2 son necesarios para producir 44,8L de Cl2 a C.N.? considere la reacción: MnO2 + HCl a) 4,8 d) 6
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MnCl + Cl2 + H2O
b) 2 e) 4,25
c) 1,3
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Capítulo 24 09. ¿Qué cantidad de cloruro de potasio se puede obtener a partir de 1225 g de clorato de potasio? La eficiencia de la reacción es de 50%? (K=39; Cl=35,5; O=16) KClO3 a) 372,5 g d) 50,5 g
KCl + O2
b) 74,5 g e) 82,7 g
c) 110 g
10. Un alambre de plata que pesa 12,5g se disolvió en ácido nítrico. ¿Qué peso de nitrato de plata se formó, siendo el rendimiento de la reacción del 80%? Ag+2 HNO3 (Ag=108; N=14; O=16) a) 20,42 d) 15,74
AgNO3+NO2+H2O
b) 31,62 e) 18,20
c) 40,17
11. ¿Cuántos litros de aire se consumirán en la combustión completa de 54 L de gas acetileno (C2H2) sabiendo que el rendimiento industrial del proceso es del 80%? Aire: 20% O2; 80%N2 a) 270 L b) 300 L c) 400 L d) 350 L e) 540 L 12. Se hacen reaccionar zinc con ácido clorhídrico para dar cloruro de zinc más hidrógeno. ¿Qué volumen de hidrógeno en condiciones normales se obtiene si se ha utilizado 120 g de una muestra de zinc que tiene 10% de impurezas? (Zn=65,4) a) 20 L b) 64, 1 L c) 36, 9 L d) 10 L e) 5, 6 L 13. 74 g de éter sulfúrico (C 2H5 – OC2H5) son quemados en atmósfera normal de 20% en volumen de oxígeno. Calcular el volumen de aire consumido en C.N. a) 672 L b) 67, 2 L c) 6, 72 L d) 0,672 L e) 0, 82 L 14. ¿Qué volumen de oxígeno medido a 27°C y 900 mmHg se obtendrá por calentamiento de 2450 g de clorato de potasio (KClO3) KClO3 a) 142 L d) 100 L
KCl + O2
b) 624 L e) 50 L
c) 32,4 L
15. Se hace arder 2 L de propano medido a 23°C y 740 mmHg. Calcular el volumen del oxígeno necesario para su combustión completa medida a 33°C y 750 mmHg. a) 5 L b) 60 L c) 0,8 L d) 11,4 L e) 10,2 L 16. Si mezclamos 10 moles de H 2(g) y 10 moles de O2(g) para formar agua. ¿Cuántos gramos de agua se forman? a) 40g b) 180g c) 20g d) 54g e) 36g 17. En la reacción: Ca + H2O Ca(OH)2 + H2 Al combinarse 10g de calcio con 15g de agua el reactivo limitante y la sustancia en exceso, respectivamente, son: (Ca=40; H=1; O=16) a) H2 y Ca(OH)2 b) Ca y H2O c) H2O y Ca d) Ca y Ca(OH)2 e) H2 y H2O 192
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Química
25
Masa equivalente
Masa equivalente Llamada masa de combinación, es la cantidad de una sustancia capaz de combinarse o reemplazar; equivale químicamente a un mol de átomos de hidrógeno o media mol de átomos de oxígeno. meq H2: 1 meq Cl2: 35,5 meq O2: 8
Determinacion de masa equivalente a. Para elemento meq: Masa atómica (m. a) E.O .
Grupo IA Grupo IIA Grupo IIIA Aplicación
) )
m A (Al) = 27 E.O . = 3
=1 E.O. =2 E.O. =3
E.O.
meqAl = 27 = 9 3
m A (Na) = 23 E.O . = 1
meqNa
=
23 23 = 1
b. Para compuestos meq:
Masa fórmula (mF) C arg a del parametro (q)
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Capítulo 25
Compuesto
q
Ejemplo
Μ
q
Meq
Óxido
Carga neta de oxígeno
Al2O3
102
6
102 6
Ácidos
N° de hidrógenos sustituibles
HNO3
63
1
63 1
=63
Hidróxidos (bases)
N° de oxidrilos sustituibles
Ca(OH)2
74
2
74 2
= 37
Sales
Carga neta del catión o anión
Ca3(PO4)2
310
6
310 6
Agente oxidante
N° de electrones ganados
N3+
N1-
14
4
14 4
= 3,5
Agente reductor
N° electrones perdidos
Fe0
Fe2+
56
2
56 2
= 28
Ion
Carga iónica
60
2
60 2
= 30
(CO3)2-
=17
= 51,67
Equivalente (Eq)
Un equivalente de cualquier sustancia química es igual a su masa equivalente expresada en gramos.
1Eq = (meq) g 1Eq (O2)= 8g 3Eq (O2)= 24g
2Eq (O2)= 16g 4Eq (O2)= 32g
Número de equivalentes #Eq =
Masa sus tan cia (g) 1Eq
Determine el número de equivalentes, en 160g de O 2. Se sabe: 1Eq O 2= 8g Entonces #Eq O2:
160g 8g
: 20
Ley de equivalente químico En una reacción la masa de las sustancias que reaccionan y la masa producida son proporcionales a sus respectivas masas equivalentes en gramos. Se cumple en una reacción: aA + bB cC a, b, c: coeficientes #Eq(A)= #Eq(B)= #Eq(C) Masa (A) Masa (B) Masa (C) = = 1Eq (A) 1Eq (B) 1Eq (C)
Tenemos
Na
+
O2
Na2O
mEq
23
8
31
1Eq
23g
8g
31g
Masa
46g
16g
62g
2
2
2
#Eq = Masa 1Eq
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Se observa que los números de equivalente de las sustancias en la reacción son iguales.
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Química Problemas Resueltos 01. Una muestra de 0,525 g del compuesto NCl2 se convierte en 0,5 g de AgCl. ¿Cuál es la masa atómica del elemento N? Masa atómica Ag: 108; Cl: 35,5.
Resolución 0,525 g NCl2 mF=mA(N) + 71 q=2 0,5g AgCl mF=143,5 q=1 # eq (NCl2) = #eq(AgCl)
` masa mF
jNCl2 = ` masa mF
#θ
0, 525 g mA (N) + 71
#2=
0, 5 g 143, 5
jAgCl
#θ
#1
mA(N) = 230,35 uma 02. Determinar la cantidad de óxido a obtener en la reacción de 12 g de un metal de masa equivalente igual a 54 g.
Resolución Metal O2 Metal
12g m
mEq=54 mEq=8
+ O2
12g
m
mEq=54
mEq=8
óxido # Eq=
masa mEq
# Eq (M) = # Eq (O 2) 12g m & m = 1, 78g = 54 8
Por la ley de la conservación de la masa: Móxido = 12g + m = 13,78 g 03. Cuando se tratan 0,5 g de un metal (M) con exceso de un ácido A se liberan 190 mL de Hidrógeno (H 2) condiciones normales, ¿cuál es la masa equivalente de dicho metal?
Resolución Fundamento # Eq (M) = # Eq (H2) Masa del hidrógeno Dato 190 mL H2 en C.N. (M=2) 1 mol H2
2g m
en C.N. ocupa
22,4 L
22,4 L 0,19 L m = 0,017 g de hidrógeno
Masa equivalente del metal:
0, 5 0, 017 m m = ` mEq jM = ` mEq jH $ mEqM 1
La masa equivalente gramo de metal es 29,5 g
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Capítulo 25 Practiquemos 01. Hallar el factor “q” del Ca(OH)2 a) 2 d) 5
b) 3 e) 0,5
c) 4
02. Hallar la “mEq” del CaO. (m.A.: Ca=40; O=16). a) 56 b) 28 d) 2,8 e) 5,6
c) 112
03. Hallar la “mEq” del HNO 3. (m.A.: H=1 ; N= 14; O=16). a) 63 b) 32,5 d) 325 e) 3,25
c) 6,3
04. Indicar el factor “ q” del Pb(OH)4 a) 2 d) 2,5 05. Indicar el factor “ q” del Al2O3 a) 6 d) 1,2 06. Indicar el factor “ q” del CaCO3 a) 2 d) 6
b) 3 e) 5
c) 4
b) 2 e) 4
c) 3
b) 3 e) 8
c) 5
07. Hallar la masa equivalente del sulfato de Aluminio: Al 2 (SO4)3 m.A: Al= 27; S= 32; O= 16 a) 28,5 b) 14,25 d) 104 e) 208 08. Hallar la masa equivalente del cloruro de Calcio: CaCl2. m.A: (Ca=40; Cl=35,5) a) 14 b) 55,5 d) 56 e) 112 09. Hallar la masa equivalente del Oxígeno. m.A: O=16 a) 8 b) 12 d) 32 e) 4
c) 57
c) 40
c) 24
10. Si los pesos atómicos del Na, C y O son, respectivamente, 23, 12 y 15, la masa equivalente de Na2CO3 es: a) 106 b) 212 c) 53 d) 35 e) 83 11. Hallar la masa equivalente del ácido hipofosforoso (H3PO2), el cuál es un ácido monoprótico a) 16,5 b) 33 c) 66 d) 132 e) 264 12. La masa molecular del Sulfato de un metal es 684 y la masa equivalente es 114. ¿Cuál es la masa atómica del metal? m.A: (S= 32; O= 16) a) 125 b) 136 c) 154 d) 172 e) 198 13. La masa equivalente de un ácido de fórmula H2R es 17. Hallar la masa atómica del no metal “R” a) 32 b) 15 c) 31 d) 40 e) 35,5 14. El elemento “X” forma el Óxido X2O3. ¿Cuál es la masa atómica de “X” si 27 g de este elemento generan 51 g del óxido? a) 71 b) 27 c) 102 d) 54 e) 32 15. ¿Que óxido presenta mayor parámetro (q)? a) FeO b) CaO d) PbO2 e) Fe2O3
c) Na2O
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Química Tarea domiciliaria 01. Determinar la masa equivalente del Cobre (II). Dato: Masa atómica= 64uma a) 32 b) 16 c) 64 d) 128 e) 8 02. ¿Cuál de los siguientes elementos tiene la mayor masa equivalente? m.A.(u): Na=23, O=16, Fe=56, Pb=208, H=1 a) Na1+ b) O2d) Pb4+ e) H1+ 03. ¿Cuál tiene mayor parámetro de carga ( q) entre los siguientes compuestos? a) H3PO4 b) H2SO4 d) H2CO3 e) HNO3
c) Fe2+
c) HClO4
04. ¿Cuál tiene menor parámetro de carga ( q), de entre los siguientes compuestos? a) FeO b) Al2O3 c) CuO d) PbO2 e) a y c 05. ¿Qué relación “compuesto-masa equivalente” es incorrecta? m.A. (S=32, N=14, Cl=35,5) a) H2SO4 49 b) HNO3 63 16,75 d) HCl e) Todas son correctas 06. ¿Qué compuesto posee mEq = 49? m.A: (Na=23 , S=32 , Cl=35,5 , Cr=52, K=39) a) NaOH b) Ca(OH)2 d) K 2SO4 e) Cl2O3 07. Dada la siguiente reacción: H2CO3 + NaOH Halle la mEq. de H 2CO3 m.A. (Na=23, C=12) a) 62 b) 31 d) 15,5 e) 32 08. La masa equivalente del calcio es: Dato: (Ca2+=40) a) 40 d) 20
c) Ca(OH)2
c) H2SO4
NaHCO3 + H2O
c) 124
b) 38 e) 80
c) 42
09. Calcular la masa equivalente del ión férrico (Fe= 56) a) 56 b) 28 d) 18 e) 18,6
c) 38
10. Señalar el compuesto de menor parámetro de carga ( q) a) SO3 b) CaO d) H3PO4 e) CaCO3
c) HCl
11. El compuesto con mayor parámetro de carga es: a) Mg(OH)2 b) Al2(PO4)3 d) H2SO4 e) HBr
c) FeO
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Capítulo 25 12. Completar:
Elemento
mA
q
mEq
Oxígeno
16
2
a
Aluminio
b
3
9
Hierro
56
c
28
Nota: mEq = masa equivalente Hallar:
b a+c
a) 27 d) 0,27
b) 270 e) 10/27
c) 2,7
13. Determinar la masa equivalente del ácido sulfúrico: H2SO4 . [ H= 1; O= 16; S= 32] a) 98 d) 49
b) 108 e) 94
c) 48
14. Hallar la masa equivalente de la cal viva (CaO) [O= 16; Ca= 40] a) 58 b) 56 d) 38 e) 48
c) 28
15. ¿Cuántos equivalentes están presentes en 200g de calcio? [Ca = 40] a) 5 b) 8 d) 10 e) 20
c) 9
16. ¿Qué volumen en litros ocupará medio equivalente de oxígeno medidos a C.N.? a) 22,4 b) 1,4 c) 2,8 d) 5,6 e) 22,6 17. La masa fórmula del R 2O es 143. ¿Cuál es la masa equivalente de “R”? m.A: O= 16. a) 40,3 b) 31,5 c) 63,5 d) 46,3 e) 23,3 18. 1 mol de L(OH) x tiene una masa de 58. Hallar el valor de “x”, si su masa equivalente es 29. a) 1 b) 2 c) 3 d) 4 e) 0,5 19. Hallar la masa equivalente del ácido nítrico HNO 3 (M=63) en la siguiente reacción de oxidación-reducción: H2S + HNO3 a) 63 d) 15,75
H2O + S + NO
b) 31,5 e) 12,6
c) 21
20. Para la siguiente reacción: Cu + HNO 3 Cu(NO3)2 + NO + H2O Determinar la masa equivalente del agente reductor: m.A. Cu=63,5; H=1; N=14; O=16 a) 63,5 b) 21,0 d) 21,16 e) 40,07
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c) 31,75
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Química
26
Soluciones I
Las soluciones, son mezclas homogéneas de sustancias en iguales o distintos estados de agregación. La concentración de una solución constituye una de sus principales características. Muchas propiedades de las soluciones dependen exclusivamente de la concentración. Su estudio resulta de interés tanto para la Física como para la Química. Algunos ejemplos de soluciones son: agua salada, el aire, las gaseosas, y todas sus propiedades tales como: color, sabor, densidad, punto de fusión y ebullición, dependen de las proporciones de sus componentes. La sustancia presente en mayor cantidad suele recibir el nombre de solvente, y es el medio de dispersión de la otra sustancia que se encuentra en menor cantidad, a quien se le suele llamar soluto y es la sustancia dispersa (esta clasificación es un tanto arbitraria). Es la mezcla homogénea de dos o más sustancias. Se denomina disolución a la que presenta únicamente dos componentes: soluto (fase dispersa) y solvente (fase dispersante).
a. Soluto Es el componente que se encuentra generalmente en menor proporción y puede ser sólido, líquido o gaseoso.
b. Solvente Es el componente que se encuentra generalmente en mayor proporción y en la mayoría de los casos es el agua (solución acuosa).
Solvente (H2O) Solución acuosa
Sólido
Soluto
Líquido Gaseosoa
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Capítulo 26
Concentración Se define como la masa de soluto disuelto en un determinado volumen de solución. C=
W " masa de soluto V " Volumen de solución
Ejemplo:
V= 2 L Significa que 100 g de NaOH se encuentran disueltos en 1 litro de solución.
NaOH= 200 g Nota: De acuerdo a la cantidad de soluto, una solución se clasifica en:
Concentrada Cantidad apreciable de soluto disuelto
Diluida
Sobre saturada Saturada Exceso de soluto disuelto Máxima cantidad de soluto por acción de calor. No es que se puede disolver estable
Unidades de concentración Unidad físicas a. Porcentaje en masa de soluto en la solución (%W STO ) %WSTO=
WSTO . 100% W ^ STO + W STEh
WSTO + WSTE= Wsolución
Azúcar 100 g
) 400 mL
STO: Azúcar STE: Agua
Agua
200
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Química WSTO: 100g WSTE: 400g
3
Se sabe 1g de agua equivale a 1 mL por la densidad del agua 1g entonces 400 mL <> 400 g
+
WSOLUCIÓN : 5OOg %WSTO=
mL
100 g . 100% (100 g + 400 g)
%WSTO= 20% Significa que por cada 100g de solución hay 20g de azúcar
b. Porcentaje en volumen de soluto en la solución (%V STO ) %VSTO=
VSTO . 100% ^ VSTO + VSTEh
V: Volumen
VSTO + VSTE = VSOLUCIÓN
c. Parte por millon (ppm) ppm= WSTO (mg) Vsal (L)
Esta unidad es para soluciones muy diluidas, en las que la cantidad de soluto es muy pequeña.
Unidades químicas a. Molaridad (M) La molaridad expresa la concentración del número de moles (n) de soluto por cada litro de solución. M=
nsoluto V(litro)
` mol j L
Ejemplo: Se han disuelto 196 g de ácido sulfúrico en 0,5 litros de solución. ¿Cuál es la molaridad de la solución? Datos: •
H2SO4 = 98 g/mol
C = 196 g × 0, 5L
•
V = 0,5 litros
•
masa de ácido: 196 g
1mol = 4 mol/L = 4M 98 g
b. Normalidad (N) La normalidad expresa el número de equivalente (#Eq - g) de soluto presente en un litro de solución. N=
#Eq soluto V(litro)
` eq j L
Propiedades generales de las soluciones Una solución verdadera es aquella en la que las partículas del soluto disuelto son de tamaño molecular o iónico, generalmente en el intervalo de 0,1 a 1nm (10 -8 a 10-7 cm). Las propiedades de una solución verdadera son las
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Capítulo 26
siguientes: Presentan una sola fase. Es decir, son mezclas homogéneas de dos o más componentes: soluto y solvente. • Su composición es variable. •
•
Las partículas de soluto tienen tamaño iónico o molecular. Por lo tanto, son indistinguibles de las moléculas del solvente.
•
Pueden ser coloreadas o incoloras, pero generalmente son transparentes.
•
El soluto permanece distribuido uniformemente en toda la solución y no sedimenta con el transcurso del tiempo.
•
Generalmente se puede separar el soluto del solvente sólo con medios físicos (por ejemplo, por evaporación, destilación).
•
Sus componentes o fases no pueden separarse por filtración.
•
Cuando se añade un soluto a un solvente, se alteran algunas propiedades físicas del solvente. Al aumentar la cantidad del soluto, sube el punto de ebullición y desciende el punto de solidificación. Así, para evitar la congelación del agua utilizada en la refrigeración de los motores de los automóviles, se le añade un anticongelante (soluto). Pero cuando se añade un soluto, se rebaja la presión de vapor del solvente.
•
Otra propiedad destacable de una solución es su capacidad para ejercer una presión osmótica. Si separamos dos soluciones de concentraciones diferentes por una membrana semipermeable (una membrana que permite el paso de las moléculas del solvente; pero impide el paso de las del soluto), las moléculas del solvente pasarán de la solución menos concentrada a la solución de mayor concentración, haciendo a esta última más diluida.
En el mundo natural, la materia usualmente se encuentra en forma de mezclas; casi todos los gases, líquidos y sólidos de los cuales está formado el mundo son mezclas de dos o más sustancias juntas, mezcladas de forma física y no químicamente combinadas. Existen dos tipos de mezclas, las sintéticas como el vidrio o el jabón, que contienen pocos componentes y las naturales como el agua de mar o el suelo que son complejas ya que contienen más de 50 sustancias diferentes. Las mezclas vivientes son más complejas aún, la mezcla más maravillosa es la célula, una bacteria sencilla que contiene más de 5000 compuestos diferentes, todos en armonía formando un sistema altamente organizado que sostiene a la vida. Las mezclas pueden presentarse de forma tal que cada una de sus fases sea observable, ya sea a nivel macro o micro; o bien que los componentes se intercalen entre sí a nivel molecular y, por lo tanto, no son observables con ningún instrumento; a esta mezcla se le conoce como solución. Aunque usualmente se considera que las soluciones son líquidos, pueden existir en los tres estados físicos, un ejemplo es el aire, otro la saliva y otro más la cera. Las soluciones en agua, llamadas soluciones acuosas, son particularmente importantes en Química y comprenden en Biología la mayor parte del ambiente de todos los organismos vivos.
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Química Problemas Resueltos 01. Calcular la masa, en gramos, de cloruro de calcio (II) que se necesita para preparar 200 mL de una solución 2N. m.A: Ca= 40; Cl= 35,5 a) 22,2 b) 11,1 c) 30,2 d) 15,1 e) 7,5
Resolución Aplicando normalidad N = M.q (q=2) 2=M.2 M = 1 mol/L Recordar:
2+ Ca Cl2
M=
nSTO VSOL (L)
nSTO =
V= 200 mL <> 0,2 L N= 2 mCaCl2= ? q= 2 PFSTO=111 g/mol
WSTO 111
=
WSTO PFSTO
=
M . V (L)
1 mol . 0 , 2 L L
WSTO = 22, 2 g
Resolviendo: mCaCl2 = 22,2g
Rpta.: a
02. ¿Cuántos gramos de FeCl3 están contenidos en 50 mL de una solución 0,5 N de FeCl3 . 6H2O? Datos: PF. FeCl3 . 6H2O= 270 g/mol; H2O= 18 g/mol a) 6,75 g b) 2,25 g c) 4,05 g d) 1,35 g e) 2,70 g
Resolución FeCl3 . 6H2O Solución
se forma
Sto: Ste:
H2O 50 ml <> 0,05 L 0.5 N
El agua de hidratación pasa a formar parte del solvente cuando se disuelve una sal hidratada en agua. luego el soluto es la sal anhidra (FeCl3). De otro lado se sabe: De otro lado: (PFFeCl3)= 270 – 18 x 6= 162 g/mol N= Mq para FeCl3 el valor de q es 3. Entonces: M=
N
q
( M=
Finalmente nos queda:
0, 5 =0,16 3
Buscando el valor del número de moles de FeCl3: MV=
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0, 5 3
. 50 . 10-3 =
25 3
WFeCl 3 = 25 3 anhidrido
# 10
−3
# 162 =
1, 35 g
Rpta.: d
x 10-3 moles
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Capítulo 26 Practiquemos 01. Indique verdadero (V) o falso (F) de las siguientes proposiciones: I. Presentan una sola fase constituida por la masa del solvente. II. La composición en cualquier punto de ella es la misma. III. El disolvente necesariamente tiene que ser una sustancia polar. a) VFV d) FFV
b) VVF e) VVV
c) FVF
02. Indique las proposiciones incorrectas: I. El nombre de la solución lo determina el soluto. II. Las soluciones pueden ser sólidas, líquidas o gaseosas. III. La solución puede contener dos solutos y dos solventes. a) Solo II d) I y III
b) II y III e) Solo III
c) I, II y III
03. ¿Qué sistemas forman una solución? • •
H2O + C6H12O6 H2O + C6H6
a) I, II y IV d) I y II
• •
H2O + NaCl H2O + CCl4
b) III y IV e) Solo II
c) Todos
04. ¿Cuántas soluciones hay? • •
Agua oxigenada Oro de 24 kilates
a) 5 d) 2
• •
Vinagre Agua de mar
b) 4 e) 1
•
Bronce
c) 3
05. Indique verdadero (V) o falso (F) de las siguientes proposiciones: I. El acero, latón y bronce son soluciones sólidas. II. La salmuera es una solución líquida de cualquier sal en agua. III. Toda mezcla de gases en una solución. a) VVV d) VFF
b) VVF e) FFF
c) VFV
06. Dadas las siguientes proposiciones, indique verdadero (V) o falso(F). I. El NaCl es más soluble en agua a 70°C que a 30°C. II. La salmuera y el aguardiente son conductoras de la corriente eléctrica. III. La solubilidad depende de la temperatura y de la naturaleza entre el soluto y el solvente. a) FVF d) VVV
b) VFV e) FFF
c) FVV
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Química 07. Los gramos de azúcar que deben ser mezclados con 150 g de agua para obtener una solución al 25% en peso son a) 30 d) 50
b) 20 e) 40
c) 10
08. Si una solución tiene una concentración del 5% en peso. ¿Cuántos gramos de soluto están disueltos en 100 g de disolución? a) 5,34 d) 7,0
b) 7,53 e) 9,3
c) 5,0
09. Se disuelve 14 g de cloruro de sodio en 36 g de agua. Calcule la concentración de la disolución en porcentaje. a) 14% d) 36%
b) 28% e) 50%
c) 24%
10. La fracción molar del ácido acético, CH3COOH, en una disolución acuosa es 0,125. Calcule la masa del soluto, si la masa de la solución es 930 g. (CH3COOH)= 60 g/mol a) 150 g d) 300 g
b) 630 g e) 400 g
c) 450 g
11. Se tiene una solución acuosa 0,2M de AlCl 3, entonces la normalidad de esta solución es: a) 0,4 N d) 1,2 N
b) 0,6 N e) 0,2 N
c) 1,0 N
12. Se tiene una solución de ácido sulfúrico al 40 % en peso ( ρ= 1,28 g/cm3). Calcule su normalidad. Masa atómica(uma): H= 1; S= 32; O= 16 a) 7,25 d) 5,22
b) 8,35 e) 15,25
c) 10,45
13. ¿Cuántos gramos de NaOH se necesita para preparar 250 mL de una solución 2N? Masa molar: NaOH= 40 g/mol a) 18 d) 24
b) 20 e) 27
c) 22
14. ¿Qué normalidad tiene una solución que contiene 58,8 g de yoduro de calcio disueltos por litro de solución? m.A(uma): Ca= 40; I= 127 a) 0,04 N d) 0,10 N
b) 0,20 N e) 0,02 N
c) 0,40 N
15. Halle el volumen de una solución 2N de cal apagada que contiene 14,8 de Ca(OH) 2 disueltos. Masa atómica: Ca= 40 a) 150 mL d) 165 mL
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b) 200 mL e) 172 mL
c) 175 mL
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Capítulo 26 Tarea domiciliaria 01. Es la máxima concentración de soluto que se disuelve en 100 ml de H 2O a una temperatura determinada: a) Solución normal b) Solución molar c) Molaridad d) Solubilidad e) Solución ioniza 02. Se tienen 23 moles de Clorato de Potasio, formando 6 litros de solución, cuál es la molaridad de la solución. a) 3,83 b) 4,4 c) 6,2 d) 7,7 e) 8,8 03. ¿Cuál de los siguientes representa una solución? a) Diamante b) Ozono d) Latón e) Gelatina
c) Grafito
04. El latón es una aleación que está formada por los siguientes componentes: a) Fe y C b) Cu y Zn d) Hg y Pt e) Hg y Zn
c) Cu y Sn
05. El agua regia es una solución que se emplea como disolvente de metales duros como el oro, el cuál está formado por: a) H2O y HCl b) H2O y H2SO4 c) H2O y HNO3 d) HCl y HNO3 e) HCl y H2SO4 06. ¿Cual es el volumen de solución de HCl 2M si existe 0,5 moles de ácido puro? a) 1/2 L b) 0,8 L c) 3,25 L d) 0,25 L e) 0,6 L 07. Se disuelven 49 g de (H 2SO4) ácido sulfúrico formando 2 L de solución. Calcule la concentración molar. (H= 1; S= 32; O= 16) a) 2 b) 0,2 c) 0,26 d) 0,25 e) 3 08. Cuántos gramos de hidróxido de sodio (NaOH) existen en 2 L de solución caústica 0,5 molar (Na=23; H=1; O=16). a) 80g b) 40 c) 20 d) 30 e) 10 09. Cuántas moléculas de ácido nítrico existen en una solución de HNO 3 6 molar, si el volumen es 0,5 L a) 6 No b) 3No c) 6,2No d) 6/4 No e) 1/4 No 10. Se tiene ácido sulfúrico concentrado 9 molar. Halle su normalidad a) 9 N b) 10 d) 14 e) 18
c) 12
11. Halle la normalidad de una solución 2M de sulfato de aluminio Al2(SO4)3 a) 4N b) 6 d) 10 e) 12
c) 8
12. Determine la normalidad de 180g de H 2SO4 en 5L de solución a) 0,73 b) 0,53 d) 0,68 e) 0,80
c) 0,62
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Química 13. Determine el número de equivalentes de soluto en 800 ml de solución de BaCl 2 2,5 N a) 1 b) 2 c) 3 d) 4 e) 5 14. Si tiene una solución de ácido sulfúrico (H 2SO4) (M= 98)con una etiqueta que dice:
p =1,2 g / m %W =4 l 9%
Calcule la molaridad: a) 12 M d) 1,2 M
b) 0,6 M e) 0,12 M
c) 6 M
15. Hallar el porcentaje en peso de una solución formada por 5 gramos de glucosa y 15 ml de agua destilada a 4ºC a) 20% b) 25% c) 5% d) 15% e) 30% 16. Una solución de agua y sal al 20% contiene 80 ml de agua. Hallar el peso del soluto salino a) 5 g b) 10 g c) 15 g d) 20 g e) 25 g 17. Se disuelve Xg de Mg Cl2 en agua formando 2 L de solución, observándose una concentración de 24 mg de Mg +2 en cada ml de solución. Hallar el valor de “X”. a) 71 b) 48 c) 24 d) 190 e) 95 18. ¿Qué masa de agua hay en 1 litro de solución de H 2SO4 2M cuya densidad es 1,2 g/cc. a) 694 g b) 408 g c) 962 g d) 1004 g e) 502 g 19. ¿Cuántos gramos de NaCl precipitan si se coloca 200 g de NaCl en 500 ml de agua? Dato: NaCl=36. a) 10 g b) 12 g c) 15 g d) 20 g e) 36 g 20. Deseamos preparar 0,15 litros de solución de CuSO 4 al 0,24 M ¿Cuántos gramos necesitamos de CuSO4 . 5H2O cristalizado?. (CuSO4 ........ P.F.=160) a) 8 b) 7 c) 9 d) 10 e) 5
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Capítulo 27
27
Soluciones II
Dilución Consiste en disminuir la concentración de una solución agregando mayor cantidad de solvente (agua).
H2O
C1
C2
V1
V2
VH2O
C1V1 = C2V2 C1; C2 V1
: Concentración de la solución : Volumen inicial de la solución
V2
: Volumen final de la solución
Mezcla de soluciones Cuando se unen dos soluciones del mismo soluto pero diferente concentración se cumple:
+ Soluto A
Soluto A
C 1 , V1
C 2 , V2
“
”
“
CF =
”
Soluto A “
”
CF VF = V1 +V2
C1 x V1 + C2 x V2 V1 + V2
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Química Titulación ácido–base (Neutralización)
ácido + base
sal + agua
#Eq(ACIDO) = #Eq(BASE) = #Eq(SAL) N A . V A = NB . VB = NSAL . VSAL V A, VB: Volúmenes que reaccionan o volúmenes necesarios para que se lleve la titulación Acido–base La siguiente tabla resume las unidades de concentración comúnmente usadas:
Evaluaciones
Símbolo
Definición
Porcentaje en masa
%m/m
Masa de soluto x 100 Masa de solución
Partes por millón
ppm
Masa de soluto x 1000000 Masa de solución
Porcentaje en masa / volumen
%m/v
Masa de soluto x 100 mL de solución
Porcentaje en volumen
%v/v
mL de soluto x 100 mL de solución
Molaridad
M
Moles de soluto L de solución
Normalidad
N
Equivalentes de soluto L de solución
Molalidad
m
Moles de soluto kg de solvente
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Capítulo 27 Problemas Resueltos 01. La molaridad de 100 mL de una solución que contiene 15,95 g de CuSO4 es: (Datos: m.A: Cu= 63,5; S= 32; O= 16) a) 0,2 b) 2,0 c) 0,1 d) 1,0 e) 0,5
Resolución Se tiene una solución de sulfato de cobre acuoso.
CuSO4 H2O
Z ] W = 15, 95 g STO[ ] M = 159, 5 \
VSOL= 100 mL= 0,1 L Se sabe: Molaridad (M)
15, 95 = nSTO = 159, 5 VSOL 0, 1
=1 mol/L<> 1,0M
Rpta.: d
02. Con 400 mL de una solución de 2N de ácido clorhídrico, ¿qué volumen de solución de 0,2N se podrá preparar? a) 3,0 L b) 4,0 L c) 5,0 L d) 2,0 L e) 2,5 L
Resolución Considere la dilución de la solución 2 N para formar una nueva solución 0,2 N. 01. 02. H 2 O
HCl HCl 400 mL <> 0,4 L 2N
V2= ? 0,2 N
Se cumple: N1V1= N2V2 2N x 0,4 L= 0,2N x V2 V2= 4 L
Rpta.: b
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Química Practiquemos 01. Halle la molaridad y normalidad de 10 L de una solución acuosa que contiene 1,2x1025 moléculas de H2SO4. Dato N A= 6x1023 a) 2; 4 d) 2; 5
b) 3; 6 e) 3,5; 4
c) 4; 8
02. Se disuelve x gramos de CaCl2 en agua, formando 2 L de solución, observándose una concentración de 40 mg de iones Ca+2 en cada mL de solución. Halle el valor de x. PA(uma): Ca= 40; Cl= 35,5 a) 180 d) 240
b) 490 e) 320
c) 222
03. Qué volumen de agua se debe agregar a 2 L de una solución 0,6 M de Ca(OH) 2 para obtener una solución 0,1M de Ca(OH)2. a) 4 L d) 9 L
b) 5 L e) 10 L
c) 7 L
04. Se mezcla 2 L de HNO 3 1,2 N con 3 L de HNO 3 2 M. ¿Cuál es la concentración normal de la solución obtenida? a) 1,68 d) 3,36
b) 4,40 e) 2,84
c) 3,70
05. Determine el volumen de agua, en litros, que se debe agregar a 0,2 L de una solución de Ba(OH) 2 7 N, para obtener una solución de 3,5 N. a) 0,4 d) 0,5
b) 0,2 e) 0,8
c) 0,3
06. Si diluimos un litro de ácido clorhídrico al 36% en masa y densidad 1,20 g/mL, hasta obtener un ácido al 20%. ¿Qué cantidad de agua deberá añadirse? a) 852 g d) 550 g
b) 942 g e) 960 g
c) 722 g
07. Se tiene 20,8 g de BaCl 2, se disuelve en suficiente agua hasta obtener 400 mL de solución. Halle la normalidad de la solución preparada. Masas atómicas: Ba= 137; Cl= 35,5 a) 0,43 d) 0,50
b) 0,34 e) 0,28
c) 0,39
08. Se tiene 800 g de una solución de soda cáustica al 25% en peso. ¿Qué masa de soluto se debe añadir para que la nueva solución sea al 30% en peso? a) 57,14 g d) 60,14 g
b) 65,24 g e) 50,14 g
c) 32,85 g
09. En un frasco se tiene 2 L de HCl 3,0 M. Para realizar un proceso de titulación se extrae 250 mL. ¿Qué masa de ácido puro se utilizó en dicho proceso? a) 27,4 g d) 55,8 g
b) 32,6 g e) 44,8 g
c) 54,8 g
10. Se hacen reaccionar 30 mL de NaOH 0,5 molar con 40 mL de HCl 0,3 molar. Indique la proposición falsa. La ecuación es: H2O( , ) + NaCl(ac) NaOH(ac) + HCl(ac) a) La solución resultante tiene carácter básico. c) Se han formado 15 meq de NaCl. e) Todos el HCl ha reaccionado.
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b) La solución resultante azulea el papel de tornasol. d) Hay un exceso de 3meq de NaOH.
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Capítulo 27 11. Una solución de ácido sulfúrico tiene una densidad de 1,84 g/mL y contiene 98% en peso de ácido. ¿Qué volumen de la solución contiene 360 g de ácido puro? a) 200 mL d) 250 mL
b) 100 mL e) 12 mL
c) 300 mL
12. ¿Qué masa de hidróxido de estroncio, Sr(OH)2, se requiere para neutralizar 61,64 gramos de sol de H 2CO3? Masa atómica: Sr= 86,7 uma a) 161,6 g d) 120 g
b) 447,5 g e) 224,5 g
c) 98 g
13. Si se disuelven 800 g de NaOH en 1,8L de H 2O, suponga que la soda (NaOH) ocupa 0,2L. Halle la normalidad a) 2 d) 0,2
b) 20 e) 10
c) 200
14. Determinar la molaridad de una solución de NH 3 al 20% cuya densidad es 0,926 g/ml a) 0,54 M d) 10,89 M
b) 2,58 M e) 25,2 M
c) 5,4 M
15. ¿Cuál es la masa de ácido nítrico (HNO 3) si se tiene 3L de solución 0,6 molar (H= 1; N= 14: O= 16)? a) 113,4 g d) 106,2 g
b) 114,3 g e) 104,6 g
c) 124,6 g
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Química Tarea domiciliaria 01. Que masa de sulfato de calcio está disuelto en 600 ml de una solución 0,5 M de esta sustancia. Dato: Ca= 40; S= 32; O= 16 a) 36,8 g b) 19,5 g c) 40,8 g d) 78,1 g e) 130 g 02. Calcular la normalidad de 2500 ml de solución de H2SO4 que contiene 294 gramos de ácido disuelto en agua. Datos: H= 1; S= 32; O= 16 a) 1,6 N b) 2,4 N c) 3,8 N d) 4,5 N e) 5,7 N 03. ¿Cuántas moles de solvente hay en 10 L de una solución de H 2SO4 5 M cuya densidad es 1,35g/ml? (H2SO4= 98; H2O= 18) a) 352 b) 379 c) 417 d) 478 e) 526 04. Una dilución de alcohol etílico en H 2O es 1,54 molal, ¿cuántos gramos de alcohol (C 2H5 OH) están disueltos en 2,5 litros de H2O? a) 200 g b) 156,4 g c) 154,3 d) 177,1 g e) 106,6 g 05. ¿Qué volumen del alcohol etílico al 80% en volumen se puede preparar a partir de 200 ml de C 2H5OH puro? a) 50 mL b) 112,5 mL c) 250 mL d) 312,5 mL e) 105 mL 06. ¿Cuántos gramos de una sal deberán disolverse en 315 ml de agua para darnos una solución al 25% en masa?. a) 100 g b) 96 g c) 105 g d) 115 g e) 10 g 07. El HCl concentrado contiene 1 mol de HCl disuelto en 3,31 moles de agua. ¿Cuál es la fracción molar del HCl en el ácido clorhídrico concentrado? a) 0,46 b) 0,62 c) 0,69 d) 0,16 e) 0,23 08. Se agregan 300 ml de agua a 600 ml de una solución de H 3PO4 1,5 M. Calcular le normalidad de la solución resultante. a) 3 b) 1,3 c) 2,4 d) 3,3 e) 2,3 09. En 400 mL de H 2SO4 6 M se le adiciona 500 mL de agua. Determine la normalidad de la nueva solución. a) 4,22 b) 6,18 c) 7,22 d) 4,82 e) 5,33 10. Cierto metal forma un óxido pentatómico si su hidróxido disuelto en agua presenta una normalidad igual a 6. ¿Cuánto sería su molaridad? a) 1 M b) 2 M c) 3 M d) 4 M e) 6 M 11. ¿Cuál es la molalidad de una disolución que contiene 20,0 g de azúcar (C12H22O11) disueltos den 125 g de agua?. a) 0, 77 m b) 0, 67 m c) 0, 57 m d) 0, 47 m e) 0, 87 m
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Capítulo 27 12. ¿Cuántos mililitros de agua se debe agregar a una solución de HCl 2M y 2,4 L para rebajar su concentración a 0,5M? a) 2500 mL b) 4800 mL c) 7200 mL d) 8100mL e) 2750 mL 13. 500 ml de amoniaco gaseoso medidos a 765 mmHg y 20°C; fueron absorbidos en 763 ml de agua. Asumiendo que el cambio de volumen es despreciable, ¿cuál es la normalidad de la solución formada? a) 0, 142 N b) 0, 682 N c) 0, 027 N d) 10 N e) 5 N 14. Se mezcla 25 ml de solución 2 M de cloruro de potasio con 35 ml de solución 4 M de cloruro de potasio. Hallar la normalidad de la solución resultante. a) 8,51 N b) 3,16 N c) 2,45 N d) 4,16 N e) 2,68 N 15. Si mezclamos 0,5 L de HCl 1,5 M con 0,75 L de HCl 2 M se desea saber de la solución resultante la molaridad. a) 1,2 M b) 1,4 M c) 1,6 M d) 1,8 M e) 2 M 16. Al mezclar 60 ml de solución 2 M de Ca(OH) 2 con 30 ml de solución 2 N de Ca(OH) 2. ¿Qué molaridad tiene la mezcla resultante? a) 3,82 M b) 2,01 M c) 1,66 M d) 0,97 M e) 0,86 M 17. Se mezclan 2 L de 1,5 M, 05 L de 2 M y 0,75 L de 2 M. Hallar la molaridad de la mezcla resultante. a) 1,7 M b) 1,4 M c) 0,8 M d) 2,5 M e) 3,1 M 18. Se produce la siguiente reacción: Zn + 2HCl
ZnCl2 + H2
Se produce 40,5 gramos de ZnCl 2. ¿Qué normalidad debe tener los 300 ml de HCl usados? Datos: Cl=35,5, H=1, Zn=64 a) 2 b) 3 c) 3,5 d) 4 e) 4,5 19. Se produce la siguiente reacción: 2Al + 3H2SO4
Al2(SO4)3 + 3H2
¿Qué molaridad debe tener 200 ml de solución de para que reaccione con 13,5 gramos de aluminio puro? Dato: Al = 27, S=32, 0 =16, H=1 a) 2,87 M b) 3,75 M c) 4,51 M d) 0,68 M e) 1,55 M 20. Si se mezclan 200 g de una solución de NaCl al 25% con 300 g de una solución de NaCl al 20%. Calcular el porcentaje de la solución resultante. a) 20% b) 21 c) 22 d) 24 e) 24
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Química
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Repaso
01. En la reacción Ca + H 2O Ca(OH)2 + H2 al combinarse 10 g de Ca con 15 g de agua, el reactivo limitante y la sustancia en exceso, respectivamente, son : a) H2 y Ca(OH)2 d) Ca y Ca(OH)2
b) Ca y H2O e) H2 y H2O
c) H2O y Ca
02. La masa en gramos de una muestra que contiene 80% de carbonato de calcio (P.M. = 100) que se requiere para producir 5,74 L de dióxido de carbono a 4 atm y 7ºC y con 80% de rendimiento, es: CaCO3 + HCl
CaCl2 + CO2 + H2O
a) 75 d) 100
b) 60 e) 80
c) 93,75
03. Calcular la masa de CaO que puede obtenerse al calcinar 200 g de caliza que tiene una pureza de 90% de CaCO 3. El rendimiento de la reacción es 85%. CaCO3
CaO + CO2
a) 100,8 g d) 95,2 g
b) 85,68 g e) 80,5 g
c) 112 g
04. Determinar el equivalente del ión férrico MA (Fe = 56) a) 28 g d) 18,6 g
b) 56 g e) 11,2 g
c) 15,2 g
05. Hallar la masa que existe con 2Eq de carbonato de calcio PA (Ca =40 , C =12, O = 16) a) 100 d) 400
b) 200 e) 300
c) 150
06. El peso molecular de M 2O3 es 326. ¿Cuál es el equivalente gramo de “M”? m.A (O = 16) a) 20,16 g d) 23,16 g
b) 46,3 g e) 46,3 g
c)
12,15 g
07. Determinar la molaridad de una solución, si se ha disuelto 8 mol de HCl formando 2000ml de solución. a) 2M d) 8M
b) 4M e) 10M
c) c) 6M
08. ¿Cuál es el volumen de una solución 2,5M que contiene 0,35 moles de AlCl 3 en solución (Al =27; Cl = 35,5). a) 70ml d) 875ml
b) 140ml e) 640ml
c) 467ml
09. Se agregan 100 mL de agua a 400 mL de una solución de HNO 3 0,5 Molar. Calcular la normalidad de la solución resultante. a) 0,3 d) 0,6
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b) 0,4 e) 0,7
c) 0,5
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Capítulo 28 10. Se mezclan 3 L de H 2SO4 0,5M con 7 L de H2SO4 0,7M. Hallar la molaridad de la solución resultante. a) 0,6 b) 0,7 c) 0,64 d) 0,35 e) 0,8
Tarea domiciliaria 01. Cuántos gramos de CaO se obtendrán a partir de 1200 g de caliza con 90% de CaCO 3 (M.A. Ca=40, C=12, O=16) CaCO3 CaO + CO2 a) 712,5 b) 612,8 c) 630,6 d) 640,9 e) 604,8 02. ¿Cuántos litros de NH3 se obtienen al reaccionar 40 L de H 2 y 20 L de N 2? a) 22,66 b) 26,66 d) 36,66 e) 38,66
c) 32,66
03. ¿Cuántos gramos de benceno (C6H6) se necesitarán para obtener 96 g de anilina (C 6H5NH2) si el rendimiento del proceso es 72%? C6H6 + NH3 C6H5NH2 + H2 M.A. C = 12; H = 1; N = 14 a) 85,51 g b) 40,205 g c) 111,8 g d) 125,5 g e) 250 g 04. 20 gramos de una cinta de magnesio se introducen en un recipiente donde hay 8 g de oxigeno ¿Qué masa de magnesio quedará sin reaccionar? M.A.: Mg. = 24; O = 16 Mg + O2 MgO a) 8 g b) 16 g c) 4 g d) 2 g e) 12 g 05. Calcular la masa de CaO que puede obtenerse al calcinar 200 g de caliza que tiene una pureza de 90% de CaCO 3. El rendimiento de la reacción es 85%. CaCO3 CaO + CO2 a) 100,8 g b) 85,68 g c) 112 g d) 95,2 g e) 80,5 g 06. Un generador de hidrógeno se basa en la siguiente reacción química: CaH 2 + H2O Ca(OH)2 + H2 Si la reacción tiene un rendimiento de 90%, ¿Qué volumen de H 2 a CN se formará con 50 g de CaH 2? M.A.: Ca = 40; H= 1 a) 30,4 L b) 48,00 L c) 24 L d) 11,2 L e) 44,8 L 07. Determinar el equivalente gramo del ión sodio Na + (Na=23). a) 11,5 b) 23 d) 10 e) 12 08. Hallar el peso que existe con 2Eq-g de carbonato de calcio. PA (Ca =40 , C =12, O = 16) a) 100 b) 200 d) 400 e) 300 09. Hallar el factor “q” para la siguiente sal Al2 (SO4)3 a) 2 b) 3 d) 12 e) 18
c) 46
c) 150
c) 6
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Química 10. Hallar los equivalentes presentes en 320g de óxido férrico MA (Fe=56, O=16) a) 6 b) 12 c) 18 d) 24 e) 30 11. El peso equivalente de cierto óxido básico es igual a 20. Entonces ¿cuál es el peso equivalente de metal? a) 12 g b) 10 g c) 4 g d) 12 g e) 8 g 12. Calcule el peso equivalente del agente oxidante y reductor en la siguiente ecuación : Zn + HNO3 + HCl ZnCl2 + NO2 + H2O MA(Zn=65, N =14; Cl=35,5; H=1; O = 16) a) 21 y 32,5 b) 31,5 y 65 c) 63 y 65 d) 51,5 y 32,5 e) 63 y 32,5 13. Determinar la cantidad en gramos de NaOH necesarios para proponer 500mL de solución 2M (Na=23) a) 100 g b) 80 g c) 40 g d) 20 g e) 60 g 14. ¿Cuál es la molaridad de una solución cuando se disuelven 37 gramos de Ca(OH)2 en 750mL de solución? (M.A. : Ca = 40; O = 16; H =1) a) 0,3 M b) 0,6 M c) 1,0 M d) 1,5 M e) 1,8 M 15. ¿Cuál es la normalidad de una solución de NaOH que contienen 12 gramos de NaOH en 600mL de solución? a) 0,5 N b) 1,0 N c) 1,5 N d) 2, 0 N e) 0,2 N 16. Determinar la concentración molar de una solución de ácido sulfúrico al 49% en peso de soluto que presenta una densidad de 1,1 g/c.c. a) 2 M b) 4,9 M c) 5,5 M d) 9,8 M e) 4,1 M 17. Se agregan 200 ml de agua a 600 ml de una solución de H 2SO4 0,7 molar. Calcular la molaridad de la solución resultante. a) 2,1 b) 1,051 c) 0,525 d) 0,42 e) 0,105 18. Se mezcla 2 L de H 2SO4 0,7 M con 3 L de H2SO4 0,5 M para obtener una nueva solución. Calcular la molaridad de la solución resultante. a) 0,7 b) 0,65 c) 0,58 d) 0,71 e) 0,9 19. ¿Qué volumen de una solución de NaOH 0,5 M se debe agregar a 200 ml de otra solución de NaOH 0,7 M para obtener una solución resultante 0,6 M? a) 100 mL b) 200 mL c) 300 mL d) 400 mL e) 500 mL 20. Si se añade 3 litros de HCl 6M a dos litros de HCl 1,5 M, hallar la normalidad resultante considerando que el volumen final es 5 L. a) 1, 8 b) 3, 0 c) 3, 7 d) 4, 2 e) 5, 0
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Capítulo 29
29
Cinética química
Toda reacción química ocurre a una determinada velocidad. Algunas son muy rápidas y otras son extremadamente lentas. La velocidad de una reacción describe la rapidez con que se consumen los reactivos o la rapidez con la que se forman los productos. La cinética química es el área de la química que se encarga del estudio de las velocidades con las que ocurre una reacción química, los mecanismos de reacción , razonamientos especulativos; basados en hechos experimentales que tratan de explicar cómo ocurre una reacción y los factores que determinan la velocidad de reacción: 1. La naturaleza de los reactantes. 2. Las concentraciones de los reactivos. 3. La temperatura. 4. La presencia de un catalizador.
La velocidad de una reacción Las velocidades de reacción química se suelen expresar determinando cómo varían las concentraciones de los reactantes o de los productos en determinados intervalos de tiempo. Consideramos la reacción hipotética. aA + bB
cC + dD
La velocidad a la cual procede la reacción se puede describir en términos de la velocidad de la cual desaparece un reactivo. Velocidad =
− ∆ 6A @ ∆t
.......... (1)
O la velocidad a la cual aparece uno de los productos. Velocidad =
+ ∆ 6C @ ∆t
.......... (2)
Expresión de la ley de la velocidad Anteriormente se aprendió que la velocidad de una reacción es proporcional a la concentración de los reactivos. La ley de la velocidad expresa la relación de la velocidad de una reacción con la concentración. Para la reacción general: aA + bB
cC + dD
La expresión de la ley de la velocidad tiene la forma: velocidad = k[A]x [B]y,
Leyenda: [A], [B] : concentraciones molares de los reactivos (mol/L). Los sólidos y líquidos puros al tener concentración constante, no se consideran para esta ecuación. x, y
: exponentes hallados experimentalmente. Pueden ser números enteros, cero o fraccionarios.
x
: orden de reacción respecto al reactivo A.
y
: orden de reacción respecto al reactivo B.
x+y
: orden global de reacción
k
: constante específica de velocidad. Sus unidades dependen de la expresión de la ley de velocidad. 218
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Química Los siguientes son ejemplos de leyes de velocidad de reacción observadas experimentalmente: 3NO(g)
N2O(g)
2NO2(g)
+
F2(g)
+
NO2(g)
velocidad = k[NO]2
2NO2F(g) velocidad = k[NO2][F2]
Nótese que el orden de reacción no coincide necesariamente con los coeficientes de la ecuación química balanceada.
“Si la reacción es elemental, es decir, si ocurre en una sola etapa, los órdenes de reacción son los correspondientes coeficientes estequiométricos”
Efecto de los catalizadores Son especies químicas que aumentan la velocidad de reacción, en razón a que disminuyen la energía de activación, proporcionando mecanismos alternativos con menor energía de activación. Las características de los catalizadores son: • Los catalizadores sólo forman compuestos intermedios para ejercer la acción catalítica, por lo tanto no se consumen en el curso de la misma y se les puede recuperar finalizada la reacción. • El catalizador no altera el equilibrio, pues aumenta por igual las velocidades de las reacciones directa e inversa. • El catalizador permanece invariable al final de la reacción, en lo que respecta a su composición química, pues en su forma física puede variar. • El catalizador no inicia una reacción, sólo aumenta la velocidad. • La acción catalítica es específica y es ejercida sin violar las leyes de la estequiometría. • Los catalizadores se utilizan en pequeñas cantidades, debido a que la acción catalítica es rápida. Los catalizadores disminuyen la energía de activación. Ello significa, con la misma energía cinética promedio de las moléculas, una mayor fracción de moléculas ya tienen la suficiente energía para alcanzar el estado de transición, aumentando así la velocidad de reacción. Los catalizadores llamados inhibidores aumentan la energía de activación. Ello significa que una menor fracción de moléculas alcanzan el estado de transición en la misma unidad de tiempo, disminuyendo así la velocidad de reacción.
“Los catalizadores no pueden disminuir la velocidad de reacción, por tanto, no existen catalizadores negativos” E
Ea E’a
DH
Avance de reacción Ea : energía de activación para la reacción sin catalizador. E’a : Energía de activación para la reacción con catalizador.
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Capítulo 29 Problemas Resueltos 01. De las siguientes proposiciones referentes a la velocidad de una reacción, indicar la correcta: a) Los factores que afectan la velocidad de reacción son principalmente la naturaleza y concentración de los reactantes, la temperatura y la presencia de catalizadores. b) Las velocidades de las reacciones no se pueden determinar experimentalmente en el laboratorio. c) Los procesos que ocurren con soluciones iónicas concentradas son más lentas que las que ocurren con soluciones moleculares diluidas. d) La cinética química tiene por objeto predecir el rendimiento de las reacciones químicas. e) En el equilibrio, la velocidad de la reacción directa es mayor que la velocidad de la reacción inversa.
Resolución Según la cinética química, los factores que alteran la velocidad de una reacción son: a) Naturaleza de los reactantes b) Grado de división de los reactantes c) Temperatura d) Concentración e) Catalizador De estos factores, los más importantes son la naturaleza y concentración de los reactantes, la temperatura y la presencia de los catalizadores Rpta.: a
02. Si “V” es la velocidad de reacción química, K es la constante de velocidad de reacción. ¿Cuál es la expresión para la velocidad de la siguiente reacción? 2A + B
C + 2D
Resolución La ley de acción de masas enuncia: La velocidad de reacción es directamente proporcional al producto de las concentraciones de los reactivos (Ley Gulberg–Waage). 2A + B
C + 2D V= K[A]2 [B]1
03. Los tres factores más importantes en el aumento de la velocidad de las reacciones químicas son: a) Temperatura, viscosidad, densidad b) Presión, volumen, catalizador c) Tensión superficial, presión, catalizador d) Temperatura, densidad, concentración e) Concentración, temperatura, catalizador
Resolución La velocidad de reacción es la cantidad de reactivo que se combina en la unidad de tiempo. En la velocidad influyen los siguientes factores: Naturaleza de los reactivos, temperatura, concentración de los reactivos, catalizador y estado de división . Los tres más importantes son: Concentración, temperatura y catalizador. Rpta.: e
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Química Practiquemos 01. Con respecto a los catalizadores, marque verdadero (V) o falso (F) según corresponda I. Los catalizadores disminuyen la velocidad de reacción. II. El catalizador es una sustancia que modifica la velocidad de una reacción III. Los catalizadores se consumen completamente en las reacciones químicas. IV. Los inhibidores aumentan el calor de reacción a) VVVF b) VFFV c) VVFV d) FVFF e) FVFV 02. Si 2 kg de leña se consumen con una rapidez de 0,1 kg/min a 480°C, ¿cuál es la rapidez con la cual se consumiría a 500°C? a) 0,2 kg/min b) 0,3 kg/min c) 0,5 kg/min d) 0,4 kg/min e) 0,1 kg/min 03. Considere las siguientes reacciones y sus respectivas velocidades de reacción (V 1, V2) a. CaCO3(s)
200°C
CaO + CO2(g) V1
b. CaCO3(s)
220°C
CaO + CO2(g) V2
Indique verdadero (V) o falso (F) según corresponda I. V1 > V2 II. V2 > V1 a) FVV d) VFF
III. V2 = 4V1
b) VFV e) VVV
c) FFF
04. Para de reacción A 2 + 2B 2AB, determinar la constante de velocidad de reacción, si cuando la velocidad es 5 mol/L min, las concentraciones de A y B son 2 mol/L y 5 mol/L, respectivamente. a) 0,1 L/mol min b) 1 L2 /mol min c) 0,01 L2 /mol2 min d) 0,1 L2 /mol2 min e) 0,1 L/mol2 min 05. Considere las siguientes reacciones: C6H12O6(ac)
2C2H5OH(ac) + CO2(g) V1
C6H12O6(ac) + enzima
2C2H5OH + CO2(g) V2
¿Qué proposición es la correcta? a) V1 > V2 c) V1= V2 e) Ninguna
b) La enzima es un catalizador d) La enzima se consume completamente
06. Considere la siguiente reacción de combustión: C4H10(g) + O2(g)
CO2(g) + H2O(g)
Si el oxígeno se consume con una velocidad de 2,6 mol/min, ¿cuál es la rapidez con la cual se produce el CO 2? a) 1,6 mol/min b) 2,3 mol/min c) 2,9 mol/min d) 1,9 mol/min e) 1,2 mol/min 07. Si 16 kg de carbón mineral se consumen en 20 minutos a 650°C, ¿en qué tiempo se consumiría 16 kg de carbón mineral a 680°C? a) 3,2 min b) 2,9 min c) 5,2 min d) 2,5 min e) 1,7 min
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Capítulo 29
08. En la siguiente reacción de descomposición. PH3(g)
P4(g) + H2(g)
Si la fosfina (PH3) se consume con una velocidad de 0,6 mol/L min, ¿cuál es la velocidad de formación del hidrógeno (H2) en mol/L min? a) 1,2 b) 0,9 c) 0,6 d) 0,18 e) 0,09 09. Determinar la constante de velocidad en la siguiente reacción: A + B Sabiendo que su velocidad es 4x10 -5 M/min cuando:
AB
[A]= 4x10-2M, [B]= 10-3M a) 10-1 d) 10
b) 100 e) 0,01
c) 1
10. Respecto a la cinética química, marque la proposición incorrecta: a) Los catalizadores no se consumen durante la reacción. b) El color, la densidad y la viscosidad no son factores que modifican la velocidad. c) Según la ley de acción de masas, la velocidad de una reacción es proporcional a la concentración de los productos. d) Al aumentar la temperatura, aumente el número de colisiones eficaces entre los reactivos. e) La gasolina vaporizada se consume con mayor rapidez que la gasolina líquida. 11. La velocidad de reacción respecto al H2 es 12 mol/L min. Halle la velocidad respecto al gas NH 3, según: N2(g) + H2(g) a) 8 mol/L min d) 15
NH3(g)
b) 3 e) 12
c) 6
12. Para la reacción elemental a 57°C: 2A(g) + C(g)
4D(g)
Si [A]= 0,25 M y [C]= 0,1 M, hallar la constante de velocidad, si la velocidad es de 5 M/S a) 1200 b) 80 c) 475 d) 800 e) 200 13. Indicar V o F sobre la cinética de una reacción: I. La velocidad de una reacción se incrementa al disminuir la energía de activación por medio de un catalizador. II. La velocidad de formación de los productos al inicio es máxima. III. La velocidad de reacción se altera con la temperatura. a) VFV b) VVF c) VFF d) FFF e) FFV 14. Para la reacción: A (g) + 2B(g) 2C(g). Determinr la expresión de la ley de velocidad. Si K: constante de velocidad de reacción. a) K [A] [B] b) K [A]2 [B] c) K [A] [C]2 d) K [A] [B] [C] e) K [A] [B]2 15. Para la reacción 2A + B 2 a) 2º orden d) Orden cero
2AB. Determinar el orden total de reacción. b) 3er orden c) 4to orden e) 1er orden 222
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Química Tarea domiciliaria 01. La cinética química estudia: a) A la reacción química con respecto a sus productos c) Cómo se consumen los productos e) La calidad de los reactantes
b) Cómo se acaban los productos d) La velocidad de las reacciones químicas
02. En la relación elemental: H2(g) + O2(g)
H2O(g)
La velocidad de la reacción esta dada por: a) V= K[H2]2 [O2] b) V= K[O2] e) V= K d) V= K [H2] [O2]
c) V= K [H2O]
[H2 O]
03. Indicar la ley de la velocidad de reacción para: A + nB a) V = K [C] [D]q b) V = K [C] n d) V = K [A] [B] e) V = K [A] [C]
C + qD c) V = K [A]
04. Indique la posible ecuación para la siguiente ley de acción de las masas: V = K [A]2 [B]3 a) A+B d) 2A+3B
C+D 2C+D
b) A+B e) 3A+2B
3C+D C+2D
c) 2A+B
C+D
05. Sea la siguiente reacción química elemental, indicar el orden que presenta: PCl3(g) + Cl2(g) a) 1 d) 4
PCl5(g)
b) 2 e) 5
c) 3
06. Indicar la reacción que presente a una de primer orden: a) A+B C+D b) A+B 3C d) A D+B e) 2A 3C+B
c) A+2B
07. La siguiente reacción: A+B C tiene como ecuación de velocidad: 2 V = K [A] [B], luego podemos afirmar que: a) Es de primer orden b) Es de segundo orden d) Es orden cero e) No tiene orden
2C
c) Es de tercer orden
08. Hallar el orden que presenta la siguiente reacción elemental: CO(g) + O2(g) a) 1 d) 4
b) 2 e) 5
CO2(g) c) 3
09. Indicar la alternativa que me representa a una reacción elemental de segundo orden: a) A + 2B A2B b) 2x + y xy c) 2A + C d) x + y z+w e) x2 + y2 xy3 10. Indicar las unidades de la velocidad de una reacción química: a) mol . L–1 . S–1 b) mol . L . S-1 d) mol-1 . L . S e) mol . L . S
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B
c) mol . L-1 . S
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Capítulo 29
11. Expresar las unidades de la constante de la velocidad, para la siguiente reacción: M(s) + N(g)
P(g) + 2Q(g)
b) mol . L-1 . S-1 e) mol . L . S-1
a) 1 d) S-1
c) S
12. Calcular la velocidad de la reacción: H 2(g) + O2(g) H2O(g), si la constante de la velocidad es 5.10 -4 y las -3 -3 concentraciones del O2 y H2 son 2.10 mol/L y 4.10 mol/L respectivamente. a) 1,6.10-11 b) 1,6.10-10 c) 1,6.10-23 d) 8.10-12 e) 8.10-13 13. La velocidad de una reacción se expresa así: V= K [A]2. ¿Como varía la velocidad si la concentración se duplica? a) Se duplica b) Se triplica c) Se cuatriplica d) Se reduce la mitad e) Se reduce la cuarta parte 14. Se tiene la siguiente reacción: M(g) + N(g)
2G(g) + L(g)
Si el volumen del recipiente se reduce a la mitad, entonces la velocidad final se respecto a la inicial. a) duplica b) triplica c) cuadruplica d) quintuplica e) sextuplica 15. Expresar la ley de acción de masas para la siguiente reacción: KClO3(s) a) V= 1 d) V= K [KClO3]
KCl(s) + O2(g)
b) V= K e) V= K [KClO3]2
c) V= 2K [O]
16. Para la siguiente hidrogenación en equilibrio: C2H4(g) + H2(g) C2H6(g). ¿Cómo cambiará la velocidad de la reacción, si el volumen del recipiente en que se realiza la reacción disminuye a la mitad? a) Se duplica b) Se cuadruplica c) Se triplica d) No varía e) Disminuye a la mitad 17. Se tienen las reacciones: Mg + O2
300°c
MgO (VI)
Se puede afirmar que: a) VII > VIII d) VI > VIII
Mg + O2
1200°C
MgO(VII)
b) VII > VI > VIII e) VIII > VII
Mg + O2
800°C
MgO (VIII)
c) VI > VII > VIII
18. Para la reacción en una etapa: A + 2B 2C, determinar la constante de velocidad de reacción, si cuando la mol velocidad es 5 , las concentraciones de A y B son 2 mol/l y 5 mol/l, respectivamente. L x min
a) 0,1
2
L 2
mol x min
d) 0,4
2
L 2
mol L x min
d) 5,4
mol L x min
2
2
L 2
mol x min
2
L
e) 0,5
2
mol x min
N2(g) + H2(g)
La velocidad de formación de NH 3 es 1,8 a) 36
c) 0,3
mol x min
mol x min
19. En la obtención de amoniaco:
2
L
b) 0,2
mol , x min
NH3(g)
, entonces la velocidad de consumo de H2 es:
b) 2,7
mol L x min
e) 4,5
mol L x min
c) 0,9
224
mol L x min
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Química
30
Equilibrio químico
El equilibrio se refiere a aquel estado de un sistema en el cual no se produce ningún cambio neto adicional. Cuando A y B reaccionan para formar C y D a la misma velocidad a la que C y D reaccionan para formar A y B, el sistema se encuentra en equilibrio. La mayoría de las reacciones no llegan a completarse. Esto es, cuando se mezclan los reactivos en cantidades estequiométricas, no se convierten completamente en los productos. Las reacciones que no llegan a completarse y que tienen lugar en ambos sentidos se llaman reacciones reversibles. Los equilibrios químicos son equilibrios dinámicos, esto es, las moléculas individuales están reaccionando constantemente, aunque la composición y propiedades de la mezcla en equilibrio no cambia en el tiempo, mientras no actúe una fuerza externa que perturbe la condición de equilibrio.
La constante de equilibrio En una reacción química reversible en equilibrio, las concentraciones de reactivos y productos son constantes; esto es, no varían. Las velocidades de las reacciones directa e inversa son constantes e iguales. Se puede escribir una expresión como la constante de equilibrio, que relaciona a los productos con los reactivos. Para la reacción general aA + bB cC + dD Aplicando la ley de acción de masas, se establece: Vdirecta = kd [A]a[B]b
(1)
Vdirecta = ki [C]c[D]d
(2)
Como en el equilibrio las velocidades de reacción directa e inversa se igualan, tenemos: Vdirecta = Vinversa kd [A]a[B]b = ki [C]c[D]d a temperatura constante, se define a la constante de equilibrio como: Keq =
6C@c 6D@d 6A @a 6B@b
Siendo Keq o Kc la constante de equilibrio en función de concentraciones molares. Las cantidades en corchetes son las concentraciones de cada sustancia en moles por litro. Los exponentes a, b, c y d son los coeficientes de las sustancias en la ecuación balanceada. Las unidades de K eq no son las mismas para todas las reacciones de equilibrio y generalmente se omiten. Obsérvese que se eleva la concentración de cada sustancia a una potencia igual al coeficiente estequiométrico, deducido de la ecuación balanceada. La magnitud de una constante de equilibrio determina el sentido de reacción que se ha desarrollado en mayor proporción antes de alcanzar el equilibrio. Cuando Keq >> 1, indica que la reacción directa se ha desarrollado en mayor proporción antes de alcanzar el equilibrio. Cuando Keq<< 1, indica que la reacción inversa se ha desarrollado en mayor proporción antes de alcanzar el equilibrio. A continuación, presentamos dos ejemplos: H2(g) + I2(g)
2HI(g)
K eq=54,8 a 425°C
Esta K eq indica que en el equilibrio hay mucho más producto que reactivos.
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Capítulo 30
COCl2(g)
K eq = 7,6.10-4 a 400°C
CO(g) + Cl2(g)
Esta K eq indica que el COCl 2 es estable y que se tiene muy poca descomposición a CO y Cl 2 a 400°C. El equilibrio está desplazado hacia la izquierda. Cuando se conocen las concentraciones molares de todas las especies en una reacción en equilibrio, se puede calcular la K eq sustituyendo las concentraciones en la expresión de la constante de equilibrio.
“Para una reacción específica, con un determinado balance de ecuación, la constante de equilibrio sólo depende de la temperatura” Cuando algún reactivo y/o producto de una ecuación química es gas, podemos formular la expresión de equilibrio en términos de presiones parciales, en vez de concentraciones molares. En este caso, la constante de equilibrio se denota como K p. Para la reacción general. aA(g) + bB(g) Kp =
cC(g) + dD(g) (PC) c # (PD) d (PA) a # (PB) b
Donde Pi es la presión parcial del componente “i” en equilibrio. Por lo general, los valores de K c y K p son diferentes. Por ello, es importante indicar cuál de ellas estamos usando por medio de los subíndices. La expresión general que relaciona K p y K c es: K p = K c (RT)Dn Dn:
es la diferencia de coeficientes de productos y reaccionantes. Numéricamente es igual al número de moles de productos gaseosos menos el número de moles de reactivos gaseosos. De la reacción general: Dn = (c + d) - (a+b)
R T
: Constante universal de los gases ideales. : Temperatura absoluta (K)
Por ejemplo, para la reacción en equilibrio: 1N2(g) + 3H2(g) Dn
2NH3(g)
= 2–(1+3) = –2
K p = K c(RT)–2
Principio de Le Chatelier El químico francés Henri Le Chatelier (1850-1936) enunció, en 1888, una generalización sencilla, pero de grandes alcances, acerca del comportamiento de los sistemas en equilibrio. Esta generalización, que se conoce como Principio de Le Chatelier, dice: “Si se aplica un activante a un sistema en equilibrio, el sistema responderá de tal modo que se contrarreste la activación y se restaure el equilibrio bajo un nuevo conjunto de condiciones” . La aplicación del Principio de Le Chatelier nos ayuda a predecir el efecto de las condiciones variables sobre las reacciones químicas. Examinaremos los efectos de cambios de concentración, temperatura y presión.
Efecto del cambio de concentración Cuando se aumenta la concentración de un reactivo en el lado izquierdo de una ecuación, el equilibrio se desplaza hacia la derecha. Cuando se aumenta la concentración en el lado derecho de una ecuación, el equilibrio se desplaza hacia la izquierda. De acuerdo con el principio de Le Chatelier, el equilibrio siempre se desplaza en la dirección que tiende a reducir la concentración de la sustancia que se agregó. 226
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Química Efecto del volumen (presión) La variación del volumen presenta una relación inversamente proporcional con la presión parcial de las sustancias gaseosas. Cuando el volumen del recipiente aumenta, sólo afecta a la presión de las sustancias gaseosas (la presión parcial de los gases disminuye) y se perturba el equilibrio favoreciendo aquel sentido de reacción donde se genera mayor número de moléculas gaseosas. Si el volumen del recipiente de reacción disminuye (la presión parcial de los gases aumenta), se perturba la condición de equilibrio y se favorece aquel sentido de reacción donde hay menor número de moléculas gaseosas.
Efecto de la temperatura Cuando se aplica calor a un sistema en equilibrio, se favorece a la reacción que absorbe calor. Cuando el proceso, tal como está escrito, es endotérmico, se aumenta la velocidad hacia adelante. Cuando la reacción es exotérmica, se favorece a la reacción inversa. En este sentido, se puede tratar al calor como un ingrediente o reactivo en las reacciones endotérmicas, o como un producto en las exotérmicas. Por lo tanto, la temperatura es análoga a la concentración al aplicar el Principio de Le Chatelier a los efectos térmicos en una reacción química. Para la reacción endotérmica: A + B + calor
C+D
(DH>0)
Un incremento de la temperatura favorece la reacción hacia la derecha y provoca un aumento del valor de la constante de equilibrio. Para la reacción exotérmica: A + B
C + D + calor
(DH<0)
Un incremento de la temperatura favorece la reacción hacia la izquierda y provoca una disminución del valor de la constante de equilibrio.
Efecto de un catalizador Un catalizador es una sustancia que aumenta la velocidad de una reacción hasta alcanzar el equilibrio. Por lo tanto, si la reacción ya se encuentra en equilibrio, la adición de catalizadores no perturba dicha condición de equilibrio.
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Capítulo 30 Problemas Resueltos 01. Con respecto a la constante de equilibrio de una reacción, ¿cuál o cuáles de las siguientes proposiciones son verdaderas? I. Su expresión matemática no es afectada por las sustancias sólidas. II. Si los coeficientes estequiométricos de la reacción se duplican, su valor se eleva al cuadrado. III. Solamente tiene significado en los sistemas gaseosos. IV. El cambio de temperatura no afecta su valor. a) I y II b) I y III c) II y IV d) II y III e) I, II y III
Resolución I. (Verdadero) La concentración de un sólido en el equilibrio químico es constante y no influye en la expresión matemática de la K eq. Ejemplo: CaCO3(s) CaO(s) + CO2(g) Kc= [CO2] II. (Verdadero) Sea el equilibrio: PCl5(g)
2PCl5(g)
PCl3(g) + Cl2(g)
Cl PCl Kc= 6 2@ 6 3@
2 PCl3(g) + 2 Cl(g)
PCl 2 Cl 2 Kc(1) = 6 3@ 6 2 2@
6PCl5@
KC(1) = Kc2
6PCl5@
Rpta.: a
02. En un recipiente se tiene una mezcla de los gases H 2, N 2, y NH3 en equilibrio. Señale el efecto que favorece la formación del NH3(g), según la siguiente reacción no balanceada: 3 H2(g) + 1 N2(g)
2 NH3(g) + calor
a) Un aumento de la temperatura. c) Una disminución de la presión. e) El añadido de un catalizador.
b) Una disminución de la temperatura. d) Un aumento del volumen.
Resolución H2 N2 NH3 Para la reacción balanceada: 3H2(g) + N2(g) 2 NH3(g) + calor Como la reacción es exotérmica en el sentido directo. Para favorecer la producción de NH 3(g) se debe favorecer la reacción hacia la derecha. Al disminuir la temperatura, se promueve la formación de productos. Rpta.: b
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Química
03. La constante de equilibrio para la reacción: CO(g) + H2O(g) CO2(g) + H2(g), es 9. Si en un recipiente cerrado se introduce 1 mol de CO, 1 mol de vapor de agua y se deja establecer el equilibrio, ¿cuántas moles de CO se tendrán cuando se restablezca el equilibrio? a) 0,25 b) 0,50 c) 0,75 d) 1,0 e) 1,5
Resolución Sea la reacción: moles
CO(g) + H2O(g)
inicial
1mol
1mol
–
–
–x
–x
+x
+x
(1 – x)
(1 – x)
x
x
reaccionan EQUILIBRIO
CO2(g) + H2(g)
CO H Kc= 6 2@ 6 2@ ; asumiendo el volumen del recipiente= V
6CO@ 6H2 O@
Reemplazando: 9=
` Vx j ` Vx j
c
1- x V
mc
1- x V
m
9= `
x 1 - x
j2
∴
x= 0,75
En el equilibrio nCO= 1 – x ∴
nCO= 0,25 mol Rpta.: a
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Capítulo 30 Practiquemos 01. Indique para la siguiente reacción C(s) + CO 2(g) 2
CO@
a) K C= 6
6CO2@
2 CO d) K C= 6 @
6CO2@ 6C @
2CO(g) la expresión correcta de su constante en equilibrio. CO2@
CO2@
b) K C= 6
c) K C= 6
6CO@
6CO@2 CO 2 e) K C= 6 @ 6C @
02. Para la siguiente reacción en equilibrio N 2(g) + 3H2(g) nH = 3mol; nN = 0,5mol: nNH = 2mol. 2 3 2 Determine K C A 427°C , en un recipiente de 1 L. a) 0,29 b) 9,28 d) 0,50 e) 3,38 03. Para la siguiente reacción en equilibrio CaCO3(s) de 0,24 atm. Determine el valor de K p. a) 1,26 b) 0,014 d) 2,16 e) 3,21
2NH3(g) se tiene los siguientes datos:
c) 2,51 CaO(s) + CO2(g) si a 327°C, la presión total del sistema es c) 0,24
04. En un recipiente de 8 litros se introducen 0,58 mol de CO 2 y 0,31 mol de H 2. Luego, se calientan hasta 1250°C y se establece el siguiente equilibrio CO 2(g) + H2(g) CO(g) + H2O(g). Indique el valor K C si analizando la mezcla se observa que hay 0,36 moles de CO2. a) 2,58 b) 25,8 c) 4,3 d) 14,9 e) 1,49 05. En un reactor de 20 L se coloca 6 mol de COBr 2 y se calienta a 127°C desarrollándose el siguiente equilibrio: COBr2(g)
CO(g) + Br2(g)
Si la presión total en el equilibrio es 16,4 atm. Calcule K C a 127°C. a) 7/3 b) 5/3 d) 8/3 e) 3/8
c) 0,4
06. Determine K C para la reacción: SO3(g) + NO(g)
SO2(g) + NO2(g)
Si en el equilibrio están presentes 8 mol de NO, 10 mol de SO 2, 6 mol de SO 3 y 12 mol de NO2 en un recipiente de 5 L. a) 2,0 b) 1,25 c) 25 d) 3,5 e) 2,5 07. Para el sistema SnO 2(s) + 2H2(g) Sn(s) + 2H2O(g) a 500°C, las concentraciones en el equilibrio es [H2]= 0,2 M; [H2O]= 0,5 M. ¿Cuál es el valor de la constante K C? a) 2,5 b) 6,25 c) 5 d) 1,25 e) 5,25 08. Se tiene la siguiente reacción en equilibrio a 250°C C 2H2(g) + 2H2(g) C2H6(g); K C= 50 ¿Cuál es el valor de la constante de equilibrio K C para la siguiente reacción a 250°C? C2H6(g) a) 0,2 d) 0,5
C2H2(g) + 2H2(g)
b) 0,02 e) 50
c) 0,05
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09. La constante de equilibrio de la siguiente reacción CO(g) + H2O(g) CO2(g) + H2(g) es K C= 4,0. Si inicialmente había en el sistema 2 moles de CO y 2 moles de H 2O, entonces las moles de H 2 en el equilibrio son: a) 0,33 b) 0,66 c) 1,33 d) 4 e) 0,75 10. En una reacción de tipo A (g) + B(s) 2C(g) Si en el equilibrio se tiene 3 moles de C; 1 mol de A y 2 moles de B en un recipiente de 0,5 L, ¿cuál es el valor de K C? a) 18 b) 0,67 c) 6,0 d) 7,5 e) 9,0 11. A una determinada temperatura se mezclan 4 mol Cl2 con 4 mol H2 en un recipiente de 2 L. En el equilibrio están presentes 5 mol de HCl. H2(g) + Cl2
2HCl(g)
¿Cuál es el valor de la constante de equilibrio K C? a) 12,3 b) 8,4 d) 11,1 e) 10,2
c) 9,5
12. Para el sistema: N2O4
2NO2; K C= 1,25 mol/L
Si la concentración de N 2O4 en el equilibrio es 0,5 mol/ L, ¿cuál es la concentración molar de NO 2? a) 0,67 b) 0,53 c) 0,79 d) 0,81 e) 0,92 13. En un reactor se colocan 4 mol de SO2 y 6 mol de O2. Si en el equilibrio existe 2 mol de SO 3, hallar K C. Considere que el volumen del reactor es 1 L. a) 0,01 b) 0,02 c) 0,03 d) 0,04 e) 0,05 14. Para el sistema: A + B 2C; K C= 1,44 En un reactor se colocan 6 mol de A con 6 mol de B. ¿Cuántos moles de C se encuentran en el equilibrio? a) 1,25 b) 2,5 c) 5,0 d) 7,5 e) 7,2 15. De acuerdo a la reacción: A B; K C= 1,25 mol/L Si la concentración de A en el equilibrio es 0,8 mol/L, ¿cuál es la concentración de B en el equilibrio? a) 0,40 M b) 0,60 M c) 1 M d) 2,15 M e) 1,5 M
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Capítulo 30 Tarea domiciliaria 01. Hallar la expresión que representa la constante de equilibrio. N2 + H2 NH3 6NH3@2 b) K C= 6N2@ 6H2@3
N H a) K C= 6 2@ 6 2@
6NH3@
d) K C=
1 6NH3@
e) K C=
02. Hallar la constante K C para: Cl2 + O2 Cl2@ + 6O2@
a) K C= 6
6N2@2 6H2@3 c) K C= 6NH3@
1
6N2@ 6NH3@2
Cl2O5 Cl2@ + 6O5 @
c) K C= 6
b) K C= [Cl2] [O2]
6Cl2 O5@
2 Cl O d) K C= 6 22 5@ 5
6Cl2@
e) K C= [Cl2O5]
6Cl2@ 6O 2@
03. Se tiene la siguiente reacción elemental: 2x (g) + 3y(g) x@ y@ a) 6 6
6z @
d) [z]3 [x]2 [y]2
b)
6z @2 6x @2 6y @3
e)
6 z @2 6x @2 6 y @2
04. Indicar K C para el siguiente sistema: C (s) + O2(g)
c)
6 z @3 6x @2 6y @3
CO(g)
b) K C= [CO]2 [O2]-1
C@ O
a) K C= 6 6 2@ 6CO@ d) K C= [C] 05. Se tiene: xA + B
3z(g). Hallar la constante de equilibrio.
c) K C= [C] [O2]
e) KC= [O 2]2 yC + D; un sistema homogéneo. Se pide hallar la constante K C.
a) K C= [C]x [D] C@y 6D@
d) K C= 6
6A @x 6B@
b) KC= [A]x [B] e) K C=
1
6C@y 6D@ c) K C= 6A @x
6A @x 6B@
6A @x 6B@ 06. Se tiene: K C= . Indicar la posible reacción química. 6C@y
a) yC xA + B d) xA + yC B 07. Sea la reacción: 4Fe (s) + 3O2(g) Hallar: K C 2 Fe O a) K C= 6 42 3@ 3
b) Ax + B Cy e) B xA + yC
1
6O2@3
08. Se tiene la siguiente reacción: O3(g) O3 @
a) K C= 6
6O2@ 3
O d) K C= 6 2@2
yC
2Fe 2O3(s) b) K C= [Fe2O3]2
6Fe@ 6O2@
d) K C=
c) xA + B
c) K C=
1
6Fe@4
e) K C= [O2]3 . [Fe]4 O2(g). Hallar K C en: 2 O c) K C= 6 2@3
O 2@
b) K C= 6
6O3@
6O3@
e) KC= [O2]2
6O3@
09. Calcular la constante de equilibrio para el siguiente sistema: A + B C+ D, todos en estado gaseoso, si en el equilibrio tenemos 1 mol de A, 2 mol de B, 6 mol de C y 20 mol de D, si el volumen del sistema es 1 litro. a) 20 b) 60 c) 40 d) 90 e) 80 232
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Química 10. La constante de equilibrio es: C K C= 6 2@
6A2@ 6B@2
a) A2 + B d) A2 + 2B
C2 C2
b) A2 + 2B e) A2 + B
C2 C2
c) A2 + 3B
C2
11. Para el siguiente sistema en equilibrio: 2C (s) + O2(g) 2CO(g) Determine el valor de K C a partir de los siguientes datos: [CO]= 0,8 M; [O 2]= 0,5 M a) 1 b) 1,1 c) 1,28 d) 2 e) 3 12. La constante de equilibrio aumenta o disminuye con: a) El catalizador b) La temperatura d) El reactante e) Los productos
c) La presión
13. Para el siguiente en equilibrio: 2NO 2(g) 2NO(g) + O2(g) Determinar el valor de la constante K C si: [NO2]= 0,6; [NO]= 0,2; [O 2]= 0,3 !
c) 0,03
!
a) 0, 3 d) 0,02
b) 0, 2 e) 0,01
14. Sobre el equilibrio químico marque: a) La velocidad de la reacción directa es igual velocidad de la reacción inversa. b) Las concentraciones de todas las sustancias durante el equilibrio permanece constante. c) Algunas propiedades físicas son constante. d) El valor K C depende la temperatura. e) Todos son verdaderos 15. Hallar K P a 500 k, R= 0,082 a) 0,82 d) 0,082
atm.L mol.K
si K C= 2 en la siguiente reacción: SO 3(g) SO2(g) + O2(g) b) 8,2 c) 82 e) 820
16. Para el siguiente equilibrio: 2A (g) + L(g) 2M(g) la K C=328 L/mol a 800K Hallar K P a la misma temperatura. a) 5 atm-1 b) 4 atm-1 d) 2 atm-1 e) 1 atm-1 17. Hallar la reacción K P /K C para la siguiente reacción: N 2(g) + H2(g) a) RT b) (RT)2 d) (RT)-1 e) (RT)-2 18. Si: K C=4. Hallar K P en la siguiente reacción: H 2(g) + Cl2(g) a) 1 b) 2 d) 4 e) 5
c) 3 atm-1 NH3(g) c) (RT)3 HCl(g) c) 3
19. A un recipiente se tiene H 2, Yodo y Yoduro en equilibrio de tal manera que la presión total es 2 atmósfera. Hallar “K P” si en el equilibrio la presión parcial de H 2 es 0.4 atms y la del Yodo es 0,4 atm. Dato: H2(g) + I2(g) 2HI(g) a) 7 b) 8 c) 9 d) 10 e) 11 20. Tiene la siguiente reacción: 2NO2(g) 2NO(g) + O2(g); contenido en un recipiente de 2l; contiene en equilibrio 6 mol de NO 7 mol de O 2 y 14mol de NO2. Hallar: K C a) 0,64 b) 0,10 c) 0,11 d) 0,12 e) 0,13
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Capítulo 31
31
Repaso
01. Si 2 kg de leña se consumen con una rapidez de 0,1 kg/min a 480°C, ¿cuál es la rapidez con la cual se consumiría a 500°C? a) 0,2 kg/min b) 0,3 kg/min c) 0,5 kg/min d) 0,4 kg/min e) 0,1 kg/min 02. Considere las siguientes reacciones y sus respectivas velocidades de reacción (V 1, V2): a. CaCO3(s)
200°C
CaO(s) + CO2(g)
V1
b. CaCO3(s)
220°C
Indique verdadero (V) o falso (F) según corresponda. I. V1 > V2 II. V2 > V1 a) FVV d) VFF
CaO(s) + CO2(g)
V2
III. V2 = 4V1
b) VFV e) VVV
c) FFF
03. Considere las siguientes reacciones: C6H12O6(ac)
2C2H5OH(ac) + CO2(g) V1
C6H12O6(ac) + enzima
2C2H5OH(ac) + CO2(g) V2
¿Qué proposición es la correcta? a) V1 > V2 c) V1 = V2 e) Ninguna
b) La enzima es un catalizador d) La enzima se consume completamente.
04. Si 16 kg de carbón mineral se consumen en 20 minutos a 650°C, ¿en qué tiempo se consumiría de 16 kg de carbón mineral a 680°C? a) 3,2 min b) 2,9 min c) 5,2 min d) 2,5 min e) 1,7 min 05. En la siguiente reacción de descomposición. PH3(g)
P4(g) + H2(g)
Si la fosfina (PH3) se consume con una velocidad de 0,6 mol/L.min, ¿cuál es la velocidad de formación del hidrógeno (H2) en mol/L.min? a) 1,2 b) 0,9 c) 0,6 d) 0,18 e) 0,09 06. En una reacción de tipo: A(g) + B(s)
2C(g)
Si en el equilibrio se tiene 3 moles de C; 1 mol de A y 2 moles de B en un recipiente de 0,5 L, ¿cuál es el valor de K C? a) 18 b) 0,67 c) 6,0 d) 7,5 e) 9,0
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Química 07. A una determinada temperatura se mezclan 4 mol Cl2 con 4 mol H2 en un recipiente de 2 L. En el equilibrio están presentes 5 mol de HCl. H2(g) + Cl2
2HCl(g)
¿Cuál es el valor de la constante de equilibrio K C? a) 12,3 b) 8,4 d) 11,1 e) 10,2
c) 9,5
08. Determine K C para la reacción: SO3(g) + NO(g)
SO2(g) + NO2(g)
Si en el equilibrio están presentes 8 mol de NO; 10 mol de SO 2; 6 mol de SO3 y 12 mol de NO 2 en un recipiente de 5 L. a) 2,0 b) 1,25 c) 25 d) 3,5 e) 2,5 09. Para el sistema SnO 2(s) + 2H2(g)
Sn(g) + 2H2O(g) a 500°C, las concentraciones en el equilibrio son
[H2]= 0,2M, [H2O]= 0,5 M. ¿Cuál es el valor de la constante K C? a) 2,5 d) 1,25
b) 6,25 e) 5,25
c) 5
10. Se tiene la siguiente reacción en equilibrio a 250°C: C2H2(g) + 2H2(g)
C2H6(g); K C= 50
¿Cuál es el valor de la constante de equilibrio K C para la siguiente reacción a 250°C? C2H6(g) a) 0,2 d) 0,5
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C2H2(g) + 2H2(g)
b) 0,02 e) 50
c) 0,05
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Capítulo 31 Tarea domiciliaria 01. ¿Cuántos gramos de Sulfuro de Carbono (CS2) se obtendrán al reaccionar 640 g de SO 2 al 90% de pureza en peso según: (S= 32; O= 16; C= 12)? a) 144 b) 576 c) 596 d) 288 e) 342 02. Se desea obtener 224 gramos de CaO a partir de una piedra caliza que contiene 80% de CaCO 3 (Ca= 40; C=12; O= 16) CaCO3
CaO + CO2
¿Cuántos gramos de piedra caliza se requieren? a) 200 b) 300 d) 400 e) 600
c) 500
03. Según el proceso: ZnS + O 2 Zn + SO3 La blenda es un mineral que contiene 50% de pureza de ZnS. ¿Cuántos gramos de blenda se necesita para producir 320 g de SO3 según la reacción indicada? ZnS ( Μ = 97,5) y SO3 ( Μ = 80) a) 880 b) 780 c) 460 d) 680 e) 1020 04. Se realiza la neutralización de 15 mol de HCl empleando Hidróxido de Sodio (NaOH). Determine la masa de NaOH requerida para dicha reacción: NaOH + HCl a) 600 g d) 300 g
NaCl + H2O
b) 500 g e) 200 g
c) 400 g
05. Determine el porcentaje de impurezas contenido en 14 g de cloruro de bario (BaCl 2), si al reaccionar con ácido sulfúrico (H2SO4) se produce 50 mL de ácido clorhídrico (HCl) 2 M según: BaCl2 + H2SO4
BaSO4 + HCl
PA(uma): Ba= 137; Cl= 35,5; S= 32; O= 16; H= 1 a) 16,38% b) 25,71 d) 74,28 e) 42,36
c) 63,21
06. Indique la secuencia de veracidad (V) o falsedad (F) de los siguientes enunciados: I. La cinética química estudia la velocidad de reacción y el mecanismo de una reacción. II. Al adicionar un catalizador, se produce una variación en la energía de activación. III. En una reacción con inhibidor, ésta se acelera. a) VVV b) VFF c) FFV d) VVF e) VFV 07. Marque verdadero (V) o falso (F) respecto a las siguientes proposiciones: I. La carne se descompone con mayor velocidad a 70°C que a 20°C. II. Un trozo de cinc se consume con mayor rapidez en H2SO4 que las virutas del cinc. III. Se tiene 1 L de HCl 1 M y 1 L de HCl 2M, si se adiciona la misma masa de CaCO 3 a ambas disoluciones, entonces, en cada caso el CaCO 3 se descompone con la misma velocidad. a) VVV b) VFV c) VFF d) VVF e) FFF
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Química 08. En un experimento se ha determinado que 25 mL de una solución de hidróxido de sodio se neutraliza con 20 mL de una solución ácida 0,10 N. ¿ Cuál es la normalidad de la solución alcalina y cuantos gramos de NaOH contiene 2 litros de solución? Peso fórmula (NaOH)= 40 uma a) 0,16 N y 3,20 g b) 0,08 N y 3,20 g c) 0,24 N y 6,40 g d) 0,08 N y 6,40 g e) 0,32 N y 1,60 g 09. Se calcinan 2 kg de carbón a 330°C durante 180 minutos. ¿En qué tiempo en minutos se quema la misma cantidad de carbón a 370°C? a) 15,25 b) 11,25 c) 22,25 d) 32,25 e) 42,2 10. Para la siguiente reacción C(s) + CO2(g) 2
CO@
a) K C= 6
6CO2@
2 CO d) K C= 6 @
6CO2@ 6C @
2CO(g), indique la expresión correcta de su constante en equilibrio. CO2@
b) K C= 6
CO2@
c) K C= 6
6CO@
2
6CO@ 2 CO e) K C= 6 @ 6C@
11. Para la siguiente reacción en equilibrio N 2(g) + 3H2(g) nH2= 3 mol; nN2= 0,5 mol; nNH3= 2 mol Determine K C a 427°C, en un recipiente de 1 L. a) 0,29 b) 9,28 d) 0,50 e) 3,38
2NH3(g) se tiene los siguientes datos:
c) 2,51
12. Para la siguiente reacción en equilibrio CaCO3(s) de 0,24 atm. Determine el valor de K P. a) 1,26 b) 0,014 d) 2,16 e) 3,21
CaO(s) + CO2(g) si a 327°C, la presión total del sistema es c) 0,24
13. Respecto al estado de equilibrio químico, no es correcto afirmar que: a) Comúnmente se da en reacciones reversibles. b) Es dinámica porque las velocidades directa e inversa son iguales. c) La constante de equilibrio se relaciona con el rendimiento de la reacción. d) El valor de la constante de equilibrio cambia con la presión. e) Las propiedades físicas permanecen constanteS. 14. Sea la reacción en equilibrio a 127°C: CaCO3(s)
CaO(s) + CO2(g)
K P= 2,05 atm Si en un recipiente de 8 L se agrega 100 g de CaCO 3 y se caliente hasta 127°C, indique el porcentaje de disociación a) 25% b) 35% c) 40% d) 50% e) 65% 15. Hallar el % de disociación de 100 mL yoduro de hidrógeno en sustancias simples si la constante de disociación (K P) es 6,25 10-2 a) 100% b) 30% c) Falta saber el volumen d) 33,33% e) 17%
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Capítulo 32
32
Teoría ácido - base
Breve contexto histórico Las primeras definiciones de los ácidos (Boyle 1627-1691) se basaron en ciertas propiedades empíricas: sabor agrio (vinagre = acetum), virar al rojo el papel de tornasol, desprender hidrógeno con ciertos metales, producir efervescencia de los carbonatos de metales alcalino térreos. Las bases, los álcalis (en árabe «ceniza» de las plantas) eran otro grupo de compuestos que neutralizaban los efectos de los ácidos. Tenían sabor amargo, eran deslizantes al tacto, viraban a azul el papel de tornasol, disolvían al azufre, etc. En 1787 Lavoisier propuso que todos los ácidos se componían de un principio acidificante, “oxígeno” y de una base acidificable, tal como fósforo o azufre. Pero en 1811, Humphry Davy demostró que los ácidos clorhídrico (HCl), sulfhídrico (H2S), etc. no tenían oxígeno y que muchos compuestos binarios del oxígeno (óxido de calcio, óxido de potasio, etc.) carecían de propiedades ácidas. En 1838 Liebig indicó que “todos los ácidos deben contener hidrógeno sustituible por metales”. Aunque hay muchas diferentes definiciones de los ácidos y las bases, en esta sección introduciremos los fundamentos de la química de los ácidos y las bases.
Ácidos y bases de Arrhenius A finales de 1800, el científico sueco Svante Arrhenius propuso que el agua puede disolver muchos compuestos separándolos en sus iones individuales. Arrhenius sugirió que los ácidos son sustancias que en solución acuosa liberan iones hidrógeno (H+). Por ejemplo, el ácido clorhídrico (HCl) se disuelve en el agua de la siguiente manera:
HCl(ac)
H+(ac) + Cl–(ac)
Arrhenius definió a las bases como sustancias que en solución acuosa liberan iones oxhidrilo (OH–). Por ejemplo, una base típica de acuerdo a la definición de Ar rhenius es el hidróxido de sodio (NaOH):
NaOH(ac)
Na+(ac) + OH–(ac)
La definición de Arrhenius permite explicar la observación de que los ácidos y las bases se neutralizan entre sí. Si se mezcla un ácido y una base, el ión H+ se combina con el ión OH– para formar una molécula de agua según:
H+(ac) + OH–(ac)
H2O(l)
La reacción de neutralización de un ácido con una base produce agua y sal, tal como se indica:
NaOH(ac) + HCl(ac) base
NaCl(ac) + H2O(l)
ácido
sal
agua
Ácidos y bases de Brönsted – Lowry Aunque Arrhenius ayudó a explicar los fundamentos de la química sobre ácidos y bases, lastimosamente sus teorías tenían límites. Por ejemplo, no estaba claro si el HCl(g) era o no un ácido, o sólo lo era en disolución acuosa. Además determinadas sustancias, como el NH3, donaban OH– en disolución acuosa. Se recurría entonces a la reacción previa con el disolvente y formación de compuestos, que a veces no eran ni siquiera estables:
NH3 + H2O= [NH4OH]= NH4+ + OH–
Una de las mayores limitaciones de la definición de Arrhenius es que éste circunscribía el concepto de ácido–base al comportamiento de las sustancias en disolución acuosa. En 1923, el científico danés Johannes Brönsted y el inglés Thomas Lowry publicaron independientemente similares trabajos que redefinieron la teoría de Arrhenius. De acuerdo a la teoría de Brönsted–Lowry , un ácido es toda sustancia (molécula o ión) que puede transferir un protón a otra sustancia. De manera similar una base es toda sustancia capaz de aceptar un protón. 238
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Química La definición de Brönsted-Lowry sobre los ácidos es muy similar a la de Arrhenius. Cualquier sustancia que pueda donar un ión hidrógeno (un protón), es un ácido. H+ H+
HCl(ac) + H2O(l)
Cl–(ac) + H3O+(ac)
Pares conjugados HCl / Cl– H2O / H3O+ La definición de Brönsted–Lowry de las bases es bastante diferente de la definición de Arrhenius. La base de Brönsted es definida como cualquier sustancia que puede aceptar un ión de hidrógeno. Esencialmente, la base es el opuesto de un ácido. H+ H+
NH3(g) + H2O(l)
NH4+(ac) + OH+(ac)
Pares conjugados NH3 / NH4+ H2O / OH– •
Si un ácido es fuerte, su base conjugada es débil y viceversa.
•
Si una base es fuerte, su ácido conjugado es débil y viceversa.
Nótese que el agua en el primer caso actúa como base (acepta un protón del HCl) y, en el segundo caso, actúa como un ácido (dona un protón al NH3). Aquellas sustancias que como el agua pueden actuar como ácidos o como bases se les llama anfóteros. El ión hidrógeno en agua se suele representar como H +(ac), obviando la naturaleza real de la especie existente en disolución, o como H3O+(ac), representación que sin ser más exacta que la anterior (el ión hidrógeno se encuentra en realidad unido a más de una molécula de agua), presenta la ventaja de que resalta la par ticipación de la molécula de agua en los procesos ácido – base. El H 3O+ es llamado ión hidronio. En esta especie, el H + se une a una molécula de agua mediante un enlace covalente dativo.
Autoionización del agua Experimentalmente se ha demostrado que el agua es un electrolito muy débil. Sin embargo, es posible hablar de la ionización del agua, la cual se describe de la siguiente manera: La primera molécula actúa como base (acepta un protón) y la segunda actúa como ácido (cede un protón). La ecuación de la ionización del agua también se puede escribir de for ma abreviada:
H2O(l)
H+(ac) + OH–(ac)
Para esta reacción, la constante de equilibrio hallada experimentalmente a 25°C es:
Kw= [H+] . [OH–]= 1,0.10-14 Donde Kw se conoce como el producto iónico del agua. Dicha constante permite determinar el grado de acidez o basicidad de una solución diluida. En una solución neutra a 25°C:
[H+]= [OH–]= 1.10-7 En la definición de Brönsted-Lowry, ambos; los ácidos y las bases están relacionados con la concentración del ión de hidrógeno presente en una solución. Los ácidos aumentan la concentración de iones de hidrógeno, mientras que las bases disminuyen en la concentración de iones de hidrógeno (al aceptarlos). Por consiguiente, la acidez o la alcalinidad puede ser medida por la concentración de iones de hidrógeno.
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Capítulo 32
Escala de pH En 1909, el bioquímico danés Sören Sörensen introduce el término pH para evitar utilizar la [H +] o de [OH–] en términos de exponentes negativos y para facilitar la descripción de la acidez o la basicidad de una solución.
pH= –log[H+] [H+]: Concentración molar de iones H + en mol/L.
Solución
[H+ ]
pH
Ácido Básica o alcalina Neutra
[H+] > 10–7 > [OH–] [H+] < 10–7 < [OH–] [H+]= [OH-]= 10-7
pH < 7 pH > 7 pH = 7
Ácidos
Neutral
Bases
[H+]
pH
1.100
0
HCl
1.10-1
1
Ácido estomacal
1.10-2
2
Jugo de limón
1.10-3
3
Vinagre
1.10-4
4
Soda
1.10-5
5
Agua de lluvia
1.10-6
6
Leche
1.10-7
7
Agua pura
1.10-8
8
Claras de huevo
1.10-9
9
Levadura
1.10-10
10
Tums antiácidos
1.10-11
11
Amoníaco
1.10-12
12
Caliza Mineral – Ca(OH)2
1.10-13
13
Drano
1.10-14
14
NaOH
Ejemplo
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Química Indicadores ácido – base Aunque no son muy precisos, los indicadores ácido–base se suelen usar para medir el pH. Un indicador ácido–base es una sustancia colorida que puede existir en forma de ácido o en forma de base. Las dos formas tienen colores distintos. Así, el indicador adquiere un cierto color en medio ácido y cambia a otro color en medio básico: Si se conoce el pH en el cual el indicador cambia de una forma a otra, se puede determinar si la solución tiene un pH superior o inferior a este valor.
Intervalo de pH para el cambio de color 0
Violeta de metilo Azul de timol Naranja de metilo
Amarillo
2
4
6
8
12
14
Violeta Amarillo
Rojo Rojo
Azul
Amarillo
Rojo de metilo
Rojo
Amarillo
Azul de bromotimol
Amarillo
Azul
Fenoftaleína
Incoloro
Amarillo alizarina R
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10
Rosa Amarrillo
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Rojo
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Capítulo 32 Problemas Resueltos 01. ¿Cuál es el pH de una solución preparada por la mezcla de 100ml de HCl 0,005 M, con 400 ml de NaCl 0,02 M? a) 1,0 b) 1,7 c) 2,3 d) 3,0 e) 4,0
Resolución HCl $ H+ + Cl– M= 0,005
n= 0,0005
V= 100 mL
M=
nSTO VSOL (L)
Al agregar NaCl (sal) solo varía el volumen: n(H+)= 0,0005 mol V(H+)= 100 + 400= 500 mL V(H+)= 0,5 L [H+]= 0,0005 = 0,001 M 0, 5
⇒ pH= – log(0,001)= 3
Rpta.: d
02. Una disolución acuosa 0,05 M de un ácido débil HA, que que se disocia según: AH
A– + H+
está ionizada en 2%. Calcular la constante de equilibrio y el pH, respectivamente. a) 2,0 x 10-4; 2 b) 2,0 x 10-5; 3 c) 2,0 x 10-5; 2 d) 2,0 x 10-6; 2 e) 2,0 x 10-6; 3
Resolución Para soluciones en las que el porcentaje de ionización es menor del 5%, se cumple: Ka = Co . a2
Ka = 0,05 . Ka=2.10
5
–
[H+] = Coa 2
2 ` 100 j
[H+] = 0,05 . `
2 100
j
Co : concentración inicial a : grado de ionización =
10
−
3
pH = –log [H+] = –log 10–3
%α
=
100 α
%a : porcentaje de ionización
pH = 3 Rpta.: b
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Química 03. Un estudiante preparó un disolución de ácido fórmico HCOOH 0,10 M y midió su pH a 25°C, con lo cual d edujo que la concentración de H + era de 4,2 . 10 -3 M. ¿Cuál será la constante Ka para el ácido fórmico a esta temperatura? a) 176 . 10-8 b) 1,76 . 10-4 c) 4,20 . 10-3 d) 4,20 . 10-2 e) 8,40 . 10-4
Resolución De la reacción: H+ HCOOH $ HCOO– + 0,1 4,2 x 10–3 4,2 x 10–3 -@ +@ Ka= 6HCOO 6H
6HCOOH@
Ka=
^4, 2 x 10 - 3h ^4, 2 x 10 - 3h 0, 1
= 1,76 x 10 –4 Rpta.: b
Practiquemos 01. ¿En cuál de las siguientes reacciones el agua actúa como una base? I. H2O + CH3 COO– III. H2O + NH3 V. H2O + HSO–4
CH3COOH + OH– +
NH 4
II. H2O + CN–
+ OH–
IV. H2O + H3PO4
HCN + OH– –
H2 PO 4
+ H3O+
H3O+ + SO4- 2
a) I, II y III d) Solo III
b) II y V e) Ninguna
c) IV y V
02. ¿Cuál de los siguientes pares de sustancias se considera un par conjugado ácido–base? a) HO– /H3O+ d)
/ HPO2– 4
1–
H2 PO4
03. ¿Qué solución no es electrolítica? a) HI(ac) d) H2SO4(ac)
b) H2SO4 / SO2– 4
c) H2S/S2–
e) H2CO3 / CO2– 3
b) KCl(ac) e) O2(ac)
c) NaOH(ac)
04. ¿Qué sustancia es un electrolito fuerte? a) HF(ac) b) CH3COOH(ac) d) HClO4(ac) e) NH3
c) HCN(ac)
05. Señale los ácidos conjugados de: I. OH–
II.
a) H2O, H2CO3, NH–2
b) H2O, HCO–3 , NH–2
d) H2O, H2CO3, NH+4
e) H20, H2CO3, NH+3
06. Es una base según Lewis: a) BeCl2 d) H2O
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III. NH3
2–
CO3
b) SO2 e) H+
c) H2O, HCO–3 , NH+4
c) PH3
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Capítulo 32 07. Al colocar gotas de fenolftaleina en leche de magnesia, se observará obser vará que se vuelve: a) Incoloro b) Rosa pálido c) Verde d) Azul e) Amarilla 08. Calcular el pH de una solución cuya [H +]= 0,08 molar. Dato log2= 0,3 a) 1,1 b) 1,5 d) 2,6 e) 4,7
c) 2,3
09. Determine el pH de H 2SO4 una de 0,05 molar. a) 1 b) 2 d) 4 e) 5
c) 3
10. Indique, sobre las propiedades de ácidos y bases, la proposición incorrecta. a) Las bases bases son de sabor amargo. b) Los ácidos ácidos enrojecen enrojecen al papel de tornasol azul. c) Los ácidos ácidos descomponen a los carbonatos y bicarbonatos, liberando CO2 d) Las bases no enrojecen enrojecen a la la fenoteína fenoteína e) Los ácidos son de sabor agrio y corroen a los metales. 11. Señale cuántos compuestos son bases según Arrhenius. CH2OH, NH4OH, KOH, Ca(OH)2, HCOOH a) 1 d) 4
b) 2 e) 5
c) 3
12. Indique la alternativa incorrecta incor recta según Bronsted–Lowry, sobre la siguiente reacción H2SO4 + HClO4 @
+
H3 SO4
+ ClO–4
a) HClO4 y H3 SO+4 son ácidos. b) H2SO4 y ClO–4 son bases c) Son ácidos y base conjugados, respectivamente, respectivamente, H3 SO+4 y ClO–4 . d) Es una base conjugada el H3 SO+4 e)
–
ClO4
acepta un protón.
13. Indique la muestra con mayor carácter ácido. a) Leche (pH= 6,5) b) Agua carbonatada (pH= 4,0) d) Jugo Jugo de toro toronj njaa (pH= pH= 3,2) ,2) e) Lech Lechee de mag magnesi nesiaa (pH (pH= 10,5 0,5)
c) Lágrimas (pH= 7,4)
14. Determine la cantidad de hidróxido de sodio contenido en 0,5 L de solución cuyo pH= 11. NaOH: Μ = 40 g/mol a) 0,2 g b) 0,02 g c) 2,0 g d) 1,0 g e) 1,5 g 15. Si se mezclan 100 mL de KOH 0,2 M y 100 mL de H 2SO4 0,3 M; calcule el pOH de la solución resultante. log2= 0,3 a) 8,96 b) 3,46 c) 13,3 d) 0,7 e) 3,24
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Química Tarea domiciliaria 01. Señalar la sustancia que no es ácido de Arrhenius: a) HCl b) H2S d) HNO3 e) CH4
c) H2O
02. No es una base según Arrhenius: Ar rhenius: a) Na(OH) d) Ca(OH)2
c) K(OH)
b) Mg(OH)2 e) CH3OH
03. Al colocar papel de tornasol tor nasol para cada solución mostrada señalar los colores: (HCl, KOH, H2SO4) a) Rojo - rojo - rojo b) Azul - azul - azul c) Rojo - azul - rojo d) Rojo - azul - azul e) Azul - rojo - azul 04. Señalar la reacción de agua en el equilibrio. equilibrio. a) H2O H+ + OH– d) H2 + O2 H2O
H3O+ + OH–
b) 2H2O e) a y b
c) H2O
05. Señalar un ácido triprotico: a) HNO3 d) HCl
b) H2S e) H2SO4
c) H3PO4
06. Señalar una sustancia dibásica: a) Ca(OH)2 d) K(OH)
b) Mg(OH)2 e) a y b
c) Na(OH)
H2 + O2
07. Según Arrhemius un ácido es aquella: a) Sustancia capaz de ceder protones. b) Sustancia capaz de aceptar protones. c) Sustancia que posee átomos de hidrógeno y que en solución acuosa libera H1+ d) Sustancia que acepta electrones. e) Sustancia que acepta un par de electrones. 08. De acuerdo a las reacciones: NH3 + H2O
+
NH 4 + O H
HNO3 + H2O
−
NO3
+
−
H3 O
+
Podemos afirmar: afir mar: a) El NH3 es un ácido de acuerdo a Bronsted. c) El NH3 es es un ácido de acuerdo a Arrhenius. e) El HNO3, OH1- y son ácidos de acuerdo a Bronsted.
b) El NH4+ y H2O son bases de acuerdo a Bronsted. d) El H2O es un anfótero.
09. Señalar el par de ácido base conjugado. +
NH3 + H2O
NH 4
a) NH3 / H2O
b) H2O / OH-
d) H2O/ NH3
e)
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+
NH 4
+ OH– c) H2O / NH+4
/ OH-
245
San Marcos
Capítulo 32 10. Señalar como actúa el agua en cada caso: H3O+ + Cl–
HCl + H2O
H3O+ + NH+4
H2SO4 + H2O b) Base - ácido e) Ninguno
a) Base - base d) Ácido - ácido
c) Ácido - base
11. En la siguiente reacción se comportan como bases según Bronsted y Lowry: OH– + H2Cl+
H2O + HCl a) H2O y OH– d) H2O y H2Cl+
b) HCl y OH– e) Solo H2O
c) HCl y H2Cl+
12. En la siguiente protolisis, son bases: 2H2O a) Solo OH– d) H2O y OH– 13. Según Brönsted y Lowry un ácido: a) Ce Cede electrones d) Ce Cede protones
H3O+ + OH–
b) Solo H3O+ e) Solo H2O
c) H2O y H3O+
b) Ac Acepta electrones e) Ce Cede neutrones
c) Acepta protones
14. La sustancia: PF 3 es según Lewis: a) Una base porque acepta electrones c) Un ácido porque acepta electrones e) No es base
b) Un ácido porque cede electrones d) Una base porque cede electrones
15. Señalar una base según la teoría de Lewis: a) Na(OH) b) Mg(OH)2 d) NH3 e) BeCl2
c) BF3
16. Se tiene: CH3 – NH+3 + OH–
CH3 – NH2+H2O En este proceso el agua es: a) Ácido d) Base conjugado
b) Base e) Aminobase
c) Ácido conjugado
17. Si una sustancia presenta PH=5 se considera: a) Ácido b) Base d) Óxido e) Semimetal
c) Anfotero
18. Hallar el PH de una sustancia HCl, 0,0001M a) 0 b) 1 d) 3 e) 4
c) 2
19. Hallar el PH de una solución de HNO 3 0,000001: a) 2 b) 4 d) 3 e) 5
c) 6
20. Hallar el PH para NaOH 0,0001M a) 4 d) 10
c) 8
b) 5 e) 12
246
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Química
33
Química orgánica I y II
¿Qué es la química orgánica? La Química Orgánica es la parte de la química que estudia los compuestos de Carbono. Los compuestos o Oxígeno, y muchas veces con moléculas orgánicas son los compuestos químicos basados en Carbono, Hidrógeno y Oxígeno, Nitrógeno, Nitrógeno, Azufre, Fósforo, Boro, Boro, Halógenos. No son moléculas orgánicas o rgánicas los carburos, los carbonatos y los óxidos del carbón. Las moléculas orgánicas pueden ser:
Moléculas orgánicas naturales Son las sintetizadas por los seres vivos y se llaman biomoléculas, que son estudiadas por la Bioquímica.
Moléculas orgánicas artificiales Son sustancias que no existen en la naturaleza y han sido fabricadas por el hombre, como los plásticos. La mayoría de los compuestos orgánicos puros se producen pro ducen artificialmente. La línea que divide las moléculas orgánicas de las inorgánicas ha originado polémicas e históricamente ha sido arbitraria; pero generalmente, los compuestos orgánicos tienen carbono enlazados con hidrógeno, y los compuestos inorgánicos no. Así, el ácido carbónico (H 2CO3) es inorgánico, mientras que el ácido fórmico fór mico (HCOOH), es orgánico. El anhídrido carbónico y el monóxido de carbono, carbono, son compuestos inorgánicos. La etimología de la palabra «orgánico» significa que procede de órganos, relacionado con la vida; en oposición a inorgánico, inorgánico, que sería el calificativo asignado a todo lo que carece de vida. Para los químicos antiguos, las sustancias orgánicas procederían de fuentes animales o vegetales, mientras las sustancias inorgánicas serían las de procedencia mineral. Aunque durante muchos años se creyó que entre química orgánica y química inorgánica existía una barrera infranqueable, a principios del siglo XIX, tras conseguir el químico alemán Wöhler sintetizar la úrea, un producto orgánico, a partir de sustancias inorgánicas, se comprobó que tal división era artificial, algo que es completamente evidente en la química moderna.
Importancia de la Química Orgánica 1. Más del 95% de las sustancias químicas químicas conocidas son compuestos compuestos del carbono y más más de la mitad de los químicos actuales en el mundo se denominan a sí mismos químicos orgánicos. 2. Todos los compuestos responsables responsables de la vida (ácidos nucleícos, nucleícos, proteínas, enzimas, hormonas, azúcares, lípidos, vitaminas, etc.) son sustancias sustancias orgánicas. 3. El progreso de la Química Orgánica Orgánica permite profundizar profundizar en el esclarecimiento esclarecimiento de los procesos vitales. vitales. 4. La industria química (fármacos, polímeros, pesticidas, pesticidas, herbicidas, etc.) juega un papel muy importante en la economía mundial e incide en muchos aspectos de nuestra vida diaria con sus productos. 5. Intelectualmente es muy estimulante puesto que: • Posee una estructura muy lógica. • Hace un uso considerable de símbolos lógicos. • Utiliza el principio de analogía y el razonamiento r azonamiento deductivo. • Se caracteriza por un cierto contenido artístico ar tístico.. • El elemento más importante de la Química Orgánica es el carbono. El esqueleto de los compuestos orgánicos está constituido por cadenas carbonadas. Los carbonos saturan la mayor parte de sus valencias con hidrógeno, por lo que este elemento es también muy abundante en los compuestos orgánicos. • Los compuestos orgánicos naturales tienen muy a menudo oxígeno, oxígeno, nitrógeno, fósforo, fósforo, azufre y halógenos. • Los Químicos Orgánicos han sintetizado una gran cantidad de compuestos no naturales que contienen otros elementos como boro y silicio, silicio, así como una gran variedad de metales. Todos Todos estos compuestos ar tificiales son de enorme importancia como intermedios y/o reactivos en Síntesis Orgánica.
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Capítulo 33 Características generales de los compuestos orgánicos 1. Todos los compuestos orgánicos orgánicos contienen carbono carbono en sus moléculas. A veces combinado combinado sólo con hidrógeno y otros además, con oxígeno y nitrógeno (C , H , O , N). Estos cuatro elementos son los principales constituyentes de los cuerpos orgánicos. También, pero con menor frecuencia, se puede encontrar azufre, fósforo, halógenos, arsénico, arsénico, y otros. Algunos compuestos del carbono como: monóxido de carbono (CO), dióxido de carbono (CO2), carbonatos, carburos y cianuros metálicos, se estudian dentro de la química inorgánica. 2. El número de compuestos compuestos del carbono es muy grande, y aunque no existe una barrera entre los compuestos orgánicos e inorgánicos, estos últimos representan una cantidad mucho menor con relación a la totalidad de los compuestos. 3. Las reglas de nomenclatura para los compuestos orgánicos, en en general son diferentes a las de los inorgánicos inorgánicos 4. En los compuestos compuestos orgánicos, los átomos de carbono tienen la particularidad de unirse unos con con otros formando cadenas carbonadas con o sin ramificación, abiertas o cerradas y mediante enlaces simples, dobles y/o triples. 5. Los compuestos orgánicos tienen bajos puntos de fusión (inferior a los 400°C), 400°C), en tanto que los los inorgánicos se funden a altas temperaturas (a veces sobrepasan los 1000°C). 6. Los compuestos orgánicos reaccionan reaccionan en forma lenta, las reacciones de los compuestos inorgánicos son casi instantáneas. Debido al enlace covalente entre los átomos que forman las moléculas de los compuestos orgánicos, estos no conducen la corriente eléctrica, por otro lado, muchos de los inorgánicos se ionizan y son buenos conductores eléctricos. 7. La gran mayoría de los compuestos compuestos orgánicos son volátiles, inflamables inflamables y combustibles. combustibles. Los inorgánicos no lo son. 8. Los compuestos orgánicos orgánicos presentan la propiedad de la isomería, isomería, esto es, puede haber dos o más sustancias sustancias cuyas moléculas están formadas por el mismo número de átomos, pero las sustancias presentan propiedades físicas y/o químicas diferentes.
Propiedades del carbono Si bien la división de la química en orgánica e inorgánica no tiene fundamentos teóricos, ya que los fenómenos químicos que se estudian en una y otra son los mismos, se conserva dicha clasificación, por convenir a la enseñanza y por una serie de características particulares de los compuestos del carbono, entre las que se podrían citar las siguientes:
a. Tetravalencia: El átomo de carbono en todo compuesto orgánico es tetravalente, es decir, en forma implícita se acepta la formación de cuatro enlaces covalentes. • El átomo de oxígeno es divalente. • El átomo de nitrógeno es trivalente. • El átomo de hidrógeno es monovalente.
b. Autosaturación: El átomo de carbono típicamente tiene la capacidad de combinarse con otros átomos de carbono formando cadenas carbonadas con o sin ramificaciones, abiertas, cerradas y mediante enlaces simples dobles y/o triples. • Cadena alifática saturada y no ramificada. C •
C
C
C
C
C
C
C
C
C
C
C
C
C
Cadena alifática saturada y ramificada. C
C
C •
Cadena alifática insaturada no ramificada. C
C
C
C
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Química •
Cadena alifática insaturada y ramificada. C
C
C
C
C
C
C •
Cadena alifática saturadas y cíclica C
C
C
C
<>
•
Cadenas aromáticas C C
C
<> C
<>
C C
•
Cadenas aromáticas heterocíclicas C C
C
<> C
C N
•
•
<> N
N
Cadenas heterocíclicas
N
N
CH3
CH3
Cadenas policíclicas
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Capítulo 33 Clasificación de carbonos saturados Los átomos de carbono con hibridación sp3 se pueden clasificar como primarios, secundarios, terciarios o cuaternarios, de acuerdo a que estén directamente unidos a 1, 2, 3 y 4 átomos de carbono, respectivamente.
# Cdirectamente unidos
Tipo de carbono
1
primario
2
secundario
3
terciario
4
cuaternario
Determine cuántos carbonos primarios, secundarios, terciarios y cuaternarios están presentes en los siguientes hidrocarburos. CH3 CH3
CH3
C
CH2
CH3
CH
CH
CH3 CH2
CH3
CH3
CH
C
CH
CH3
CH3
CH3
CH3
CH3
Solución: CH3 CH3
C
CH3 CH2
CH3
CH
CH
CH2
CH3
CH
C
CH3
CH3
CH
Carbonos primarios: 10
Carbonos secundarios: 2
Carbonos terciarios: 4
Carbonos cuaternarios: 2
CH3
Fórmulas de los compuestos orgánicos Se define como fórmula a toda combinación de símbolos y subíndices que indican los componentes de una sustancia y sus proporciones estequiométricas. Las fórmulas pueden ser:
Fórmulas empíricas Indican la proporción de los elementos según los números enteros más sencillos.
Fórmulas moleculares Indica el número real de átomos químicamente combinados, en la for mación de la molécula.
Fórmula molecular
Fórmula empírica
C6H6
CH
C2H4O2
CH2O
Según el grado de explicitación, las fórmulas se pueden clasificar:
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Química a. Fórmulas desarrolladas Incluyen todos los átomos y los enlaces de los átomos. H H
C
H
H C
H
H C
C
H
H
H
H
C
C
H
H
H
H H
H
H
C
C
C
C
H
H
H
H
H
b. Fórmulas semidesarrolladas Incluyen todos los átomos y los enlaces de los átomos, excepto los enlaces C–H. • CH3 – CH2 – CH2 – CH2 – CH3 CH3 •
CH3
C
CH3 CH2
CH3
CH
CH
C
CH3
CH3
c. Fórmulas condensadas Incluyen todos los átomos, pero utilizan líneas de enlace tan sólo para significar alguna característica estructural o para aclarar la figura. Los enlaces múltiples, no obstante, en general, se señalan con líneas. Con frecuencia se utilizan paréntesis para indicar grupos que se repiten: •
CH3(CH2)5CH3 equivale a:
CH3–CH2–CH2–CH2–CH2–CH2–CH3 CH3
•
CH3
(CH3)3CCH2CH(CH3)CH(CH3)2 equivale a:
C
CH3 CH2
CH3
CH
CH
CH3 CH3
•
CH3
CH3C(CH3)2CH = C(CH3)2 equivale a:
CH3
C CH3
CH3 CH
C CH3
La notación de enlaces mediante líneas constituye una simplificación todavía mayor de la designación estructural. Los enlaces se representan mediante líneas, en las que los átomos de carbono son los extremos de las líneas o la intersección de éstas. Se admite implícitamente que los átomos de hidrógeno necesarios para cumplir la tetravalencia están presentes. Los heteroátomos (átomos diferentes al carbono y al hidrógeno) sí se representan, así como sus respectivos hidrógenos. La notación de enlaces mediante líneas es el método usual para representar estructuras cíclicas. •
CH3CH2CH2CH2CH2CH2CH3 equivale a:
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Capítulo 33
OH •
CH3CH2CH2CH(CH3)NHCH2CH2OH equivale a: N
El grupo funcional es todo agregado de uno o más átomos de una molécula que confiere a éstas propiedades y comportamiento característicos e independiente de la cadena carbonada a la que pueda estar unido.
Hidrocarburos Son compuestos binarios exclusivamente formados por la combinación de carbono e hidrógeno. De acuerdo a la cadena carbonada y al tipo de enlace químico implicado se puede dividir según el siguiente esquema:
Hidrocarburos
Hidrocarburos aromáticos
Hidrocarburos alifáticos
Hidrocarburos saturados
(Hidrocarburos no saturados)
Hidrocarburos insaturados
Alcanos (CnH2n + 2)
Alquenos (CnH2n)
Cilcloalcanos (CnH2n)
Alquinos (CnH2n-2)
Benceno y derivados
Hidrocarburos aromáticos policíclicos
Los hidrocarburos se nombran en base a un sistema de prefijos y sufijos que denotan en el primer caso el número de carbonos y en el segundo caso el tipo de enlace químico implicado.
•
Prefijo
#C
Prefijo
#C
met et prop but pent hex hept oct non dec
1 2 3 4 5 6 7 8 9 10
undec dodec tridec tetradec pentadec hexadec heptadec octadec nonadec icos•
11 12 13 14 15 16 17 18 19 20
El prefijo eicos ha sido eliminado en 1979.
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Química Alcanos
C
Estructura:
C
sp3
Nombres adicionales: Hidrocarburos saturados, hidrocarburos parafínicos (del latín:» parum affinis», poca afinidad). Fuente natural: El petróleo Fórmula global: CnH2n+2 Número de enlaces sigma : 3n+1 Usos frecuentes: Combustible, solventes orgánicos. Propiedades físicas: densidad< 1 g/mL, insolubles en agua, volátiles, inflamables y combustibles. El metano es uno de los hidrocarburos saturados, esto es, un hidrocarburo en el cual todos los átomos de carbono están enlazados al número máximo de átomos de hidrógeno. No hay enlaces carbono-carbono dobles ni triples, que disminuyan el número de átomos de hidrógeno. Una serie de hidrocarburos saturados es la serie de los alcanos. Los alcanos, llamados también parafinas, son hidrocarburos saturados con la fórmula general C nH2n+2. Para n=1, la fórmula es CH4; para n=2, la fórmula es C2H6; para n=3, C3H8; etc. Las fórmulas desarrolladas de los tres primeros alcanos son: H H
C
H
H
H metano
H
H
C
C
H
H
H H etano
H
H
H
C
C
C
H
H
H H propano
Las estructuras de los compuestos orgánicos con frecuencia se dan con fórmulas estructurales semidesarrolladas, en donde: H •
CH3 significa H
C
H •
CH2 significa
H
C
•
CH significa
H
C H
Las fórmulas semidesarrolladas de los tres primeros alcanos son:
CH4
metano
CH3—CH3 etano
CH3—CH2—CH3 propano
y las fórmulas condensadas de que le corresponden a los tres primeros alcanos son:
CH4
CH3CH3
CH3CH2CH3
Los alcanos, una serie homóloga, es una serie de compuestos en la cual un compuesto difiere de otro precedente por un grupo -CH2-. Los miembros de esta serie homóloga tienen propiedades físicas que cambian regularmente a través de la serie en una forma regular.
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Capítulo 33 Observe que la fórmula molecular del isobutano es C4H10, la misma que para el n-butano, el hidrocarburo de cadena no ramificada. El butano y el isobutano son isómeros estructurales y específicamente isómeros de cadena, compuestos con la misma fórmula molecular, pero con cadenas carbonadas diferentes. Debido a que estos isómeros tienen estructuras diferentes, sus propiedades físicas son diferentes. Como las fuerzas de London se debilitan con las ramificaciones, los puntos de ebullición de los isómeros de cadena, disminuyen con el incremento de las ramificaciones.
Nombres IUPAC de los alcanos lineales más comunes. #C
Nombre
#C
Nombre
#C
Nombre
1
metano
7
n-heptano
13
n-tridecano
2
etano
8
n-octano
20
n-icosano
3
propano
9
n-nonano
21
n-henicosano
4
n-butano
10
n-decano
22
n-docosano
5
n-pentano
11
n-undecano
23
n-tricosano
6
n-hexano
12
n-dodecano
30
n-triacontano
CH2
CH2
Ejemplo: Nombrar el siguiente hidrocarburo CH3
CH2
CH2
CH2
CH2 CH2
CH2 CH2
CH2
CH3
Solución • Determinar la cadena carbonada más larga, la cual será denominada cadena principal. CH3 1
CH2 2
CH2 3
CH2 4
5 CH2 CH2 6
7 CH2 CH2 8
9 CH2 CH2 10
CH2 11
CH3 12
Como no existen ramificaciones se trata de un alcano no ramificado. • Su nombre es: n-dodecano. En el caso de los alcanos ramificados acíclicos, el nombre se basa en el principio de que estos compuestos se consideran derivados de la cadena carbonada más larga presente en el compuesto (cadena principal). De esta forma, el nombre de la cadena principal es el correspondiente al del alcano contenido en dicha cadena principal. Las ramificaciones o sustituyentes de la cadena principal se designan con prefijos adecuados y sus posiciones se especifican por medio de números relativos a esa cadena. Para dar nombre a alcanos ramificados se puede seguir un procedimiento basado en una serie de reglas secuenciales las cuales se ilustrarán brevemente con el siguiente compuesto y, más en detalle, en las siguientes secciones. •
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Química Tabla: Nombres comunes de los sustituyentes alquilo notables. CH3
metil
CH3
CH3
sec–butill CH3
CH2
CH
CH3
CH
CH2
etil
CH2
isobutil CH3
CH3 CH3
CH2
CH3
n–propil
CH2
C
terc–butill
CH3
CH3 CH3
CH2
CH2
CH3
n–butil
CH2
C
CH2
neopentil
CH3
Ejemplo: Nombrar el siguiente hidrocarburo: CH3 CH3
CH2
CH2
CH2
CH2
CH2
CH
CH3
Solución: • Encontrar la cadena principal. En este caso es la cadena de 8 átomos de carbono y le corresponde el nombre de octano. CH3 CH3 •
CH2
CH2
CH2
CH2
CH2
CH
CH3
Numerar la cadena principal desde un extremo al otro, de tal forma que se asigne el número más pequeño al primer punto de diferencia. CH3 CH3 8
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CH2 7
CH2 6
CH2 5
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CH2 4
CH2 3
CH 2
CH3 1
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Capítulo 33 •
Nombrar cada sustituyente o ramificación diferente en la cadena principal. Si algún sustituyente se repite más de una vez se pueden utilizar prefijos multiplicadores para denotar dicha condición. CH3 CH3 8
CH2 7
CH2 6
CH2 5
CH2 4
CH2 3
CH 2
Metil CH3 1
Alfabetizar los sustituyentes. No se considera los prefijos multiplicadores o los prefijos separados por un guión, para el ordenamiento alfabético. • Escribir el nombre completo del compuesto como una sola palabra insertando prefijos de posición, multiplicativos, etc. antes de cada sustituyente y agregando el nombre de la cadena principal y sufijo «ano» al final del nombre: 2-metiloctano. •
Ejemplo: Nombrar al siguiente hidrocarburo: CH3 CH3 CH3
CH
CH3 CH3
CH2 CH2
CH
CH2
CH2
C
CH2
CH3
Solución • Encontrar y numerar la cadena principal. En este caso, es la cadena de 9 átomos de carbono y le corresponde el nombre de nonano. Para la numeración, se recomienda formar números con las posiciones de los sustituyentes y el menor número formado impone el sentido de la numeración. En este caso: 2477<3368. 9 CH3
CH3 CH3 CH3 1
CH 2
CH3
CH2 CH2 3
CH 4
CH2 5
CH2 6
C
7
CH2 8
CH3 •
Identificar y nombrar cada sustituyente o ramificación diferente en la cadena principal. Si algún sustituyente se repite más de una vez se pueden utilizar prefijos multiplicadores para denotar dicha condición. Etil
CH3 1
Metil
CH3
CH3
CH2
CH 2
CH2 3
CH 4
Metil
9 CH3
CH3 CH2 5
CH2 6
C
7
CH2 8
CH3 Metil
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Química •
Alfabetizar y nombrar recordando que los prefijos multiplicadores no se toman en cuenta para la alfabetización: 4-etil-2,7,7-trimetilnonano.
Ejemplos de nomenclatura de alcanos: 5–Isobutilnonano 5–Sec–butilnonano
5–isopropil–3–metilnonano
Hidrocarburos insaturados Los hidrocarburos insaturados son hidrocarburos que no contienen el número máximo de átomos de hidrógeno para una estructura dada de átomos de carbono. Estos compuestos tienen enlaces múltiples carbono-carbono y, bajo las condiciones apropiadas, adicionan hidrógeno molecular para dar un compuesto saturado. Por ejemplo, el etileno agrega hidrógeno para dar etano.
Alquenos Los alquenos son hidrocarburos que tienen la fórmula general CnH2n y contienen un doble enlace carbono-carbono. Estos compuestos también se llaman olefinas. El alqueno más sencillo, el etileno, tiene la fórmula condensada CH2=CH2. Es un gas con un olor dulzón. Se obtiene de la refinación del petróleo y es una materia prima importante en la industria química. Las plantas también producen etileno, y la exposición de las frutas al etileno acelera su maduración. En el etileno y en otros alquenos, todos los átomos conectados a los dos átomos de carbono de un doble enlace quedan en un mismo plano. Esto se debe a la necesidad de un traslape máximo de los orbitales 2p en los átomos de carbono para formar un enlace pi (p). Se obtiene el nombre IUPAC para un alqueno encontrando la cadena más larga que contenga el doble enlace. Como sucede con los alcanos, la cadena más larga da el nombre base, pero el sufijo ahora es “eno” en lugar del “ano”. Los átomos de carbono de la cadena más larga se numeran desde el extremo más cercano al doble enlace carbonocarbono, y a la posición del doble enlace se le da el número del primer átomo de carbono de ese enlace. Este número se escribe antes del nombre base del alqueno. Las cadenas ramificadas s e nombran como en los alcanos. El alqueno más sencillo, CH2=CH2, se llama eteno, aunque su nombre común es etileno. ≠
H
C
H
H
C
C
≠
H
H
H
H
C
° 0 2 1
H
Estructura de etileno
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Capítulo 33 Nomenclatura de alquenos 1. La cadena principal es la cadena más larga que contenga a los dos carbonos del doble enlace. La terminación “ano” del alcano correspondiente se cambia a “eno” para indicar la presencia del doble enlace. Por ejemplo, veamos la estructura:
Nombrado como un hepteno y no como un octeno ya que el doble enlace no está contenido completamente en la cadena de ocho carbonos. 2. Numere los átomos de la cadena, empezando por el extremo más cercano al doble enlace. Asigne números a los carbonos de la cadena. Si el doble enlace es equidistante de los dos extremos, comience por el extremo más cercano al primer punto de ramificación. Esta regla asegura que los carbonos del doble enlace reciban los números más bajos posibles. 4 3 2
2
1
4 3
1
3. Escriba el nombre completo. Ordene los sustituyentes en orden alfabético e inserte índices numéricos y prefijos como se ha hecho anteriormente. Para indicar la posición del doble enlace en la cadena, se escribe un índice justo antes del nombre padre del compuesto; por ejemplo (3-penteno). Este índice debe ser el menor de los dos correspondientes a los carbonos del doble enlace. 4. Si está presente más de un doble enlace, indique la posición de cada uno y use los sufijos dieno, trieno, tetraeno, etc. Cuando exista la posibilidad de isomería geométrica, indique el isómero del que se trata, utilizando los prefijos cis-, trans-, (E)- o (Z)-.
trans–2–hexeno
cis–4–metil–2–penteno
2–metil–1,3–butadieno
(E)–3–metil–1,3,4–pentatrieno
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Química 5. Los cicloalquenos se nombran de tal forma que el doble enlace reciba los índices 1 y 2 y que el primer punto de ramificación reciba el valor más bajo posible. Note que cuando sólo hay un doble enlace, no es necesario especificar su posición pues se entiende que está en el carbono 1. 3 2
4
4
1
5
2
5
5
6
3 4
1
1 3
1,4–Ciclohexadieno
4,5–dimetilciclohepteno
2
6,6–dimetil–1,3–cicloheptadieno
6. Existen algunos sustituyentes insaturados cuyos nombres comunes son reconocidos por la IUPAC:
H2C
H2C
Común:
CH
CH3CH
vinil
IUPAC:
metilen
H2C
CH—CH2
alil
etenil
etiliden
propenil
Su uso se ilustra a continuación:
metilenciclohexano
etilidenciclohexano
vinilciclohexano o etenilciclohexano
alilciclohexano o (2–propenil) ciclohexano
Cl Br
cloruro de vinilo
bromuro de alilo
ciclohexilidenciclohexano
cis–1–(trans–propenil)–2–metilciclohexano
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Capítulo 33 Dienos Son hidrocarburos que contienen en su estructura dos enlaces dobles. De acuerdo a la posición de los enlaces dobles dentro de la molécula se clasifican como dienos aislados, cuando los dobles enlaces están separados por dos o más enlaces simples y los dobles enlaces no interaccionan entre sí, comportándose como alquenos con dos enlaces dobles, como es caso del 1,4-pentadieno. Sin embargo, cuando los dobles enlaces están separados por tan sólo un enlace simple interaccionan entre sí por resonancia y se denominan dobles enlaces conjugados, como en el 1,3-pentadieno. Si los enlaces dobles se encuentran en forma consecutiva, se denominan dienos acumulados y son menos estables comparados con los otros dienos. CH2 CH2
CH — CH CH — CH2 — CH
CH3 — CH2 — CH
Dieno conjugado
CH2
Dieno aislado
CH2
C
Dieno acumulado
CH2
Polieno conjugado Debido a la interacción entre los dobles enlaces los sistemas con dobles enlaces conjugados son más estables que los sistemas con dobles enlaces aislados.
Alquinos Los alquinos son hidrocarburos insaturados que contienen un triple enlace carbono-carbono, razón por la cual responden a la fórmula general CnH2n-2. Se les denomina también hidrocarburos acetilénicos porque derivan del alquino más simple que se llama acetileno (etino). La estructura de Lewis del acetileno muestra tres pares de electrones en la región entre los núcleos de carbono. El acetileno es una molécula lineal. Este gas, muy reactivo, se utiliza para preparar otros compuestos químicos, entre ellos, los plásticos. Arde con oxígeno en el soplete oxiacetilénico para dar una flama muy caliente (aproximadamente 2800°C).
H
C
C
H
La estructura lineal del acetileno se explica admitiendo una hibridación sp en cada uno de los átomos de carbono. El solapamiento de dos orbitales sp entre sí genera el enlace sigma C–C. Por otra parte, el solapamiento del orbital sp con el orbital 1s del hidrógeno forma el enlace sigma C–H. Los dos enlaces pi se originan por solapamiento de los dos orbitales p que quedan en cada uno de los dos átomos de carbono. El solapamiento de estos orbitales forma un cilindro de densidad electrónica que circunda al enlace sigma C–C.
H
C
C
H
Estructura del acetileno, C 2 H 2. El acetileno se prepara a partir del carburo de calcio, CaC2, el cual es obtenido por calentamiento del óxido de calcio y coque (carbón) en un horno eléctrico. Carbón + CaO
CaC2 + H2O
2000°C
CaC2 + CO
$ C2H2(g) +
260
Ca(OH)2
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Química Nomenclatura de los alquinos. Para la nomenclatura sistemática de los alquinos hay que seguir las siguientes reglas: 1. La nomenclatura de alquinos se desarrolla bajo el mismo esquema que la nomenclatura de los alquenos. El nombre fundamental del alquino se obtiene cambiando la terminación –eno, al sistema de nomenclatura de los alquenos, por la terminación –ino. La cadena se numera desde el extremo más cercano al triple enlace y la posición del triple enlace se indica mediante el localizador más bajo posible. H3C H3C
C
C
CH
C
C
CH2
CH
CH3
CH3 CH3
2–Butino
Br
6–bromo–2–metil–3–heptino 4 CH2Br CH3
C 3
C 2
CH 1
CH3
4–bromo–3,3–dimetil–1–butino 2. Si el compuesto contiene enlaces dobles y triples se denomina “enino” y la cadena principal será la que contenga el mayor número de enlaces dobles y triples. El compuesto se nombra como –enino. La cadena principal se numera de manera que los localizadores de los enlaces dobles y triples sean los más bajos posibles, aunque sea más bajo el localizador del triple enlace. En caso de opción, el doble enlace tiene preferencia sobre el triple enlace. H2C
C
C
C
CH3
CH3 CH3 7
CH3
CH2 6
CH 5
2–metil–1–penten–2–ino
CH 4
CH 3
C 2
C 1
H
5metil–3–hepten–1–ino CH3 CH2 1
CH 2
CH 3
C 4
CH 5
3–metil–1–hepten–5–ino 3. Si hay dos o más cadenas con igual número de insaturaciones la cadena principal es la que contiene el mayor número de átomos de carbono:
CH3 7
C 6
C 5
CH
CH2
CH 4
CH2 3
CH 2
CH2 1
4–vinil–1–hepten–5–ino 4. Si hay dos o más cadenas con igual número de insaturaciones e igual número de átomos de carbono la cadena principal es la que contiene el mayor número de enlaces dobles:
CH3 1
CH2 2
CH 3
CH2
CH2
CH3
CH 4
CH 5
CH 6
CH2 7
CH3 8
4–propil–2,4–nonadieno
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261
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Capítulo 33 Problemas Resueltos 01. Según las reglas de la IUPAC, elija el nombre correcto del siguiente compuesto químico: CH3 H3C
CH2
CH3
CH
CH
CH
CH3
CH2 CH3 a) 3 – metil – 4 – isopropihexano d) 3 – etil – 2; 4 – dimetilhexano
b) 2; 4 – dimetil – 3 – etilhexano e) 4 – etil – 3; 5 – diumetilhexano
c) 3 – isopropil – 4 – metilhexano
Resolución Para el hidrocarburo saturado (alcano): CH3 H3C
CH2
CH
CH3 CH
CH
CH3
CH2 CH3 Según las normas de la IUPAC. Se determina la cadena carbonada principal (CP) (mayor número de carbonos) C C C
C
C
C
C
C
CP
C
CP
C C a) Posse 3 sustituyentes alquilo C C
C
C
C
C
C
C C b) Posee 2 sustituyentes alquilo De las dos alternativas a y b se escoge la a, por tener mayor número de sustituyentes. Numerando la CP y nombrando: CH3 CH3 6
H3C
5
CH2
4
CH
3
CH
2
CH
1
CH3
CH2 CH3 3 – etil – 2,4 – dimetil hexano
Rpta.: d
262
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Química Practiquemos 01. Colocar (V) verdadero o (F) falso, según corresponda: I. La Química Orgánica estudia todos los elementos elaborados solo por los organismos vivos. II. El primer compuesto orgánico obtenido artificialmente fue la úrea. III. Los elementos organógenos son: carbono, hidrógeno, oxígeno y nitrógeno. a) VVV d) VVF
b) FFF e) FVV
c) FFV
02. ¿Cuántos carbonos secundarios y terciarios, respectivamente, hay en la estructura? CH3 CH3
C
CH2
CH3
CH
CH3
CH2 CH3
a) 1 y 1 d) 3 y 3
b) 2 y 4 e) 5 y 1
c) 2 y 1
03. El diamante es una forma cristalina del carbono, en el cual todos sus átomos tiene la particularidad de presentar hibridación: a) sp3 b) sp2 c) sp 2 3 d) sp y sp e) spd 04. ¿Cuántos átomos de carbono presenta la siguiente estructura?
a) 7 d) 10
b) 8 e) 6
c) 9
05. Un carbono cuaternario es aquel que: a) b) c) d) e)
Se encuentra unido a cuatro hidrógenos. Presenta cuatro enlaces simples. Se encuentra unido a cuatro oxígenos. Reacciona violentamente con el agua. Se encuentra unido a cuatro átomos de carbono por enlace simple.
06. Indique la hibridación del carbono que se muestra en la figura:
a) sp3 d) sp3d
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b) sp2 e) sp2d
c) sp
263
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Capítulo 33 07. Determinar la cantidad de enlaces sigma y pi en el compuesto: CH3 CH3 a) 17 s y 1 ≠ d) 16 s y 1 ≠
CH2
CH
C
CH3
b) 5 s y 1 ≠ e) 20 s y 1 ≠
c) 15 s y 1 ≠
08. Según IUPAC, elija el nombre correcto del siguiente compuesto químico. CH3 CH3
CH2
CH2
CH
CH3 CH
CH
CH3
CH2 CH3 a) 2,4 – dimetil – 3 – etil heptano d) 4,6 – dimetil – 5 – etil heptano
b) 5 – etil – 4,6 – dimetil heptano e) 3 – etil – 2,4 – dimetil hexano
c) 3 – etil – 2,4 – dimetil heptano
09. Nombre según IUPAC el siguiente compuesto. CH3
CH
CH2
CH2
CH3
CH
CH
CH
CH2
CH3 a) 5,7 – dimetil – 2,4 – octadieno c) 5,6 – dimetil – 1,3 – octadieno e) 6 – etil – 4 – metil – 1,3 – heptadieno
b) 4,6 – dimetil – 1,3 – heptadieno d) 4,6 – dimetil – 2,4 – octadieno
10. Indique el nombre IUPAC del siguiente hidrocarburo: C2H5 CH2
CH
CH
CH
C
C
CH3
CH3 a) 4 – etil – 4 – metil – 5 – hepten – 1 – ino c) 4 – etil – 3 – etil – 5 – eno – 2 – heptino e) 4 – etil – 3 – metil – 1 – hepten – 5 – ino
b) 3 – metil – 4 – metil – 1 – heptin – 1 – eno d) 4 – etil – 3 – metil – 5 – heptenino
11. Nombre el siguiente hidrocarburo insaturado.
a) 2,8 – tridecadieno d) 2,9 – tridecadieno
b) 3,9 – tridecadieno e) 5,9 – tridecadieno
264
c) 5,11 – tridecadieno
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Química 12. Si se tiene el siguiente hidrocarburo 2,7,10 – trimetil – 4,8 tridecadieno, ¿cuál será su masa molar? a) 328 b) 253 c) 162 d) 436 e) 222 13. Respecto al benceno, indique la proposición incorrecta. I. Es un hidrocarburo que presenta resonancia. II. La longitud de enlace carbono–carbono son iguales. III. Presenta reacciones principalmente de adición a) Solo I b) Solo II d) I y III e) II y III
c) Solo III
14. Indique la relación incorrecta nombre–fórmula. OH
CH3
a)
: Fenol o Hidroxibenceno
b)
: Metil benceno o Tolueno
COOH c)
NH2 : Ácido benzoico
d)
: Anilina
Cl e)
: Colorobencil
15. Dadas las siguientes estructuras aromáticas, indique el nombre respectivo. CH3
OH
O2N CH3
NO2
a) o – coresol; 1,3,5 – trinitrotolueno c) m – xileno; 2,4,6 – trimetiltrinitobenceno e) m – cresol; 2,4,6 – trinitrotolueno
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NO2
b) m – xileno; 2,4,6 – trinitrotolueno d) p – xileno; 2,4,6 – trinitrotolueno
265
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Capítulo 33 Tarea domiciliaria 01. Dada la siguiente estructura: (CH3)2CHCH2CH(CH3)CH2C(CH3)2CH2CH(CH3)2 Determine cuántos carbonos secundarios están presentes. a) 0 d) 3
b) 1 e) 4
c) 2
02. Determine qué estructura presenta átomo de carbono con hibridación sp. a) CH3 CO CH3 d) CH3CH C CHCH3
b) CH3CH e) CH4
CHCH3
c) (CH3)2CHCHO
03. Determine la fórmula global de: O
O a) C6H14O2 d) C6H6O2
b) C6H12O2 e) C6H8O2
c) C6H10O2
04. Indique la hibridación del átomo de carbono marcado con una flecha. H
C
C
CH
NH2
NH2 b) sp2 e) s3p
a) sp d) s2p
c) sp3
05. ¿Cuál es el nombre del siguiente compuesto? CH2 CH5 CH3
CH
CH2
CH2
CH3 a) 5 - etil - 2,7 - dimetilnonano d) 2,4 - etil - 7 - metiloctano
CH
CH2
CH
CH3
CH2 CH3
b) 2,4 - dietil - 7 - metiloctano e) 7 - metil - 2,4 - dietiloctano
c) 5 - etil - 3,8 - dimetilnonano
06. ¿Cuál de los siguientes nombres es incorrecto? a) 4 - metilhexano d) 2 - etilhexano
b) 1 - metilpentano e) 3 - isopropilhexano
c) 2, 2, 4 - etilhexano
07. Nombrar el siguiente alcano: CH3 CH3
C
CH3 CH2
CH3 a) 2,2,5 - trimetilheptano d) 2,2,5 - trimetildecano
CH2
CH CH2 CH3
b) 2 - etil - 5,5 - dimetilhexano e) 3 - metil - 5 - terc - butilpentano 266
c) 3,6,6 - trimetilheptano
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Química 08. ¿Cuál es la relación correcta del átomo de carbono hibridizado para formar enlaces carbono-carbono? I. sp3 II. sp2 III. sp A. Enlace triple
B. Enlace doble
C. Enlace simple
a) IA, IIC, IIIB d) IC, IIB, IIIA
b) IA, IIB, IIIC e) IC, IIA, IIIB
c) IB, IIA, IIIC
09. El butano, el etino y el propeno responden respectivamente a las siguientes fórmulas: a) C4H10, C2H2 y C3H6 d) C3H8, C4H10 y C2H6
b) C4H8, C2H4 y C3H4 e) C2H4, C4H6 y C4H8
c) C4H10, C2H2 y C3H8
10. Al siguiente compuesto se le denomina: CH3
CH2 CH
CH3 a) 3 - etilbutano d) 3 - metilpentano
CH3
CH2
b) 3 - hexano e) 1,1 - dietiletano
c) metilhexano
11. El nombre del compuesto de la fórmula adjunta es: CH3
a) Cumeno d) o - dimetil benceno
b) p - etil naftaleno e) Tolueno
12. Nombrar según IUPAC el siguiente compuesto: CH3 CH
C
CH
c) Dimetil benceno simétrico
CH
CH2
CH2 CH3 CH3 a) 4,5 - dimetil - 1,3 heptadieno c) 4 - metil - 3 - etil - 1,4 - hexadieno e) 3,4 - dimetil - 4,6 - heptadieno
b) 2 - etil - 3 - metil - 3,5 - dihexeno d) 4,5 - dimetil - 5 - etil - 1,3 - hexadieno
13. ¿Qué nombre recibe el siguiente compuesto? CH3 CH3 CH3
CH2 CH2
CH2
C
CH
CH2
CH3
CH2 CH3 a) 1,3,4 - trietil - 3 - metilpentano c) 2,3,5 - trimetilpentano e) 2,3,5 - trimetil - 3 - metilnonano
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b) 2,3 - dietil - 3 - metilheptano d) 4etil - 3,4 - dimetiloctano
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Capítulo 33 14. Según las reglas de IUPAC, elija el nombre correcto del siguiente compuesto químico: CH3 CH3 CH3
CH2
CH
CH
CH
CH3
CH2
a) 3 - metil - 4 - isopropilhexano d) 3 - etil - 2,4 - dimetilhexano
CH3 b) 2,4 - dimetil - 3 - etilhexano e) 4 - etil - 3,5 - dimetilhexano
c) 3 - isopropil - 4 - netilhexano
15. Señale el número de enlaces sigma ( s) en el 4, 5, 5 - trimetil - 2 - hexeno. a) 12 d) 26
b) 16 e) 30
c) 20
16. Con respecto a los alquenos, señale verdadero (V) o falso (F) según corresponda: • Los alquenos son más reactivos que los alcanos. • Son isómeros de los cicloalcanos. • Las reacciones típicas de los alquenos son las de sustitución por radicales libres. a) VVF b) FFV c) VVV d) FVF e) FVV 17. ¿Cuántos compuestos poseen la siguiente fórmula global C2H2Cl2? a) 1 d) 4
b) 2 e) 5
c) 3
18. Señalar el nombre del siguiente compuesto: CH3
CH2CH3
C
C
CH3CH2 a) cis - 2,3 - dietil - 2 - buteno d) trans - 2,3 - dietil - 2 - butano 19. Nombrar el siguiente compuesto: CH3
a) 3 - bencil - 4 - hepteno d) 1 - bencil - 1 - etil - 2 - penteno
CH3
b) cis - 3,4 - dimetil - 3 - hexeno c) trans - 3,4 - dimetil - 3 - hexeno e) trans - 2 - etil - 3 metil - 2 - penteno CH2
CH
CH
CH
b) 3 - fenil - 4 - hepteno e) 5 - fenil - 3 - hepteno
CH2
CH3
c) 1 - etil - 1 - fenil - 2 - penteno
20. Nombrar al siguiente compuesto: Cl
Cl a) 1, 3, 4 - triclorobenceno d) 1,2,4 - triclorobenceno
Cl b) 1,4,5 - triclorobenceno e) 1,2,5 - triclorobenceno
268
c) 1,3,5 - triclorobenceno
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Química
34
Química orgánica III
Compuestos monofuncionales Alcoholes Los alcoholes pueden considerarse como derivados estructurales del agua, en la que se reemplaza un hidrógeno por un sustituyente alquilo. Los alcoholes se caracterizan por la formación de enlaces puente de hidrógeno fuertes y, por tanto, tienen puntos de fusión y ebullición elevados, en comparación con los alcanos cor respondientes. En el agua, el ángulo del enlace H–O–H es de 104.5º y el ángulo que forman los dos pares de electrones no compartidos es de 114º. Estos ángulos de enlace se pueden explicar admitiendo una hibridación sp 3 en el átomo de oxígeno. En el metanol, el ángulo del enlace C–O–H es de 108.9º. Este ángulo es mayor que en el agua debido a la presencia del grupo metilo, mucho más voluminoso que el átomo de hidrógeno. Para los alcoholes, el ángulo de enlace sugiere que el átomo de oxígeno presenta hibridación sp3. Una manera de organizar la familia de los alcoholes es clasificar a los alcoholes en primarios, secundarios o terciarios, de acuerdo con el tipo de átomos de carbono enlazados al grupo OH.
Tipo
Estructura
Ejemplos
H alcohol primario
R
C
H CH3
OH
R’ R
C
(etanol)
CH3 CH3CH2
OH
C
OH
(2–butanol)
H
H
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OH
H
H
alcohol secundario
C
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Capítulo 34
R’ alcohol terciario
R
CH3
C
CH3
OH
C
(2–metil–2–propanol)
OH
CH3
R”
Los alcoholes se pueden clasificar como monoles, dioles y polioles en general, de acuerdo a que contengan 1, 2, o varios grupos funcionales hidroxilo.
Alcoholes polihidroxílicos CH2
CH2
CH2
CH
CH2
OH
OH
OH
OH
OH
1,2–Etanodiol ó glicol P.E.b. 197°C
CH2
CH
CH2
CH2
OH
1,2,3–Propanotriol ó glicerol P.E.b. 250°C
OH
1,3 Butanodiol
Los alcoholes pueden presentar isomería de posición, tal como se muestra en los siguientes ejemplos: CH3–CH2–CH2–OH 1-Propanol P.Eb.= 97°C
y
CH3CH(OH)CH3 2-Propanol P.Eb.= 82°C
CH3CH2CH2CH2OH 1-Butanol P.Eb.= 118°C
CH3CH2CH(OH)CH3 2-Butanol P.Eb.= 99°C
Nombres vulgares de los alcoholes Cuando los grupos alquilo son pequeños, se menciona la palabra alcohol seguido del nombre del grupo alquilo, terminado en “ílico”.
Estructura
Nombre vulgar
CH3OH CH3CH2OH CH3CH2CH2OH CH3CH2CH2CH2OH (CH3)2CHCH2OH (CH3)3COH CH2=CHOH CH2=CHCH2OH
alcohol metílico alcohol etílico alcohol n-propílico alcohol n-butílico alcohol isobutílico alcohol ter-butílico alcohol vinílico alcohol alílico
Nomenclatura sistemática de alcoholes 1. La cadena principal del compuesto debe ser la cadena carbonada sucesiva más larga y que deba contener al carbono enlazado al grupo OH. 2. Numerar la cadena principal de tal forma que los grupos funcionales deban quedar con los números más bajos posible. 3. Nombrar el hidrocarburo del que deriva y la terminación “o” se sustituye por “ol, diol, triol etc.” para indicar que se trata de un alcohol que tiene: 1 OH, 2 OH, 3 OH, etc.; respectivamente. Si es estrictamente necesario, se deben anteponer los números que localizan la posición de cada grupo funcional. OH
OH
OH
1–butanol
2 butanol o sec–butanol 270
4–butil–2–octanol www.trilce.edu.pe
Química
OH
OH 1 2
5–metil–3–hexanol
OH
2–metilciclohexenol
OH
OH
2–ciclohexen–1–ol
1–ciclopentil–2–propanol
OH
2,4–hexanodiol
4. En un alcohol saturado como el 2-hexanol, el índice 2 indica la posición del hidroxilo. Cuando tenemos tanto un doble enlace carbono-carbono como algún otro grupo funcional (alcoholes, cetonas, aminas, etc.), el índice correspondiente a la posición del grupo funcional se inserta justo antes del sufijo y el del alqueno se inserta, como normalmente se hace, antes del prefijo indicador del número de carbonos. De esta forma, el nombre 4–hexen–2– ol, indica una cadena de 6 carbonos con enlace doble entre el carbono 4 y el 5 y un grupo OH en el carbono 2. Además, la cadena principal es ahora aquella que contenga al grupo funcional y al máximo número de enlaces dobles y triples. En el siguiente ejemplo, la cadena principal no es la más larga (6 carbonos) sino la que tiene al doble enlace (5 carbonos). OH
OH
Cl
3–propil–3–penten–2–ol Incorrecto: 3–etilen–2–hexamol
OH
3–(–clorobutil)–1,4–pentanodil
OH Cl
OH OH
trans–4–ciclopenten–1,3–diol
4–cloro–6–metil–6–nonanol
Cl
OH OH
6–cloro–2–metil–5–nonanol
trans–7–metil–3–nonen–5–ol
La mayoría de los alcoholes de bajo peso molecular son los de mayor importancia comercial. Son usados como solventes en la preparación de pinturas, anticongelantes, productos farmacéuticos y otros compuestos.
Metanol También llamado alcohol metílico o alcohol de madera, porque originalmente se obtenía mediante la destilación de ésta en ausencia de aire. Actualmente, con las técnicas existentes puede producirse a partir de fuentes variadas y abundantes: gas natural, carbón, madera e incluso los residuos orgánicos (biomasa), aunque lo más común es producirlo sintéticamente.
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Capítulo 34 Su fórmula química es: CH3OH. Es el más simple de los alcoholes. Es incoloro, tóxico y causa ceguera por destrucción irreversible del nervio óptico. Una ingestión de más de 30 mL causa la muerte. Es usado en la fabricación de ácido acético y otros compuestos químicos. Es un solvente para los plásticos, pinturas, barnices y sirve como anticongelante en automóviles. Su alto octanaje, performance y seguridad hacen que sea el combustible elegido para “ Las 500 Millas de Indianápolis” desde 1965. Además, la reducción en la emisión de contaminantes y las pocas modificaciones (relacionadas con su alta corrosión) necesarias para permitir a los motores nafteros el uso del metanol hicieron que se popularice como un combustible alternativo en vehículos de competición y particulares en otros países del mundo.
Etanol La fórmula química del etanol es: CH3CH2OH Es un líquido inflamable, incoloro y es el alcohol de menor toxicidad. Es usado en las bebidas alcohólicas y como desinfectante o solvente. Posee un alto octanaje y una mayor solubilidad en gasolina que el metanol. En Brasil, más de 4 millones de automóviles funcionan con etanol como resultado de un programa gubernamental que tiene por objetivo obtener un combustible alternativo derivado de la caña de azúcar. Además, es usado como un aditivo que se le añade a la gasolina para oxigenarla, llamado Ethyl Tertiary Butyl Ether, ETBE, el cual ayuda a que se produzca una mejor y más limpia combustión. También llamado alcohol etílico o alcohol de grano, porque es un líquido derivado de los granos de maíz u otros granos. El etanol se puede producir a partir de 3 principales tipos de materias primas: — Materias ricas en sacarosa como la caña de azúcar, la melaza y el sorgo dulce.
Oxidación de alcoholes La oxidación de los alcoholes es una reacción orgánica muy común porque, según el tipo de alcohol y el oxidante empleado, los alcoholes se pueden convertir en aldehídos, en cetonas o en ácidos carboxílicos. A continuación, se comparan los distintos estados de oxidación que pueden adquirir los alcoholes primarios, secundarios y terciarios. OH O R
C
H
O
6O@
6O@
R
H
C
R
C
OH
H alcohol primario
aldehído
ácido
OH O R
C
R’
(no hay oxidación ulterior)
6O@
R
C
R’
H alcohol secundario
cetona
OH R
C
R’
(no hay oxidación ulterior)
R”
alcohol terciario
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Química Éteres En contraste con los alcoholes y su rica reactividad química, los éteres (compuestos que contienen la unidad C-O-C) sufren relativamente pocas reacciones químicas. Un éter es una sustancia que tiene dos residuos orgánicos unidos al mismo átomo de oxígeno, los residuos orgánicos pueden ser alquílicos, arílicos o vinílicos; y el átomo de oxígeno puede ser parte ya sea de una cadena abierta o de un anillo. Tal vez el éter mejor conocido es el éter dietílico, una sustancia familiar que se ha usado en medicina como anestésico y se emplea mucho en la industria como solvente. Otros éteres útiles son el anisol, un éter aromático de olor agradable, que se usa en perfumería.
O R
R
Nomenclatura a. Nombres vulgares En la nomenclatura por grupo funcional (clásica), los nombres se forman nombrando los grupos alquilo de la estructura general ROR´ en orden alfabético como palabras separadas haciendo terminar el segundo sustituyente en el sufijo “ico” y anteponiendo la palabra éter. Cuando ambos grupos alquilo son los mismos, el prefijo diprecede al nombre del grupo alquilo; aunque algunos autores lo obvian.
Estructura
Nomenclatura
CH3 – O – CH3 CH3 – CH2 – O – CH2 – CH3 CH3 – CH2 – O – CH3 CH3 – CH2 – CH2 – O – CH2 – CH3 (CH3)2CH – O – CH2 – CH3
Éter dimetílico o éter metílico Éter ditetílico o éter etílico o éter sulfúrico Éter etil metílico Éter etil n-propílico Éter etil isopropílico
Otros autores prefieren mencionar los nombres de los grupos alquilo seguido de la palabra éter. O
O
éter dietílico dietil éter
éter isopropil vinílico isopropil vinil éter
b. Nombres sistemáticos Éteres más complejos, conteniendo más de un grupo éter u otros grupos funcionales se nombran como derivados de un compuesto padre con sustituyentes alcoxi. El grupo alquilo más largo se escoge como padre. O O 2–etoxipentano OCH3
2,3–dimetil–2–propoxibutano 3 2
OCH3
4
O
1
1–2–dimetoxiciclopentano
4–t–butoxiciclohexeno
Nombre por sustitución
Nombre por grupo funcional
Estructura
metoximetano metoxietano etoxietano metoxibenceno
éter dimetílico éter etil metilico éter dietílico éter fenil metílico
CH3OCH3 H3OCH2CH3 CH3CH3OCH2CH3 C 6H5OCH3
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Capítulo 34 Aplicaciones en la medicina Desde 1950, se han descubierto numerosos antibióticos poliéter por medio de la tecnología de la fermentación. Se caracterizan por la presencia de varias unidades estructurales de éter cíclico, como el caso de la monensina. La monensina y otros poliéteres naturales son similares a los éteres de corona en su capacidad de formar complejos estables con los iones metálicos. La estructura del complejo monensina-bromuro de sodio muestra 4 oxígenos de éter y dos grupos hidroxilo rodeando al ion sodio. Los grupos alquilo se orientan hacia el exterior del complejo, mientras que los oxígenos polares y el ion metálico están dentro. La superficie hidrocarbonada del complejo le permite llevar al ion sodio a través del interior hidrocarbonado de la membrana celular. Esto rompe el balance normal de iones sodio en el interior de la célula e interfiere con procesos importantes en la respiración celular. Se añaden pequeñas cantidades de monensina a la alimentación de las aves de corral para matar los parásitos que viven en los intestinos de los pollos. Los compuestos como la monensina y los éteres de corona que afectan al transporte de los iones se denominan ionóforos (transportadores de iones).
Aldehídos y cetonas Los aldehídos y las cetonas son compuestos que contienen un grupo carbonilo (C=O). O La fórmula general de los aldehídos es R
C O
H
R
C
R
La fórmula general de las cetonas es Los aldehídos y las cetonas se denominan de acuerdo con las reglas de la IUPAC, similares a las usadas para nombrar los alcoholes. Primero se localiza la cadena más larga que contiene el grupo carbonilo, para tener el hidrocarburo base. Después, se cambia la terminación -o del hidrocarburo por –al para los aldehídos y –ona para las cetonas. En el caso de los aldehídos, el átomo de carbono el grupo –CHO siempre es el carbono número 1. Sin embargo, en las cetonas el grupo carbonilo puede presentarse en varias posiciones no equivalentes sobre la cadena de carbono. Para las cetonas, la posición del grupo carbonilo se indica por un número antes del nombre base, justamente como la posición del grupo hidroxilo se indica en los alcoholes. La cadena de carbonos se numera para dar el número más pequeño a la posición del grupo carbonilo. O O
O H H
butanal
Aldehído
H
3–metilbutanal
ciclohexanocarbaldehído
Cetona
Nombre IUPAC
Nombre IUPAC
H C
O
Metanal o formaldehído
O
H
O
Etanal o acetaldehído
O
274
Metil, etil, cetona o Butanona
Propil, metil, cetona o 2–Pentanona
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Química
O Diisobutil cetona o 3,5–Dimetil–4– Heptanona
O Nonanal o noaldehído
O
3–etilpenataldehído
Ciclohexanona
O
Br O
O
O
2–bromohexanaldehído
O
biciclo [2.2.1]–2– heptanona
Ciclohexil, butil cetona o 1–Ciclohexil–1– Pentanona
Pentanodial o Pentanodialdehído
O
O
O
O
3–oxohexanaldehído
3,5–Heptanodiona
O
2–etil– hidroxibutanaldehído
O
OH O
4–etil–4–hidroxi–2– hexanona
OH
O
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2,4–dien– octanaldehído
3–penten–2–ona
O
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Capítulo 34 Los aldehídos y las cetonas poseen puntos de fusión y ebullición relativamente más altos que los de alcanos comparables, pero más bajos que los de los correspondientes ácidos o alcoholes. Los aldehídos y las cetonas de cadenas cortas son apreciablemente solubles en el agua, debido quizá, a la posibilidad de formación de puentes de hidrógeno con el agua. Los aldehídos superiores son solubles en los solventes orgánicos comunes, pero también en etanol, por las mismas razones que en el agua.
Nombre
P.F.,°C
Formaldehído
-90
-21
Muy soluble
Acetaldehído
-121
20
∞
Propionaldehído
-81
49
16
n–Butiraldehído
-99
76
7
n–Valeraldehído
-91
103
Ligeramente soluble
131
Ligeramente soluble
155
0.1
194
Ligeramente soluble
Caproaldehído Heptaldehído
-42
Fenilacetaldehído
P.E.,°C Solubilidad g/100g H2O
Benzaldehído
-26
178
0.3
Salicialdehído
2
197
1.7
(o–Hidroxibenzaldehído)
116
p–Hidroxibenzaaldehído
3
248
0.2
Anisaldehído
82
285
1
Vainillina
37
263
0.2
Piperonal
-94
56
∞
Acetona
-86
80
26
Metil–etil–cetona
-78
102
6.3
2–Pentanona
-41
101
5
3–Pentanona
-35
150
2.3
124
Ligeramente soluble
119
1.9
2–Hexanona 3–Hexanona
-85
1.4
Los aldehídos de peso molecular bajo tienen olores definidos, penetrantes. El formaldehído (metanal), HCHO, y el acetaldehído (etanal), CH3CHO, son ejemplos. Al incrementarse el peso molecular, los aldehídos se convierten en más fragantes. Algunos aldehídos de los hidrocarburos aromáticos tienen olores especialmente agradables. El formaldehído es un gas que se produce por la oxidación del metanol. El gas es muy soluble en agua, y una solución acuosa al 37% llamada formalina se comercializa como desinfectante y como conservador de especímenes biológicos. El uso principal del formaldehído es en la manufactura de plásticos y resinas. La acetona, CH 3COCH3, es la cetona más sencilla. Es un líquido con un olor fragante. El líquido es un disolvente importante para lacas, removedores de pinturas y removedores de barnices de uñas.
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Química Acidos carboxílicos Los ácidos carboxílicos son compuestos que contienen en su estructura molecular el grupo funcional carboxilo: -COOH. Los ácidos carboxílicos están ampliamente difundidos en la naturaleza: el ácido fórmico en la picadura de las hormigas, el ácido acético en el vinagre, el ácido butírico en la mantequilla y los ácidos grasos como el cáprico, láurico, mirístico, palmítico y esteárico, en muchas de las grasas animales y vegetales que conforman nuestra dieta diaria. El ácido acético, el más importante de todos los ácidos carboxílicos, puede obtenerse por fermentación de frutas, (acetobacter) o por oxidación catalítica de acetileno o etanol. La principal fuente de ácidos carboxílicos superiores la constituyen las grasas animales y vegetales, de las que se obtienen mediante hidrólisis ácida o básica, principalmente, los ácidos láurico, mirístico, palmítico y esteárico. El nombre de estos compuestos se forma anteponiendo la palabra ácido y cambiando la o final del alcano correspondiente por oico. El carbono carboxílico siempre lleva el índice 1. O
O OH
O
HO OH ácido (E)–3–metil–4–heptenodioico
ácido 3,5–dimetilhexanoico
Para compuestos con el grupo -COOH enlazado a un anillo se usa el sufijo carboxílico. El carbono al que está enlazado el carboxilo lleva el índice 1 y el carbono carbonílico no se numera en este sistema. COOH 1 2
COOH
Cl
ácido ciclopentanocarboxílico
ácido 2–clorociclohexanocarboxílico
Nomenclatura de los ácidos carboxílicos
Fórmula Molecular
Nombre IUPAC
O H
C
Ácido metanoico o fórmico OH
O
Ácido etanoico o acético
OH
O Ácido propanoico o propiónico H
OH Ácido octanoico O
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Capítulo 34
OH Ácido (Cis)–2–hexenoico O O Ácido 6–metil heptanoico OH
Cl
O Ácido 3–cloro pentanoico
OH
O HO OH
Ácido hexanodioico
O O HO OH
Ácido 6–hidroxi–4–oxo nonanoico
O
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Química Problemas Resueltos 01. De acuerdo a las reglas de la IUPAC, señale el nombre correcto del siguiente compuesto químico. O
CH3
C
C
CH3
CH3
CH3 a) 3,3 – dimetil – 2 – butanona
b) 2,2 – dimetil – 3 – butanona
c) 1,2,2 – trimetil – 1 – propanona
d) 2,2,3 – trimetil – 3 – propanona
e) 3,3 – dimetil – 2 – oxo – butano
Resolución Numerando los sustituyentes de izquierda a derecha empezando por la cadena más larga de carbonos. O
1 2 CH3 C
CH3 C
3
CH3
4
CH3 3,3 – dimetil – 2 – butanona Rpta.: a
02. Los ésteres son compuestos orgánicos que se forman por la reacción entre: a) alcohol + ácido carboxílico
b) aldehído+ ácido carboxílico
d) alcohol + amina
e) alcohol + cetona
c) amina + ácido carboxílico
Resolución En la reacción de esterificación los ésteres se obtienen por la reacción de un ácido carboxílico y alcohol; así:
Ácido carboxílico + Alcohol
E Éster
+ H 2O Rpta.: a
03. ¿Cuál de las siguientes estructuras corresponde a un éster? a)
b)
H
H
H
O
H
C
C
C
C
H
H
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H H
H
H
C H
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H O
C
H
H
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Capítulo 34
c)
d)
H
H
H
C
C
H
H
O
H
O
H
C
C
O C
H H
H
H
C
C
H
H
O C H
e)
H
O
C
H
H
H
Resolución Los ésteres se obtienen a partir de los ácidos carboxílicos con los alcoholes en medio ácido. Fórmula general:
R — COO – R ó O R
C O
RI Rpta.: e
04. Los grupos funcionales R — CO — NH 2, R — NH2 y R — CN se denominan: a) amina, amida cianuro
b) cetoamina, amina, cianuro
d) amida, amina, cianuro
e) amida, amina, nitrilo
c) cetoamina, amina, nitrilo
Resolución •
R — CO — NH2 O
C NH2 amida primaria Fórmula general: R • R — NH2 amina primaria Fórmula general: R — NH2 • R — CN Foórmula general: R — C / N nitrilo Rpta.: e
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Química Practiquemos 01. Señale el nombre IUPAC del siguiente compuesto: CH3 CH CH2 CHO C2H5 a) 3 – etil butanol d) 3 – propil pentanal
b) 2 – etil butanal e) 2 – metil butanal
c) 3 – metil pentanal
02. Nombre según IUPAC el siguiente compuesto: CH3 CH2 CH3 CH2 CH CH2 a) 4 – metil – 2 – hexanona d) 3 – etil – 2 – pentanona
CO
CH3 b) 4 – etil – 2 – hexanona e) 3 – etil – 3 – pentanona
c) 3 – metil – 5 – hexanona
03. Indique el nombre IUPAC del siguiente compuesto: CH3 CH3
CH
CH
CH2
COOH
CH3 a) Ácido heptanoico d) Ácido 2,5 – dimetil–hexanoico
b) Ácido 3,4 – dimetil pentanoico e) 3,4 – Dimetil ácido pentanoico
c) Ácido 2,5 – dimetil pentanoico
04. Señale el nombre IUPAC del siguiente compuesto CH3 CH CH CH2 CH3 CH3 OH a) 3 – Isopropil – 1 – pentanol d) 2 – Metil – 3 – pentanol
b) 3 – Isopropil – 3 – propanol e) 3 – Hexenol
05. De los siguientes éteres, ¿cuál de ellos es simétrico? a) Etilmetileter b) Isopropiletileter d) Propiletileter e) Etilbutileter
c) Dimetileter
06. Indique qué compuesto no es alcohol: a) b) CH3
CH
CH3
c) 2 – Metil – 3 – penten – 3 – ol
c) CH3
CH
OH
CH3
CH3
d)
CH
CH3
CH
CH
OH
OH
CH2
CH
CH2
OH
OH
OH
OH
CH3
e) CH3
CH2
CH
CH2
OH
OH 07. Señale la atomicidad del pentanoato de hexilo. a) 34 b) 33 d) 35 e) 32
c) 36
08. Indique el nombre IUPAC del siguiente compuesto: C3H7COOC5H11 a) Pentanoato de propilo d) Butanoato de pentilo
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b) Butanoato de hexilo e) Pentanoato de butilo 281
c) Propanoato de pentilo
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Capítulo 34 09. El reactivo de tollens permite identificar: a) Alcoholes b) Éteres d) Cetonas e) Ácidos carboxílicos
c) Aldehidos
10. ¿Cuál es el nombre sistemático del alcohol isopropílico? a) 1 - metil - 1 - oletano b) Alcohol n - propílico d) 2 - propanol e) 1 - propanol
c) Alcohol - 2 - propílico
11. Nombrar: HOOC CH (CHO) CH2 a) Ácido 2 - formilvalérico c) Ácido 2 - al - hexanoico e) Ácido 2 - formilhexanoico
CH2
CH2
CH3 b) Ácido formilcaproico d) Ácido 2 - hexanaloico
12. Determinar, ¿cuántos aldehídos responden a la fórmula global C5H10O? a) 0 b) 1 d) 3 e) 4
c) 2
13. ¿Qué compuesto no es isómero del C6H12O? a) Ciclohexanol b) 3 - hexen - 1 - ol d) 2 - hexanona e) 3 - hexanona
c) 2 - ciclohexenol
14. Nombrar: COOH a) ácido 2,5 - dimetil-2,4,6,8-decatetraenoico c) ácido 6,9 - dimetil - 2,4,6,8 - decatetraenoico e) ácido 2,4 - dimetil - 2,4,6,8 - dectetranoico
b) ácido 2,5-dimetil - 2,3,6,8 - tetraenodecanoico d) ácido 6,9 - dimetil - 2, 4, 6, 8 - tetraenodecanoico
15. ¿Qué alternativa contiene un compuesto cuyo peso equivalente es 52? a) Ácido butírico b) Ácido oxálico c) Ácido malónico d) Ácido propiónico e) Ácido 2 - hidroxipropiónico
Tarea domiciliaria 01. Los compuestos mostrados son los más pequeños de cada familia ¿Cuál no corresponde? a) Alcohol : CH3OH b) Eter
: CH3-O-CH3
c) Aldehído : HCHO d) Cetona
: CH3CH2COCH3
e) Fenol
:
OH
02. ¿Cuál compuesto esta nombrado correctamente? a) (CH3)2 CHOH 2 – propanol b) (CH3)3COH
2 – metil – 2 – propanol
c) CH2OH-CHOH-CH2-OH
1, 2, 3 – propanotriol
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Química OH d)
Ciclo hexenol.
e) CH3(CH2)3OH
2 – butanol
03. Uno de los nombres comunes no corresponde a la fórmula: a) Etilenglicol HOCH2 – CH2OH b) Alcohol isopropílico
(CH3)2CHOH
c) Alcohol etílico
CH3CH2OH
d) Alcohol Sec-butílico
CH3 – CHOH – CH2 – CH3
e) Glicerol
HOCH2 – CHOH – CH3
04. ¿Cuál compuesto no está correctamente nombrado? a) CH2 = CH – CHOH – CH3
3-buten-2-ol
b) CH ≡ C – CH2OH
2-propin-1-ol
CH3 c)
3-metil ciclo pentanol
OH d) (CH3)2 CHCH2CH2OH
2-metil butanol
e) C6H5CH2OH
fenil metanol
05. ¿Cuál de los siguientes compuestos representa a un alcohol terciario: a) CH3 OH b) CH3 - CH2 - CH2 - CH2OH c) CH3 - CH2 - CHOH - CH2 - CH3 CH3 d) CH3
CH2
CH2
CHOH
CH3 e) CH3
CH2
C
OH
CH3 06. Señalar la estructura de una cetona. a)
b)
c)
O C H
O C H
H
O
H
O C CH3 O H
e)
d) O C CH3 CH3
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O C CH3 O CH3
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Capítulo 34 07. Dar el nombre del siguiente compuesto: CH3 - CH2 - CO - CH2 - CH2 - CH3 a) 2 - pentanona b) 3 - pentanona d) 3 - hexanona e) 4 - hexanona
c) 2 - hexanona
08. Hallar la atomicidad del formaldehído componente fundamental para formar la solución denominada formol. a) 4 b) 5 c) 6 d) 3 e) 7 09. ¿Cuál de los nombres no corresponde a la función indicada? a) - O ........................ Éter b) - OH
........................ Alcohol
c) - COOH ........................ Ester d) - CO -
........................ Cetona
e) - CHO
........................ Aldehído
10. Nombrar el siguiente compuesto: CH3
CH2
CH CH3
CO
CH
CH3
CH3
a) 2,4 - dimetil - 4 - hexanona b) 3,5 - dimetil - 4 - pentanona c) 3,5 - dimetil - 4 - hexanona d) 2,4 - dimetil - 3 - hexanona e) 2,4 - dimetil pentanona 11. La diferencia de atomicidades del n-butanol y butanal es: a) 0 b) 1 c) 2
d) 3
e) 4
12. Para despintarse las uñas se utiliza la 2-propanona. Señale la fórmula. a) CH3 CH2 CO CH3 b) CH3 CO CH3 c) CH2 CO CH3 d) CH3 CH2 CH2 CO CH3 e) CH3 CO CH2 CH3 13. Dar el nombre IUPAC: a) Pentanol
b) Pentanodiol
CHO CH2 CH2 CH2 CHO c) Pentanal d) Pentanodial
e) Alcohodiol
14. Dar el nombre del siguiente compuesto: CH3 - CH2 - CO - CH2 - CO - CH2 - CH2 - CH3 a) 4,6-octanona b) 3,5-octanona c) 3,4-octanodiona d) 4,6-octanodiona e) 3,5 - octanodiona 15. ¿Cuál de los siguientes representa a un ácido carboxílico: a) CH3 - COO - CH2 - CH3 b) NH4 OH c) CH3 - CH2 - CH2 - CO - CH2 - CH3 d) CH3 - CO - CH2 - CH2 - CH2 - CH3 e) COOH - CH2 - CH2 - CH3 284
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Química 16. Dar el nombre de: CH3 - CH2 - CH2 - CH2 - CH2 - CH2 - COOH b) Ácido hexanoico d) Ácido butanoico
a) Ácido pentanoico c) Ácido heptanoico e) Ácido etanoico 17. Indicar el nombre:
CH3
COO
a) Etanoato de ciclo propilo c) Etanoato de pentano e) Etanoato de propano
b) Etanoato de ciclo butilo d) Etanoato de ciclo pentilo
18. Identificar el nombre de: CH3 - CH2 - CH2 - COO - CH2 - CH2 - CH3 a) Propanoato de propilo b) Propanoato de butilo c) Butanoato de propilo d) Butanoato de butilo e) Dipropil heptano 19. Nombrar: H2N – CH2 – CH2 – CH2 – CH2 – CH – CH2 – CH2 – COOH CH2 CH3 a) Ácido 8-amino-4-cetooctanoico b) Ácido 8-amino-4-etiloctanoico c) Ácido 4-acetiloxi-8-aminooctanoico d) Ácido 4-aceto-8-octanoaminoico e) Ácido 4-acetil-8-aminoaotanoico 20. Nombrar: CH3 CO
CH CH2
CO CH
CH3 CH2
a) 3-alil-2,4-pentanona b) 3-vinil-2,4-pentanona c) 3-alil-2,4-pentanodiona d) 3-vinil-2,4-pentanodiona e) 3-vinil-2,4-hexanodiona
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Capítulo 35
35
Química orgánica IV
Esteres Los esteres resultan de la reacción entre un ácido orgánico o inorgánico sobre un alcohol, con eliminación de una molécula de agua. Es una reacción reversible, la cual, mediante la hidrólisis, regenera el ácido y el alcohol. La reacción se puede representar así: O O R C + H O R’ R C + H2O OH O R’ ácido alcohol éster Los esteres están ampliamente repartidos, en la naturaleza en sustancias de origen vegetal o animal. • Clasificación. Los esteres pueden ser clasificados en tres grupos: — Esencias de frutas: están formadas por ácidos carboxílicos de bajo peso molecular y por algunos ácidos carboxílicos de mediano peso molecular, cuando reaccionan con alcoholes también de bajo peso molecular. — Grasas (lípidos): son esteres de la glicerina con ácidos grasos superiores y medios. — Ceras: formadas por ácidos carboxílicos y alcoholes de elevado peso molecular. • Propiedades. Los esteres neutros son líquidos, incoloros, de olor agradable, como de frutas maduras. Son volátiles, insolubles en agua, solubles en alcohol y éter. Los términos superiores son sólidos y de consistencia oleosa y aspecto céreo o grasoso. Los esteres son sustancias dotadas de una gran reactividad química. En la mayor parte de las reacciones la molécula se rompe: O R
C
O
R’
Una de las reacciones más importantes es la saponificación. La saponificación de un éster consiste en tratarlo con una base alcalina (NaOH o KOH) hasta ebullición. La reacción general es: O O R C + NaOH R C + R’ OH O R’ ONa La reacción es completa y debe su nombre al hecho de ser utilizada en la fabricación de jabones. • Usos y aplicaciones. Comercialmente sólo unos pocos esteres tienen importancia. Los dos más usados son el acetato de etilo y el acetato de butilo. Son usados como disolventes para nitrocelulosa y en la fabricación de lacas. Algunos de elevado peso molecular son empleados como plastificantes, mientras que otros se emplean en la fabricación de plásticos. Los esteres sintéticos son usados como aromatizadores de alimentos. Los más conocidos son: Acetato de amilo (plátano), Acetato de octilo (naranja), Butirato de etilo (pina), Butirato de amilo (albaricoque), Formiato de isobutilo (frambuesa) y Formiato de etilo (ron). En medicina suelen ser usados los esteres como agentes terapéuticos. Por ejemplo, el acetato de etilo es estimulante y antiespasmódico en irritaciones cólicas y bronquiales. En aplicación externa se emplea para el tratamiento de enfermedades dermatológicas causadas por parásitos. La nitroglicerina actúa como un vasodilatador. Con el ácido acético se forma uno de los esteres más importantes del ácido salicílico, la aspirina o ácido acetilsalicílico.
Aminas Las aminas se derivan del amoníaco por sustitución de los átomos de hidrógeno por radicales alquilos (aminas alifáticas) y arilos (aminas aromáticas). Se pueden obtener tres tipos de aminas, denominadas aminas primarias, secundarias y terciarias que se distinguen por el número de grupos sustituyentes unidos al nitrógeno. Además, existe una cuarta clase de compuestos relacionados que son las sales de amonio cuaternarias, las cuales se obtienen por sustitución de los cuatro átomos de hidrógeno del catión amonio por radicales alquilos o arilos. 286
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Química
R” R
NH2
R
NH
R’
R
N R’
Amina primaria
Amina secundaria
Amina terciaria
R” R
N+
R’ x–
R’’’ Sal de amonio
A las aminas se les da el nombre especificando el (los) nombre (s) del (los) grupos alquílicos y añadiendo el sufijo “amina”. Cuando en la misma hay varios sustitusyentes idénticos, se emplean los prefijos di, tri, tetra, etc. Cuando los grupos son distintos, se mencionan en orden de complejidad. Las aminas alifáticas Metilamina, CH 3–NH2, y Etilamina, CH3–CO– NH2, son aminas primarias. La dimetilamina, (CH3)2-NH, y la Metiletilamina, CH 3-NH-CH2-CH3, son aminas secundarias. La trimetilamina, (CH3)3N, es una amina terciaria. La fenilamina o anilina, C 6H5-NH2, es la amina aromática mas importante, y ciertos compuestos suelen nombrarse como derivados de la misma. Para indicar que un sustituyente se encuentra unido al nitrógeno, se escribe una N mayúscula antes de aquel, como por ejemplo, la N,N-dimetilanilina o dimetilfenilamina, C6H5-N(CH3)2. Un ejemplo de sal de amonio cuaternario es el cloruro de tetrametil amonio, (CH3)4NCl
Propiedades físicas de las aminas Los miembros inferiores de la serie se asemejan al amoníaco, son gases incoloros, solubles en agua, de olores penetrantes, pero menos picantes y más con olor a pescado. El olor a pescado se atribuye a la presencia de aminas en líquidos corporales del pescado (dimetilamina y trimetilamina). Algunos de los productos de la descomposición de la carne humana en putrefacción son diaminoalcanos. Poseen olores muy desagradables y sus nombres se deben a su olor y a su procedencia. Por ejemplo, la putrescina o butilendiamina y la cadaverina o pentilendiamina, provienen de la descarboxilación de la ornitina y la lisina, respectivamente, que son aminoácidos que se producen en la descomposición de proteínas animales. Las aminas primarias que poseen de tres a once átomos de carbono son líquidas mientras que los homólogos superiores son sólidos. La dimetilamina es la única amina secundaria gaseosa y la trimetilamina es la única amina terciaria gaseosa. Cuanto más grande sea el esqueleto de carbono de la amina, tanto menor es su solubilidad en agua. Las aminas secundarias y terciarias son menos solubles en agua que las primarias. Las aminas aromáticas son líquidos de alto punto de ebullición o sólidos de bajo punto de fusión, menos menos solubles en agua que las aminas alifáticas. Las sales de amonio cuaternarias son sólidos iónicos y, por tanto, sus propiedades son diferentes de las aminas de donde provienen. Son inodoros, no volátiles, solubles en agua, pero insolubles en disolventes no polares
Propiedades químicas de las aminas Basicidad Las bases orgánicas más importantes son las aminas. La disponibilidad del par de electrones no compartido del nitrógeno permite la captación de protones, según la reacción: R – NH2 + H+ R - NH3+ Las aminas alifáticas son bases mas fuertes que el amoníaco debido al efecto inductivo de los grupos alquílicos, ya que siendo estos donadores de electrones, tienden a incrementar la densidad electrónica en el átomo de nitrógeno haciendo mas asequible el par electrónico. Las aminas terciarias, generalmente, son más básicas que el amoníaco pero menos básicas que las aminas primarias o secundarias comparables, ya que en ellas la disposición de los átomos es más importante que los efectos inductivos. El apiñamiento de los grupos voluminosos en torno al nitrógeno protege al par de electrones del ataque del protón. Las aminas aromáticas en las cuales el nitrógeno se halla directamente unido al anillo aromático son bases más débiles que las aminas alifáticas. Esto se atribuye a la deslocalización del par de electrones por resonancia. El efecto neto de esta interacción por resonancia hace que disminuya la densidad electrónica sobre el nitrógeno. En consecuencia, el par solitario no es tan fácilmente asequible para formar un enlace con un ión hidrógeno como en el caso de las aminas alifáticas y el amoníaco en los que no existe tal interacción de tipo mesómero. Los sustituyentes del anillo aromático poseen efectos predecibles sobre la basicidad de las aminas aromáticas. Los sustituyentes donadores de electrones incrementan la basicidad, en tanto que los atrayentes de electrones la hacen disminuir.
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Capítulo 35 Amidas Cuando los ácidos carboxílicos reaccionan con amoníaco, producen sales de amonio que por calentamiento forman amidas, cuya fórmula general es (R—CONH 2). Las amidas se forman por rompimiento del enlace (—C—OH) del ácido carboxílico. Las amidas se nombran a partir del nombre del hidrocarburo del que se derivan, añadiendo el sufijo amida. Ejemplos: a)
b) O CH3
C
c) CH3
C NH2
NH2 Etanamida
O
O
benzamida
CH CH3
C NH2
2 – metil propanamida
Propiedades físicas La formamida es líquida, las demás son sólidos cristalinos. Sus puntos de ebullición son más altos que los de los ácidos correspondientes. Los primeros términos son solubles en agua, pero la solubilidad decrece a medida que aumenta el peso molecular. Poseen carácter anfótero, esto quiere decir que se comportan como bases o ácidos débiles, según el medio de reacción. • Métodos de preparación — Se pueden preparar por deshidratación de las sales de amonio. Las sales de amonio (R—COONH 4) de los ácidos carboxílicos, calentadas a 200ºC, pierden una molécula de agua dando como resultado las amidas. — Un método general para preparar las amidas consiste en hacer reaccionar el amoníaco sobre los cloruros de ácido. El método es bueno, especialmente para las amidas poco solubles, y se realiza dejando caer lentamente el cloruro en la solución concentrada de amoníaco bien frío. La amida cristaliza inmediatamente. • Aplicaciones La amida más importante es la urea, H 2N—C—NH2; es una diamida proveniente del ácido carbónico. Se encuentra en los organismos vivos. Fue sintetizada por Wöhler en 1828 y sirvió como principio para el desarrollo de la química orgánica. Uno de los usos industriales es la producción de sedantes, conocidos con el nombre de barbitúricos. También se le emplea como fertilizante, en la industria de plásticos con metanal y aserrín de madera, como diurético y contra la gota y el reumatismo. •
Nitrilos Los nitrilos son compuestos nitrogenados por la unión de un radical alquílico con el grupo nitrilo (—C=N). También pueden considerarse como derivados del primer miembro de la serie, denominado metanonitrilo o ácido cianhídrico (HC=N), por sustitución del átomo de hidrógeno en diferentes radicales alquílicos. Propiedades físicas de los nitrilos Los nitrilos de bajo y mediano peso molecular son líquidos incoloros de olor aromático; los términos superiores son sólidos cristalinos. Los primeros miembros de la serie son solubles en agua, los demás lo son en alcohol y éter. Propiedades químicas de los nitrilos Los nitrilos experimentan varios tipos de reacciones; sin embargo, vamos a referirnos especialmente a dos de ellas: la hidrólisis y la hidrogenación. •
Hidrólisis. La hidrólisis de los nitrilos conduce a la formación de un ácido carboxílico y como producto secundario se obtiene el amoníaco. La reacción no se produce por acción del agua solamente, sino que es necesario adicionar pequeñas cantidades de un ácido mineral fuerte, como el ácido clorhídrico (HCl), o de bases alcalinas. La reacción se produce tan fácilmente que a veces es difícil detener la hidrólisis en el estado de amida y por lo general termina obteniéndose el ácido carboxílico correspondiente.
•
Hidrogenación. Los nitrilos se pueden someter a una hidrogenación catalítica en presencia de hidruro de aluminio y litio (LiAlH4). El producto de esta reacción es una amina primaria con pequeñas proporciones de aminas secundaria y terciaria.
288
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Química Nomenclatura La IUPAC nombra los nitrilos añadiendo el sufijo -nitrilo al nombre del alcano con igual número de carbonos.
H
C
N
H3C
Metanonitrilo
C
N
N
Etanonitrilo
C
C
CH3
N
C
N
4 3 2 1
Etanodinitrilo
3 - metilbutanonitrilo
Cuando actúan como sustituyentes se emplea la par tícula ciano-....., precediendo el nombre de la cadena principal. O CN 6
5
Br 4
3
O 2
1
OH C 1
OH
Ácido 3 - Bromo - 5 - cianohexanoico
2 3
CN
Ácido 3 - cianociclohexanocarboxílico
Los nitrilos unidos a ciclos se nombran terminando el nombre del anillo en -carbonitrilo. CN
CN
1
CN
2 3
Br
O Bencenocarbonitrilo
3 - oxociclohexanocarboxílico
2 3
1 4
6 5
OH
3 - bromo-5-hidroxiciclohexanocarbonitrilo
Practiquemos 01. Nombrar el siguiente éster: CH3 COO CH2 a) Acetato de isoamilo d) Formiato de etilo
b) Acetato de bencilo e) Benzoato de metilo
02. ¿Que estructura representa una amina? b) a) C
O
N
C
d)
NH
NH2
NH2
C
N
Br
03. Que nombre se relaciona con una AMIDA? a) Hidroquinona b) Trofeno d) Carbodiamida e) Etanonitrilo
Central 6198-100
c)
e)
O C
c) Acetato de amilo
289
c) Purina
San Marcos
Capítulo 35 04. Indicar el nombre correcto: CH3 (CH2)10 C ≡ N a) Metano nitrilo d) Decano nitrilo
b) Etano nitrilo e) Triacontano nitrilo
05. Nombrar el siguiente éster : O CH3 C O C5H11 a) Acetato de octilo (olor a naranja) c) Acetato de bencilo (sabor a cereza) e) Acetato de fenilo (olor a jazmín)
c) Dodecano nitrilo
b) Acetato de butilo (olor a plátano) d) Acetato de amilo (olor a plátano)
06. El siguiente compuesto, recibe el nombre de: O CH3 C NH2 a) Metano amida b) Decanoamida d) Dietanoamida e) Metano etano propano amida 07. ¿Cuál de los siguientes compuestos representa una amida? a) CH3 NH CH3 b) C2H5 NH c) C2H5 N CH3 d) CH3 (CH2)4 e) CH3 CH2 CONH2
c) Etanoamida
CH3 NH2
08. Que se puede decir acerca del siguiente compuesto nitrogenado CH3 N CH3 CH3 a) Es una amina terciaria d) Su nombre es trimetil amina
b) Es una amida secundaria e) a y d
c) Es una amina secundaria
09. Correlacione los siguientes ésteres orgánicos correctamente : I. CH3 COO C8H17 II. CH3 COO C2H5 III. CH3 COO a) Acetato de etilo (olor a piña). b) Acetato de fenilo (olor a jazmín). c) Acetato de octilo (olor a naranja). a) Ia, IIb, IIIc d) Ic, IIb, IIIa
b) Ic, IIa, IIIb e) Ia, IIc, IIIb
c) Ib, IIc, IIIa
10. La úrea industrialmente se sintetiza a partir de CO 2 y NH3, indique su atomicidad : a) 4 b) 5 c) 6 d) 7 11. Indicar la fórmula global del etil metilamina : a) CH3 (CH2)4 NH2 c) CH3 CH2 CH2 CH2 NH2 e) CH3 NH CH3
b) C2H5 NH d) CH3 NH2
e) 8
CH3
12. Indicar el nombre del siguiente compuesto : OH NO2 NO2
NO2 290
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Química a) Tinitrotolueno d) Ácido ftálico
b) Ácido pícrico e) Dicloruro difenil ticloroetano
13. En relación a las aminas, señale lo correcto : I. Presentan olor desagradable. II. Todos son líquidos. III. Actúan como biorreguladores. a) Sólo II b) Sólo I d) I, II y III e) I y II
c) Ácido gálico
c) II y III
14. Señale las proposiciones que corresponden a los ésteres : I. Son sustancias de aroma agradable. II. Son disolventes en compuestos no polares de esteres de bajo peso molecular. III. Los ésteres en su mayoría no son muy reactivos. a) Sólo I b) I y II c) II y III d) Sólo III e) Todos 15. ¿Cuál de las fórmulas representa a un éster? a) R – O – R b) R – COO – R d) R – CHO e) R – CHOH – R
c) R – CO – R
Tarea domiciliaria 01. Nombrar el siguiente éster : COO CH2 CH3 a) Benceno de propilo d) Benzoato de etilo
b) Benceno de etilo e) Fenilato de etilo
c) Benzoato de propilo
02. Señale un éster : a)
b)
c)
O CH3
CH2
C
H
d) O CH3
CH2
C
O
OH
CH3
CH2
CH3
O
C
CH3
CH3
O
C
CH3
e) CH2
03. Relacionar correctamente : I. CH3 CO CH3 III. Ester
CH3
II. HCHO IV. C2H5 O
a) Relajante muscular c) Disolvente de lacas y barnices a) Ia, IIc, IIId, IVb d) Ia, IIb, IIIc, IVd
O
C2H5
b) Olor (aroma) de ciertos frutos y flores d) Conservante de tejidos anatómicos b) Ic, IId, IIIb, IVa e) N.A.
c) Ib, IIa, IIIc, IVd
04. Indique el nombre del producto a partir de la reacción de esterificación en medio ácido + + H2O COOH + C2H5OH H a) Formil de bencilo d) Benzoato de etilo
Central 6198-100
b) Benzoato de metilo e) Butirato de fenilo
291
c) Acetato de bencilo
San Marcos
Capítulo 35 05. Nombrar el siguiente éster : CH3 COO CH2 CH3 a) Acetato de metilo d) Formiato de etilo 06. Nombrar el siguiente éster : CH3 CH2 CH2 COO
b) Acetato de etilo e) Propionato de etilo CH2
a) Propanoato de metilo d) Butanoato de metilo
c) Formiato de metilo
CH3 b) Propanoato de etilo e) Butanoato de etilo
07. Nombrar el siguiente éster generado por la siguiente combinación : OH + HOOC + H2O a) Benceno de fenilo b) Benzoato de benceno d) Benceno de benzoico e) Fenilato de benceno
c) Propanoato de propilo
c) Benzoato de fenilo
08. El nombre del compuesto formado por la reacción del etanol con el ácido metanoico es: a) Etoxido de metano b) Etanoato de metilo c) Acetato de metilo d) Metilato de etilo e) Metanoato de etilo 09. La reacción entre el ácido propanoico y el etanol produce: a) Acetato de propilo + H2O b) Etanoato de propilo + H2O c) Anhídrido propanoico acético d) Anhídrido propanoico etanoico e) Propanoato de etilo + H2O 10. El nombre del producto principal de la reacción de los siguientes compuestos es: CH3 COOH + CH3 COOH a) Etanoato de etilo b) Dietanoato c) Anhídrido etanoico acético d) Anhídrido acético e) Anhídrido butírico 11. El compuesto que presenta el mayor número de átomos por molécula es: a) Etanoato de propilo b) Acetato de metilo d) Benzoato de etilo e) Acetato de sodio
c) Anhídrido acético
12. Señale el compuesto mal nombrado: a) CH3 – COO – CH2 – CH3 : etanoato de etilo b) CH3 – CH2 – COO – CH3 : propanoato de metilo c) H – COO – CH3 : metanoato de metilo d) CH3 – COO – CH3 : acetato de metilo e) H – COO – H : metanoato de hidrógeno 13. La fórmula del etanoato de isobutilo es: a) CH3 – CH2 – COO – CH2 – CH2 – CH3 b) CH3 – COO – CH2 – CH3 c) CH3 – COO – CH2 – CH – CH3 CH3 d) CH3 – COO – CH – CH2 – CH3 CH3 e) CH3 – CH2 – COO – CH2 – CH3 14. Cuál es la fórmula del acetato de isopropilo a) CH3 – CH2 – COO – CH(CH3)2 b) (CH3)2 – CH2 – COO – CH2 – CH3 c) CH3 – CH(CH3) – COO – CH2 – CH3 292
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Química d) CH3 – CH2 – COO – CH3 e) CH3 – COO – CH(CH3)2 15. Indique el nombre del compuesto: O CH2
CH
C O
CH2
CH3
a) prop – 2 – enoato de etilo b) acetato de proa – 2 – eno c) prop – 2 – enoato de metilo d) acetato de proa – 1 – eno e) acetato de propilo 16. Respecto a las aminas, indicar cuántas proposiciones son incorrectas: I. Son derivados del amoníaco y se pueden clasificar según el número de hidrógeno sustituidos. II. La anilina es una amina aromática. III. La fórmula CH3 – CH2 – C N le corresponde a una amina. IV. Las aminas primarias de reaccionar con el HNO2 producen alcohol. V. Son ácidos débiles. a) 1 b) 2 c) 3 d) 4 e) 5 17. Indicar verdadero (V) o falso (F) en las siguientes proposiciones: I. La metilamina se halla en la piel de los pescados. II. La cadaverina y la putrescina se hallan como producto de la descomposición de cuerpos orgánicos. III. La úrea CO(NH2)2 es una diamina. IV. El HCN es el metano nitrilo. a) VFFV b) VFVF c) VVFV d) FFVV e) VVVF 18. Respecto a las amidas, indicar cuántas proposiciones son correctas: I. De acuerdo a la teoría ácido-base de Bronsted y Lowry son bases. II. Poseen menor temperatura de ebullición normal que los ácidos de igual número de carbonos. III. La úrea es una amina líquida, se usa como fertilizante. IV. Tienen por fórmula general: O R
C
a) 4
N H
H b) 3
c) 2
19. Indique lo (s) correcto (s): I. Las aminas no son bases de Arrhenius. II. Fuerza básica: Amina 2º > Amina 3º < Amina 1º III. Fuerza básica: Amidas < Nítrilos < Aminas IV. NH2 – (CH2)4 – NH2 es una amina 2º V. Los nitrilos son isómeros con los isonitrilos. a) IV y V b) I, II y IV c) I, II, III y V
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d) 1
e) 0
d) I y III
e) Todos
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Capítulo 36
36
Repaso
Practiquemos 01. ¿Qué grupo funcional no está asociado a la siguiente estructura? O HO O O a) Alcohol d) Cetona
CH3 N
CH3
b) Éster e) Ácido carboxílico
c) Amina
b) (CH3)3CCHO e) CH3CHOHCH2CH3
c) CH3
02. ¿Qué compuesto no es un aldehído? a) CH3(CH2)3CHO d) OHCCH2CH3
03. Determine que alcohol es secundario: a) CH3CH2CHOHCH3 b) (CH3)3COH d) CH3CH2CH2CH2OH e) (CH3)3CCH2OH
CH
CH
CHO
c) (CH3)2CHCH2OH
04. ¿Qué grupo funcional no está asociado a la siguiente estructura? CN
O CH3OOC OH a) Amina d) Ácido carboxílico
HOOC b) Cetona e) Alcohol
05. ¿Qué alternativa es incorrecta? a) CH3 CH2 O CH2 CH3 b) CH3 CH2 COO CH3 c) OHC CH2 CH2 CH3 d) (CH3)2 NCH2 COCH3 e) HO CH2 CH2 CH3 06. Identifique un aldehído. a) CH3CHOHCH3 d) CH3COCH2CH3
: : : : :
c) Ester
éter éster aldehído amida alcohol
b) OHCCH2CH3 e) CH3CH2COOH
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c) CH3CH2OCH (CH3)2
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Química 07. Dada la siguiente estructura: O
O
O NH
HO O Determine qué grupo funcional no está presente: a) Amina b) Cetona d) Éster e) Alcohol 08. ¿Qué amina es primaria? a) CH3CH(CH3)CH2NH2 d) (C2H5)2NCH3
c) Amida
b) (C2H5)2NH e) (CH3)3CNHCH3
c) (CH3)2CHNHCH3
09. ¿Qué grupos funcionales podrían estar presentes en un compuesto cíclico de fórmula C5H10O? a) Aldehído y cetona b) Aldehído y alcohol c) Cetona y alcohol d) Aldehído y éter e) Alcohol y éter 10. ¿Qué grupo (s) funcional (es) no puede (n) estar presentes en un compuesto de fórmula C4H8O? a) Aldehído b) Cetona c) Cetona cíclica d) Éter cíclico e) Alcohol y enlace doble 11. ¿Qué compuesto es un fenol? b)
c)
a) CH2
CH3
CH2OH CH3
C
OH CH3
Cl
CH3
OH e)
d)
NH2
OH
CH3 12. ¿Cuántas cetonas están asociadas a la fórmula global C5H10O? a) 1 b) 3 d) 5 e) 2 13. ¿Qué grupo funcional no está asociado a la fórmula global C5H6O? a) Aldehído b) Cetona d) Alcohol alicíclico e) Cetona cíclica 14. Nombrar: CH3 CH CH CH2 CH OH
c) Éter alicíclico
CH3
CH3
a) 3-fenil - 2 - hidroxi - 5 - metilhexano c) 3 - fenil - 5 - metilhexanol e) 4 - fenil - 2 - metil - 5 - hexanol
Central 6198-100
c) 4
b) 3 - fenil - 5 - metilhexano - 3 - ol d) 3 - fenil - 5 - metil - 2 - hexanol
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San Marcos
