Material Anexo al Módulo QUÍMICA

04/10/2015

1

Facultad de Ciencias Médicas

MATERIAL ANEXO

Curso de Nivelación para el

Examen de Ingreso a la

Carrera de Medicina

2016

Dra. Evangelina González

Dra. Susana Pettinicchi

Lic. Ricardo Mignone

Lic. Héctor Tevez

Curso de Nivelación Ingreso Medicina 2016 – FCM – UNSE QUÍMICA

Qu

ímic

a

Materia y energía. Propiedades de la materia. Estados de agregación de la materia. Cambios de estado. Clasificación de los sistemas materiales. Métodos de separación y fraccionamiento. Sustancias y mezclas. Clasificación de las sustancias puras.

Contenidos

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Qu

ímic

a La Química, del egipcio Chemi o Kimi, es la ciencia que se dedica al estudio de la estructura, las propiedades, la composición y la transformación de la materia

La química es parte de nuestras vidas ya que está presente en todos los aspectos fundamentales de nuestra cotidianidad.

LA QUÍMICA ES TODO LO QUE NOS RODEA

QUÍMICA Y VIDA

Inorgánica Fisicoquímica

Analítica Bioquímica Neuroquímica

Orgánica


Qu

ímic

a

CLASIFICACION

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3


Mat

eria

La materia es todo aquello que tiene masa y

ocupa un lugar en el espacio.

La masa es la medida de la cantidad de materia contenida en una muestra de cualquier material. Mientras más masa

tenga un objeto, más fuerza se requerirá para ponerlo en

movimiento.

CONCEPTOS FUNDAMENTALES


Mat

eria

ESTADOS DE AGREGACIÓN

Estado de la materia

Volumen/Forma Densidad Compresibilidad Movimiento de moléculas

Gas Adopta el volumen y la forma de su contenedor

Baja Muy compresibles Movimiento muy libre

Líquido

Tiene un volumen definido pero adopta la forma de su contenedor

Alta Solo ligeramente compresibles

Se deslizan entre sí libremente

Sólido Tiene volumen y forma definida

Alta Virtualmente Incompresibles

Vibran en torno a formas definidas

Sólido Líquido Gas

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Mat

eria

CAMBIOS DE ESTADOS

Punto de fusión (Pf), temperatura donde la sustancia se transforma de sólido a líquido Punto de ebullicion (Peb), temperatura donde la sustancia se transforma de liquido a gas


Ener

gia

ENERGIA

La energía se define como la capacidad de realizar trabajo o transferir calor.

La unidad de energía y trabajo en el SI es el joule (J). El joule es una cantidad pequeña de energía, por lo que los científicos suelen usar el kilojoule (kj), que equivale a 1000 joule.

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Ener

gia

ENERGIA: clasificación

Movimiento: cinética Posición: potencial

Movimiento de átomos o moléculas de un cuerpo. La temperatura es la medida de esta energía

Pila o una batería de un coche.

ENERGIA

MECANICA ELECTRICA TERMICA

La energía puede transformarse de unas formas en otras o transfiere de unos cuerpos a otros pero, en conjunto, permanece constante. Algunas formas son:

Luz, las ondas de radio, y TV, las microondas, etc.

Se desprende o absorbe de las reacciones químicas

Procesos de fisión o de fusión nuclear

ELECTROMAGNETICA NUCLEAR QUIMICA


Mat

eria

SISTEMAS MATERIALES

La materia nos rodea…cómo

estudiarla

Un sistema material es una porción

del universo que se aísla, real o

imaginariamente, para su estudio.

Medio ambiente

Sistema material

Universo

Todas las propiedades mensurables de la materia corresponden a una de dos categorías adicionales:

propiedades extensivas : SI dependen de la cantidad de materia propiedades intensivas: NO dependen de la cantidad de materia

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Mat

eria

CLASIFICACION DE LOS SISTEMAS MATERIALES: intercambio de materia y energía

Intercambian materia y energía

Solo intercambio de energía

No hay ningún intercambio

SISTEMAS MATERIALES

ABIERTOS AISLADOS CERRADOS


Mat

eria

CLASIFICACION DE LOS SISTEMAS MATERIALES: según propiedades intensivas

Propiedades intensivas constantes

Propiedades intensivas variables

Propiedades intensivas que varían gradualmente

Están formados por una fase

Están formados por más de una fase

Interfases imprecisas

SISTEMAS MATERIALES

HOMOGENEOS INHOMOGENEOS HETEROGENEOS

Cada parte de un sistema que se puede diferenciar del resto por sus propiedades características distintas, se llama fase.

Cada sustancia que forma parte de un sistema material se llama componente.

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Mat

eria

MÉTODOS DE SEPARACIÓN

SISTEMAS HETEROGENEOS

Decantación

Filtración Sedimentación

Flotación Centrifugación


Mat

eria

MÉTODOS DE SEPARACIÓN

SISTEMAS HOMOGENEOS

Destilación

Cromatografía

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Mat

eria

CLASIFICACIÓN DE LAS SUSTANCIAS

Actividades

1. Los puntos de fusión normales del mercurio y del etanol son -39°C y -117°C

respectivamente y ambos son líquidos a temperatura y presión ambientes. ¿Cuál/es de

las afirmaciones siguientes es/son correcta/s?

a) "A -37°C el etanol y el mercurio son gases."

b) "A -100°C ambas sustancias son sólidas."

c) "A -113°C el etanol es líquido y el mercurio es sólido."

d) "A -30°C el etanol es sólido y el mercurio es líquido."

e) Ninguna proposición es válida

2. ¿Cuáles de las afirmaciones siguientes son correctas? Justificar.

a) "Un sistema formado por azúcar y agua puede ser homogéneo o heterogéneo,

dependiendo de la temperatura a la cual se encuentre."

b) "Un sistema formado por varias sustancias diferentes siempre tendrá más de una fase".

c) "Un sistema formado por dos trozos de hielo en agua tiene un componente y dos

fases."

d) "Son propiedades intensivas de un sistema: su punto de fusión, su densidad, su punto

de ebullición y su volumen."

3. Clasifica cada una de las siguientes sustancias puras en elementos o compuestos.

Justifica la respuesta.

a) bicarbonato sódico

b) oxígeno

c) hielo

d) papel de aluminio

4. Clasifica cada una de las siguientes mezclas en homogéneas o heterogéneas. Justifica

la respuesta:

a) chocolate con leche

b) yogur con moras

c) magdalena con arándanos

d) detergente líquido

5. Clasifica la materia de los siguientes apartados en sustancia pura (elemento o

compuesto) y mezcla (homogénea o heterogénea). Justifica la respuesta,

a) sopa de pollo con fideos

b) carbono en una raqueta de tenis

c) sal

d) agua con una rodaja de limón

6. Clasifica la materia de los siguientes apartados en sustancia pura (elemento o

compuesto) y mezcla (homogénea o heterogénea). Justifica la respuesta,

a) agua de mar

b) sándwich de jamón y queso

c) yodo (I2)

d) gas propano (C3H8)

7. Clasifica como elemento, compuesto o mezcla:

a) carbono de los lápices

b) dióxido de carbono (CO2) que exhalamos

c) zumo de naranja

d) gas neón de las luces

e) aceite y vinagre en la ensalada

8. Clasifica como mezclas homogéneas o heterogéneas:

a) copa de helado con frutas y nata h aceite vegetal

b) mostaza

c) agua y arena

9. Identifica si los siguientes diagramas son de un elemento, de un compuesto o de una

mezcla

10. Se preparó una mezcla con 50 mL de agua, 30 mL de alcohol y 20 g de arena. El

agua y el alcohol formaron una solución, mientras que la arena no se disolvió. Indica:

número de fases, estado de agregación de cada fase y número e identidad de

componentes presentes en cada fase.

11. ¿Cuál/es de las afirmaciones siguientes es/son correcta/s? Justificar.

a) "La sal de mesa y el vino son sustancias simples"

b) "El agua H2O es una sustancia simple."

c) "El oxígeno O2 es una sustancia compuesta"

d) "El aire es una mezcla homogénea de gases."

12. Clasificar los sistemas siguientes en sustancias simples, sustancias compuestas (o

compuestos), mezclas heterogéneas o soluciones:

a) Bromo, Br2

b) ozono, O3

c) sal disuelta en agua

d) óxido de potasio K2O

e) hierro, Fe

f) gas natural

g) agua y alcohol

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Qu

ímic

a

Estructura atómica. Partículas fundamentales. Modelos atómicos. Número atómico y número másico. Isótopos. Orbitales atómicos. Números cuánticos. Configuración electrónica

Contenidos

Un modelo atómico es una representación estructural de un átomo, que trata de explicar su comportamiento y propiedades.

¿Qué es un modelo atómico?

El á

tom

o


MODELOS ATÓMICOS

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2


El á

tom

o

Modelos atómicos

Los átomos según Demócrito

Filósofo griego ,se interrogó sobre la divisibilidad de la materia.

Demócrito teorizó que los átomos eran específicos al material que los formaban. Ya que ha simple vista la materia se puede dividir Llegando a la conclusión que la materia estaba formada por partículas pequeñas A estas partículas le denominó Átomo (partícula indivisible)

Teoría atómica de Dalton (1808)

La teoría atómica de Dalton, pueden resumirse como sigue:

1. Los elementos están formados por partículas extremadamente

pequeñas llamadas átomos.

2. Todos los átomos de un mismo elemento son idénticos, tienen igual

tamaño, masa y propiedades químicas. Los átomos de un elemento son

diferentes a los átomos de todos los demás elementos. 3. Los compuestos están formados por átomos de más de un elemento.

En cualquier compuesto, la relación del número de átomos entre dos de

los elementos presentes siempre es un número entero o una fracción

sencilla.


El á

tom

o

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3

El á

tom

o

Modelos atómicos


Año Científico Descubrimiento Modelo Atómico

1808 John Dalton

Durante el siglo XVIII y principios del XIX algunos científicos habían investigado distintos aspectos de las reacciones químicas, obteniendo las llamadas leyes clásicas de la Química.

La imagen del átomo expuesta por Dalton en su teoría atómica, para explicar estas leyes, es la de minúsculas partículas esféricas, indivisibles e inmutables, iguales entre sí en cada elemento químico.

1897

Joseph J. Thomson

Demostró que dentro de los átomos hay unas partículas diminutas, con carga eléctrica negativa, a las que se llamó electrones.

De este descubrimiento dedujo que el átomo debía de ser una esfera de materia cargada positivamente, en cuyo interior estaban incrustados los electrones.

1911

Ernest Rutherford

Demostró que los átomos no eran macizos, como se creía, sino que están vacíos en su mayor parte y en su centro hay un diminuto núcleo.

Dedujo que el átomo debía estar formado por una corteza con los electrones girando alrededor de un núcleo central cargado positivamente.

1913 Niels Bohr

Espectros atómicos discontinuos originados por la radiación emitida por los átomos excitados de los elementos en estado gaseoso.

Propuso un nuevo modelo atómico, según el cual los electrones giran alrededor del núcleo en unos niveles bien definidos.

Modelo atómico de Schrödinger 1926

El á

tom

o

Modelos atómicos

Describe a los electrones como una función de onda. La zona de probabilidad de encontrar un electrón se llama orbital.


De la resolución de la ecuación de Schrödinger se

obtienen los cuatro números cuánticos que permiten

describir la distribución electrónica de los átomos

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4

El á

tom

o


¿Qué es el átomo?

Es la mínima porción

representativa de un

elemento químico.

Antiguamente se pensaba

que era indivisible, pero

hoy en día se sabe que es

divisible en diversos

procesos. Consta de 2

partes: núcleo atómico y

zona extranuclear.

Núcleo atómico Zona extranuclear

Protones (p+)

Neutrones (n0) Electrones (e-)

El á

tom

o

Modelos atómicos


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Observaciones importantes

El núcleo concentra casi toda la masa del átomo y es de carga positiva

debido a la presencia de los protones.

Se le llama átomo neutro cuando la carga eléctrica total o neta es cero y se

cumple que:

El neutrón no tiene carga eléctrica, por lo tanto se le denomina partícula

neutra.

Al protón, neutrón y electrón se les denomina partículas subatómicas

fundamentales.

Todas las partículas subatómicas son iguales para cualquier elemento

químico.

La zona extranuclear determina el volumen del átomo pero es casi vacía

n p+ = n e- = Z

El á

tom

o

Modelos atómicos


Números cuánticos

• Principal (n): Corresponde al número del nivel energético, varían teóricamente entre 1 e

infinito, pero solo se conocen átomos que tengan hasta 7 niveles energéticos.

• Secundario o Azimutal (l) Indica la forma de los orbitales y el subnivel de energía en el que se encuentra

el electrón. Puede tomar valores desde l= 0, 1, 2, 3, 4, 5, ... hasta n-1

El á

tom

o


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Número cuántico magnético (m): Indica la orientación espacial del subnivel de energía, Para cierto valor de l

existen (2 l + 1) valores enteros de ml, como sigue:

Si l = 0, entonces ml = 0.

Si l = 1, entonces existen [(2 × 1) + 1], o tres valores de ml, es decir, –1, 0 y 1.

Si l = 2, hay [(2 × 2) + 1], o cinco valores de ml, es decir, –2, –1, 0, 1 y 2.

ml = -l,..., 0,..., l

Número cuántico de espín (s): Indica el sentido de giro del campo magnético que produce el electrón al

girar sobre su eje. Toma valores +½ y -½

El á

tom

o


Relación entre números cuánticos y

orbitales atómicos


Cada orbital tiene como máximo dos electrones…

Orbital Numero máximo de

electrones

s 2

p 6

d 10

f 14

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7


RESUMEN

Resumiendo

El nivel está definido por el número cuántico principal (n).

El subnivel está definido por n y el número cuántico azimutal (l).

El orbital está definido por n, l y el número cuántico magnético (m).

El electrón está definido por n, l, m y el número cuántico del spin (s).

Nú

mer

os

cuán

tico

s

PRINCIPIO DE EXCLUSIÓN DE PAULI

Dos electrones NO pueden tener los mismos números cuánticos. En un orbital no puede haber más de dos electrones y ellos deben tener sus spines opuestos.

REGLA DE HUND O DE MÁXIMA MULTIPLICIDAD

Los electrones ocupan primer los orbitales de menor energía (más cercanos al núcleo). Cuando los electrones ocupan un subnivel que tienen varios orbitales, lo hacen de forma tal que todos los orbitales posean un electrón con spins paralelos antes que se produzca el apareamiento entre ellos.


Co

nfi

gura

ció

n e

lect

rón

ica

CONCEPTOS PREVIOS

Ubicación de los electrones en los distintos niveles (con subniveles y orbitales) de un determinado átomo.

Conocer cuántos electrones exteriores (en el último nivel de energía) tiene un átomo, permite deducir sus propiedades químicas.

ORBITAL Es una región donde existe la mayor probabilidad de encontrar al electrón

En cada orbital sólo puede haber hasta dos electrones.

Para representar gráficamente un orbital se emplea y una flecha para representar el electrón

( o )

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Configuración electrónica

Ubicación de los electrones en los distintos niveles (con subniveles y orbitales)

de un determinado átomo

Para determinar la configuración electrónica de un elemento hay que

saber cuántos electrones debemos acomodar y distribuir en los subniveles

El número atómico (Z) es la cantidad

de protones y por lo tanto de

electrones que hay en el núcleo de un

átomo. Todos los átomos de un

mismo elemento tienen el mismo

número atómico, y por lo tanto,

también la misma cantidad de

electrones

El numero atómico se encuentra en la tabla periódica de los elementos

El número de masa (A) o masa atómica es el número total de neutrones y

protones presentes en el núcleo de un átomo de un elemento

El á

tom

o



Co

nfi

gura

ció

n e

lect

rón

ica

PRINCIPIOS

Principio de Construcción (Aufbau)

Este principio establece que los electrones se distribuyen en los subniveles, en orden creciente a su energía relativa (E.R) Aufbau = palabra alemana : que significa construcción progresiva

RE n

Regla del Serrucho (Regla de Moller) La aplicación del Principio de Aufbau da origen a una regla nemotécnica para determinar la configuración electrónica de los átomos.

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9

Ejemplo

¿Cuál es la configuración electrónica del Potasio?

Z= 19 entonces: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1

Los electrones del ultimo nivel energético se denominan electrones de valencia

Escriba la configuración electrónica del elemento oxigeno e indique el numero de

Electrones de valencia

Z= 8 entonces: 1s2 2s2 2p4 El oxigeno tiene seis electrones de valencia


Respuesta Al: 1s22s22p63s23p1.

B: 1s2 2s22p1. F: 1s2 2s2 2p5

Actividades

1. Considerando la teoría atómica de Dalton, .cuales de las siguientes afirmaciones son

ciertas?

a) Los átomos de un elemento son idénticos a los átomos de los demás elementos,

b)Todos los elementos están hechos de átomos,

c) Los átomos de dos elementos diferentes se combinan para formar compuestos,

d) En una reacción química, algunos átomos desaparecen y se forman nuevos átomos

2. Relaciona cada uno de los siguientes términos con las descripciones que se dan en los

apartados a-e:

1. protones 2. neutrones 3. electrones

a) masa atómica

b) número atómico

c) carga positiva

d) carga negativa

e) número másico-número atómico.

3. Indica si las siguientes afirmaciones son verdaderas o falsas.

a) El protón es una partícula cargada negativamente.

b) El neutrón es 2000 veces más pesado que el protón.

c) La unidad de masa atómica está basada en el átomo de carbono, que tiene 6 protones

y 6 neutrones,

d) El núcleo es la parte más grande del átomo.

e) Los electrones se encuentran fuera del núcleo.

4. Indica si las siguientes afirmaciones son verdaderas o falsas.

a. neutrón es eléctricamente neutro.

b. La masa del átomo es fundamentalmente la masa de los protones y los neutrones.

c. La carga del electrón es igual a la del neutrón, pero de signo opuesto.

d. Protón y electrón tienen masas semejantes.

e. El número másico es el número de protones

5. Escribe el nombre y el símbolo de los elementos con los siguientes números atómicos:

a) 3 b) 9 c) 20 d) 33

e) 50 f)55 g) 79 h) 8

6. Escribe el nombre y el símbolo de los elementos con los siguientes números atómicos:

a) 1 b) 11 c) 20 d) 26

e) 35 f)47 g) 83 h)92

7. Para los siguientes átomos, indica el número de protones, neutrones y electrones:

8. Completa la tabla siguiente:

Nombre Símbolo N0 protones N0 neutrones N0 protones

30 40

14

9. Escriba la configuración electrónica del fosforo, calcio, nitrógeno e indique los

electrones de valencia.

10. Identifique el elemento específico que corresponde a cada una de las siguientes

configuraciones electrónicas:

a) 1s2 2s2 b) 1s2 2s2 2p4 c) 1s1

11. A continuación se muestra parte de los diagramas de orbital que representan las

configuraciones electrónicas de ciertos elementos en su estado fundamental. ¿Cuál de

estos diagramas viola el principio de exclusión de Pauli? ¿Cuál viola la regla de Hund?

12. Complete la siguiente tabla:

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1


Tab

la P

erio

dic

a

Tabla periódica y enlace químico. Tabla periódica. Propiedades periódicas. Uniones interatómicos: iónico y covalente. Teoría del octeto. Estructura de Lewis. Electronegatividad y polaridad de enlace. Fuerzas intermoleculares

Contenidos

TABLA PERIÓDICA Y PROPIEDADES PERIÓDICAS


Tab

la P

erió

dic

a

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2

Tab

la P

erió

dic

a


Los átomos de todos los elementos químicos naturales y sintéticos que existen se encuentran organizados en una tabla

conocida como Tabla Periódica. En la misma, los elementos siguen un orden de números enteros que corresponde al número atómico que cada uno de ellos contiene.

Tab

la P

erió

dic

a


18/09/2015

3

Tab

la p

erió

dic

a


Tab

la p

erió

dic

a


18/09/2015

4

PERIODOS Filas horizontales. Cada periodo se

numera y va desde el 1 al 7.

Corresponden a los nniveles

energéticos o sea al número cuántico

“n”

GRUPOS Filas verticales. Son 18. Los

elementos de un mismo grupo

tienen disposición similar de

sus electrones externos

La Tabla Periódica esta organizada en periodos (filas) y grupos o familias (columnas)

Tab

la p

erió

dic

a


Tab

la p

erió

dic

a


CLASIFICACIÓN POR BLOQUES

Representativos

De Transición

De Transición Interna

Orbital donde se encuentra el último electrón

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5

Metales, no metales y metaloides Ta

bla

per

iód

ica


Grupos con nombres especiales

Tab

la p

erió

dic

a


18/09/2015

6

METALES NO METALES

Buenos conductores de la

electricidad

Malos conductores de la

electricidad.

Buenos conductores del calor. Malos conductores del calor.

Brillantes. No reflejan la luz como los metales,

no tienen brillo metálico.

Maleables, se convierten con

facilidad en láminas muy finas.

Frágiles, se rompen con facilidad

Dúctiles, se transforman con

facilidad en hilos finos.

Son poco resistentes y se desgastan

con facilidad.

Tienen altos puntos de fusión y de

ebullición.

Su superficie no es tan lisa como en

los metales.

Algunos tienen propiedades

magnéticas: son atraídos por los

imanes

No son atraídos por los imanes.

Pueden formar aleaciones cuando

se mezclan diferentes metales. Las

aleaciones suman

Tienen tendencia a formar iones

positivos.

Tienen tendencia a formar iones

negativos.

Tab

la p

erió

dic

a


Tab

la p

erió

dic

a


PROPIEDADES PERIÓDICAS

Son propiedades que presentan los elementos químicos y que se repiten secuencialmente en la tabla periódica.

Radio atómico Potencial de ionización

Electronegatividad Afinidad electrónica

Carácter metálico Carácter oxidante o reductor

Principales propiedades periódicas

Todas las propiedades periódicas dependen de algún modo de la carga nuclear efectiva (Zef) y de la distancia del electrón al núcleo

Zef: es una medida de la atracción que el núcleo ejerce sobre los electrones es la carga que realmente siente el electrón como consecuencia de la presencia de electrones más internos y por tanto de su efecto apantallante sobre la carga real del núcleo Z

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7

RADIO ATÓMICO

Se define como radio atómico a la mitad de la distancia que existe

entre los centros de dos átomos que están en contacto.


Al descender

en un grupo

los electrones

se encuentran

en niveles

energéticos

mas elevados

Al desplazarnos en un periodo

aumenta la carga positiva en el

núcleo y se incrementa la

atracción de los electrones

Tab

la p

erió

dic

a


Disminuye al descender

en un grupo, porque

disminuye la atracción

nuclear dado que los

electrones estan mas lejos

Aumenta de izquierda

a derecha, porque

aumenta la carga

positiva nuclear

Tab

la p

erió

dic

a


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8

Tab

la p

erió

dic

a



AFINIDAD ELECTRÓNICA Es el cambio de energía que se desprende cuando un átomo gaseoso en su estado fundamental capta un electrón transformándose en un ion negativo. Se denomina «afinidad electrónica» porque mide la atracción, o afinidad, del átomo por el electrón añadido

ELECTRONEGATIVIDAD Es la tendencia que tiene un átomo a atraer los electrones de un enlace, es una medida relativa. Se emplea una escala propuesta por Pauling que considera al Cs como elemento de menor electronegatividad con un valor igual a 0,7 y al F como el más electronegativo con un valor de 4.

Enlace Químico

Enla

ce Q

uím

ico


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9

La mayoría de los elementos químicos se se

encuentran combinados con otros átomos .

Solo los gases nobles (Grupo VIIIA)

no se combinan con otros atomos

Los gases nobles son electronicamente estables!!!

Hay excepciones a esta regla de un gran número de sustancias, en las que no

ahondaremos.

Enla

ce Q

uím

ico


¿Cómo hacen los átomos para alcanzar esa configuración electrónica

estable?

Cediendo electrones

Enlace iónico

se da entre elementos de

electronegatividades muy diferentes

(metales y no metales)

Compartiendo electrones

Enlace covalente

se da entre elementos de

electronegatividades similares

(no metales)

En los metales el enlace que se establece se denomina metálico

Enla

ce Q

uím

ico


18/09/2015

10

Estructura de Lewis electrón punto

Cuando los átomos interactúan para formar un enlace químico, sólo entran en

contacto sus regiones más externas, los electrones de valencia de los

átomos. Para reconocer los electrones de valencia y asegurarse de que el

número total de electrones no cambia en una reacción química, los químicos

utilizan el sistema de puntos desarrollado por Lewis.

Un símbolo de electron-punto de Lewis consta del símbolo del elemento y un

punto por cada electrón de valencia de un átomo del elemento.

Enla

ce Q

uím

ico


Enlace iónico

Ejemplo: formación de cloruro de potasio

POTASIO (K), Z = 19 (metal) CLORO (Cl), Z=17 (no metal)

1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5

1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6

K + Cl K+ Cl -

Iones

El enlace iónico se da entre elementos con una gran diferencia de electronegatividad . Grupos 1 y 2 A con 3,4,5,6 y 7A

Enla

ce Q

uím

ico


18/09/2015

11

Enla

ce Q

uím

ico


Enlace covalente

Cumplen la regla de octeto es compartiendo electrones. Cada par de

electrones que se comparten es un enlace.

Ejemplo: formación de sulfuro de hidrogeno

HIDROGENO (H), Z = 1; 1s1

El Hidrógeno (Z=1), por su cercanía,

tenderá a tener la estructura electrónica

del He (Z=2)

AZUFRE (Cl), Z=16; 1s2 2s2 2p6 3s2 3p4

el azufre buscará la estructura electrónica

del argón

H He

S Ar

H S H H-S-H

Enla

ce Q

uím

ico


18/09/2015

12

Polaridad en moléculas covalentes. Momento dipolar

Enlaces Covalentes

Apolares Polares Los electrones compartidos

son igualmente atraídos por

ambos núcleos, la molécula

resultante no presenta

distribución apreciable de

cargas.

Los electrones de enlace son atraídos

de modo diferente por los dos

núcleos, la molécula presenta una

zona de carga negativa y una zona

cargada positivamente sobre el otro.

Se forma, entonces, un dipolo

Mapa de potencial electrostático

Elementos iguales, o con

la misma

electronegatividad

Enla

ce Q

uím

ico


Diferencia de electronegatividad y tipos de enlace

Diferencia de

electronegatividad

0 0.4 1.8 3.3

Tipo de

enlace Covalente

no polar

Covalente

polar Iónico

Enla

ce Q

uím

ico


18/09/2015

13

Qué un compuesto sea iónico o covalente…

¿influye sobre las propiedades físicas que presentan?

Los compuestos iónicos y covalentes exhiben marcadas

diferencias en sus propiedades físicas generales debido a

que sus enlaces son de distinta naturaleza.

Además del enlace químico existen otras fuerzas de

atracción que operan entre las moléculas y se llaman fuerzas

intermoleculares.

Enla

ce Q

uím

ico


Enla

ce Q

uím

ico


Fuerzas intermoleculares

Interacciones dipolo-dipolo y puente hidrógeno Las interacciones puente hidrógeno son las fuerzas intermoleculares más intensas que se establecen entre moléculas covalentes polares, lo que es un factor determinante en la formación y estructura de moléculas con función biológica, como las proteínas o el ADN

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14

Enla

ce Q

uím

ico


Fuerzas intermoleculares

Fuerzas de dispersión Se da en compuestos covalentes apolares, son fuerzas de atracción muy débiles

Son buenos conductores

de electricidad en

liquidos

Punto de fusión y

ebullición elevados

Solidos cristalinos

Solubles en solventes

polares

No conducen la

electricidad

Punto de fusion y

ebullicion bajos

Liquidos y gases

Solubles en solventes

apolares

COMPUESTOS IONICOS COMPUESTOS

COVALENTES

Liquidos y gases

Enla

ce Q

uím

ico


Compuestos covalentes vs compuestos iónicos

Actividades

1. Escribe el símbolo del elemento que tiene:

a) el radio atómico más grande del grupo 1A

b) el radio atómico más grande del periodo 4

c) el metal alcalino con mayor energía de ionización

d) la menor energía de ionización del grupo 2

2. Escribe el símbolo, número de grupo y distribución electrónica por niveles energéticos

de:

a) nitrógeno

b) sodio

c) azufre

d) boro

3. Indica cuál de los elementos Na, P, Cl o F:

a) Es un metal.

b) Tiene mayor radio atómico,

c) Tiene mayor energía de ionización,

d) Pierde más fácilmente un electrón.

e) Está en el grupo 7A (17), periodo 3.

4. Indica cuál de los elementos Mg, Ca, Br o K:

a) Es un gas noble.

b) Tiene menor radio atómico,

c) Tiene menor energía de ionización,

d) Necesita más energía para ceder un electrón,

e) Está en el grupo 2A, periodo 4.

5. Ordenar los átomos de los elementos siguientes según su electronegatividad.

a) Br, F, I y Cl en sentido creciente

b) Si, Mg, S y P en sentido decreciente.

c) Al, O, K y C en sentido creciente.

6. Indicar a cuál período y a cuál grupo pertenecen los elementos siguientes:

a) Z = 20

b) Z = 35

7. Dando el siguiente esquema de la Tabla Periódica en forma genérica, en la que las

letras no representan los símbolos de los elementos, encuadre la letra V si la proposición

es verdadera y la F si es falsa:

a) A y B son elementos no metálicos

b) N y E son elementos representativos

c) Z pertenece al quinto período

d) La electronegatividad de L es menor que la de N

e) C es un elemento del segundo grupo

f) Los elementos A, D, E, F y G pertenecen al primer período

8. Los elementos con símbolos genéricos V, W, X, Y y Z responden a las siguientes

características:

V: configuración electrónica 1s22s22p63s23p64s1

W: pertenece al 2do período grupo III A.

X: Z= 54

Y: configuración electrónica 1s22s22p63s23p5

Z: es un alcalino térreo del cuarto período.

Ordene V, W, Y y Z según el orden creciente de electronegatividad.

9. Escribe el símbolo y el nombre del elemento químico que se encuentra en el siguiente

grupo y periodo de la tabla periódica:

a) grupo 2A, periodo 3

b) grupo 7A, periodo 4

c) grupo 13, periodo 3

d) grupo 16, periodo 2

10. Escribe el nombre y número de periodo de los siguientes elementos:

a) potasio b) fósforo d) carbono e) neón

11. Indica el número de grupo de cada uno de los siguientes elementos de la tabla

periódica:

a) bromo b) argón c) potasio d) estroncio

12. Los siguientes elementos traza han demostrado ser cruciales en el funci)onamiento

del cuerpo humano. Indica si se trata de metales o de no metales.

a) zinc b) cobalto c) manganeso

d) yodo e) cobre f) selenio

13. ¿En qué grupo y periodo de la tabla periódica se encuentra un elemento cuyo Z es

33?

14. ¿En qué grupo y periodo se encuentra el elemento de símbolo químico Fe?

15. ¿Cuál es el número de electrones de valencia del elemento que se encuentra en el

periodo 2 grupo VIIIA?

16. ¿Cuántos electrones, protones y neutrones tiene un elemento que se encuentra en el

grupo VIIIA y período 4?

17. ¿Cuántos electrones tiene en su último nivel cualquier elemento que pertenezca al

grupo VIIA?

18. Los átomos de un elemento tienen 4 electrones en total. ¿En qué grupo y período se

encuentra ese elemento?

19. ¿Cuál es el número atómico de un elemento que se halla en el grupo VIIA, período 4?

20. Un elemento representativo X tiene un Z = 12 y otro elemento Y tiene un Z = 20,

¿pertenecen al mismo grupo?

21. Un elemento X tiene un Z = 11 y otro elemento Y un Z = 17. ¿Pertenecen al mismo

período?

22. ¿En qué grupo se encuentran los elementos que tienen 5 electrones en su último

nivel?

23. ¿Cuántos protones tienen los átomos de un elemento que se ubica en grupo VIA

período 4?

24. El Z de un elemento X es 16 ¿Cuál es el Z de otro elemento Y que se encuentra en el

mismo grupo inmediatamente debajo de X?

25. ¿En qué grupo y período se ubica un elemento cuyos átomos tienen 18 protones?

Diga cuál es su número de neutrones.

26. Determina el número de electrones que deben perder los átomos de los siguientes

elementos para alcanzar una configuración electrónica de tipo gas noble:

a) Li b) Mg c) Al d) Cs e) Ba

27. Determina el número de electrones que deben ganar los átomos de los siguientes

elementos para alcanzar una configuración electrónica de tipo gas noble:

a) Cl b) O c) N d) P e) I

28. Escribe el símbolo de los iones que tienen los siguientes números de protones y de

electrones:

a) 3 protones, 2 electrones b) 9 protones, 10 electrones

c) 12 protones, 10 electrones d) 26 protones, 23 electrones

e) 30 protones, 28 electrones

29. ¿Cuántos protones y electrones hay en los siguientes iones?

a) O22- b) K+ c) Br- d) S2- e)Sr2+

30. Escribe el símbolo de los iones de los siguientes elementos:

a) cloro b) potasio c) oxígeno d) aluminio

31. ¿Cuáles de los siguientes elementos forman compuestos iónicos al reaccionar entre

sí? Escriba las estructuras de Lewis correspondiente.

a) litio y cloro b) oxígeno y cloro c) potasio y oxígeno

d) sodio y neón e) sodio y magnesio

32. ¿Cuáles de los siguientes elementos forman compuestos iónicos al reaccionar entre

sí? Escriba las estructuras de Lewis correspondiente.

a) helio y oxígeno b) magnesio y cloro c) doro y bromo

d) potasio y azufre e) sodio y potasio

33. Escribir los símbolos de Lewis de los átomos siguientes: Na, C, He, Si, Ne, Ca, K, N,

Br, S, Mg, O, P y F.

34. Con los símbolos de puntos de Lewis muestre la transferencia de electrones entre los

siguientes átomos para formar cationes y aniones: a) Na y F, b) K y S, c) Ba y O, y d) Al y

N.

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Formulación y nomenclatura de compuestos inorgánicos. Compuestos binarios, ternarios y cuaternarios. Compuestos inorgánicos: Óxidos. Halogenuros. Hidróxidos. Ácidos. Sales.

Contenidos


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Formulación y nomenclatura de compuestos

inorgánicos.

Tanto para formular como para nombrar se ha utilizado

tradicionalmente dos concepto:

• valencia: capacidad que tiene un átomo de un elemento para

combinarse con los átomos de otros elementos y formar

compuestos.

• número de oxidación diferencia entre el número de electrones que

un átomo neutro tiene en su último nivel energético y el número de

electrones que tendría en un enlace químico,

Los nox de los elementos se encuentran tabulados en el reverso de

cualquier Tabla Periódica

Una vez conocidos los nox hay que tener en cuenta siempre que la

suma de los nox de todos los átomos en una molécula neutra es cero

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NOMENCLATURA: clasificación de compuestos inorgánicos

Compuestos Inorgánicos

Binarios Ternarios Cuaternarios

Con oxigeno

Con hidrogeno

óxidos

peróxidos

superóxidos

Hidruros metálicos

Hidruros no metálicos

Sales Binarias

Hidróxidos

Oxoácidos

Sales neutras

Sales acidas

Sales básicas


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NOMENCLATURA: Formulación de compuestos binarios

Compuestos Inorgánicos Binarios

Óxidos

Básicos Metal + Oxigeno

Me2Ox

(x = nro oxidación metal)

Ácidos No Metal + Oxigeno

NoMe2Ox

(x = nro oxidación no metal)

Hidruros

Metálicos Metal + Hidrogeno

MeHx


No Metálicos No Metal + Hidrogeno

HxNoMe

(x = nro oxidación no metal)

Hidruros no metálicos elementos de los grupos VIA y VIIA

HxNoMe(ac)

(x = menor nro oxidación no metal)

Pueden ser Hidrácidos en

solución acuosa o gases

Peróxidos

Sales Binarias

Metal + No Metal MeNoMex

(x = menor nro oxidación no metal)

elementos de los grupos VIA y VIIA

Metal (IA y IIA) + O2-

MeO2n

Metal (IA y IIA) + O22-

Me2O2n

Superóxidos

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Formulación y nomenclatura de compuestos

inorgánicos.

Prefijos y sufijos de la nomenclatura tradicional


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NOMENCLATURA: como nombrar compuestos

Compuestos Inorgánicos Binarios

Óxidos

Stock: «óxido» + nombre

del elemento (nº ox del

metal en nros romanos

entre paréntesis en caso

de más de un n° de ox)

Sistemática: prefijo «óxido»

+ prefijo-metal

Tradicional:

«óxido» de metal

(un solo nº ox)

«óxido» + metal - OSO

(menor nº de ox)

«óxido» + metal - ICO

(mayor nº de ox)

Sales Binarias

Stock: no metal + «uro» y

metal (nº ox. del metal en nros

romanos entre paréntesis en

caso de más de un n° de ox)

Tradicional : no metal + «uro»

de … metal (un solo nro ox)

no metal + «uro» y metal +

OSO (menor nº de ox)

no metal + uro y metal + ICO

(mayor nº de ox)

Peróxidos «peróxido» de …metal

Superóxidos «superoxido» de… metal

Hidruros

Metálicos y no metálicos Stock: «Hidruro» + nombre

del metal (nº ox del metal

en nros romanos entre

paréntesis en caso de

más de un n° de ox)

Sistemática: Prefijo -

Hidruro + prefijo - nombre

del metal

Tradicional:

“Hidruro” de metal

(Un solo numero ox)

“Hidruro” + metal + OSO

(menor nº de ox)

“Hidruro” + metal + ICO

(mayor nº de ox)

Hidruros no metálicos (Grupos VIA y VIIA)

Hidrácidos (en agua): «Ácido» + no metal + «hídrico»

Gases: No metal + «uro» de hidrogeno

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Compuestos Inorgánicos Ternarios

Hidróxidos

Oxido básico + agua Metal + Oxhidrilo

Me(OH)x


Oxoácidos

Oxido ácido + agua Hidrogeno No metal Oxigeno

HxNoMeOy

(x = 2 para no metal con nro ox par)

(x = 1 para no metal con nro ox impar)

y= (nro ox no metal + x)/2

Oxosales Neutras

Hidróxido + oxoácido Metal + No Metal + Oxigeno

Mex(NoMeOy)z

(x = nro hidrógenos reemplazados en el oxácido)

(z= nro ox del metal)

Sales Binarias Acidas

Hidróxido + oxoácido Metal Hidrogeno No metal

Me(HNoMeOy)z


Solo para no metales del grupo VIA

NOMENCLATURA: Formulación de compuestos ternarios


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Compuestos Inorgánicos Ternarios

Hidróxidos

Stock: «Hidróxido» + metal (nº ox del

metal en nros romanos entre

paréntesis en caso de más de uno)

Sistemática: Prefijo - Hidróxido +

metal

Tradicional: Hidroxido de … metal

(un solo nro ox) Hidróxido y metal

«OSO» (menor nº de ox)

Hidróxido y metal «ICO» (mayor nº

de ox)

Oxoácidos

Tradicional: «ácido» y nombre de no

metal con terminación OSO (menor n°

de ox.) e ICO (mayor n° de ox o en

caso de tener un solo nro ox.)

Oxosales Neutras

* No metal «ITO» (menor n° ox) de metal +

«OSO» (menor n° ox) ó «ICO» (mayor n° ox)

* No metal + «ATO» (mayor n° ox) + metal +

OSO (menor n° oxid.) ó ICO (mayor n° oxid.)

Sales Binarias Acidas

no metal - uro + ácido + metal - oso

no metal - uro + ácido + metal - ico


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Compuestos Inorgánicos Cuaternarios

Oxosales Acidas

Oxosales Básicas


(MeOH)x(NoMeOy)z


(z= nro oxhidrilos reemplazados en la base


Mex(HNoMeOy)z



SOLO PARA OXOACIDOS CON DOS O MAS HIDROGENOS

NOMENCLATURA: Formulación de compuestos ternarios


No

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Compuestos Inorgánicos Cuaternarios

Oxosales Acidas

Oxosales Básicas


* No metal «ITO» (menor n° ox) ACIDO de metal + «OSO» (menor n° ox) ó «ICO» (mayor n° ox)

* No metal «ATO» (mayor n° ox) ACIDO de metal + OSO (menor n° ox) ó «ICO» (mayor n° ox)

* No metal «ITO» (menor n° ox) BASICO de metal + «OSO» (menor n° ox) ó «ICO» (mayor n° ox)

* No metal «ATO» (mayor n° ox) BASICO de metal + «OSO» (menor n° ox) ó «ICO» (mayor n° ox)

Actividades

1. Escriba el nombre de los siguientes compuestos:

a) HBr(g) b) Fe(lO4)3 c) Ca(OH)2 d) Na(NO2) e) Ca(HSO3)2

f) HClO3 g) Au(OH) h) Li2CO3 i) HNO3 j) CuCl

k) HgSO4 l) H2Cr2O7 ll) HCl(ac) n)Na(HCO3) ñ)Mn(OH)2

o) Hl(ac) p) Al(PO3)3 q) CaF2 r) Cr(OH)3 s) CoH

2. Escriba la fórmula de los siguientes compuestos

a) ácido hipoiodoso b) bromuro de hidrogeno

c) cloruro ferrico d) ácido manganico

e) hidróxido cuprico f) hidróxido plumbico

g) pirofosfato tríacido de sodio h) ácido ortofosforico

i) hipoclorito de berilio j) ácido periódico

k) Ácido clorhídrico l) Bromuro de litio

ll) hidróxido cobáltico m) Hidruro cúprico

ñ) Ioduro cobaltico o) Sulfato acido de calcio

p) Hidruro de bario q) Nitrito de Plata

r) metano s) Bromuro áurico

3. Formular o Nombrar (de una sola forma) según corresponda, las siguientes especies

químicas:

Formular Nombrar

1. Cloruro de nitrógeno (III) 1. CuCl2

2. Hidróxido de calcio 2. Na(ClO3)

3. Peróxido de litio 3. H2SO4

4. Óxido de hierro (II) 4. K2(MnO4)

5. Sulfuro de sodio 5. HClO4

6. Hidróxido de plomo (II) 6. Li2(CO3)

7. Peróxido de potasio 7. H3PO4

8. Hidróxido de plata 8. CaI2

9. Óxido de estaño (IV) 9. NH4(ClO4)

10. Hidróxido de aluminio 10. Na(HSO4)

11. Sulfuro de bario 11. K(HSO3)

12. Óxido de plata 12. PH5

13. Hidróxido de sodio 13. H2O2

14. Sulfuro de hidrógeno 14. HNO2

15. Óxido de plomo (IV) 15. K2O2

16. Hidróxido de cobre (II) 16. Li(H2PO4)

17. Cloruro de níquel (II) 17. FeCl3

18. Peróxido de bario 18. Na(MnO4)

19. Hidruro de fósforo (III) 19. CaF2

20. Hidróxido de potasio 20. Na(HCO3)

21. Ácido clórico 21. (AlOH)SO3

22. Permanganato sódico 22. Na4(P2O7)

23. Hidruro de potasio 23. Fe2O3

24. Peróxido de cobre (I) 24. Li(HCO3)

25. Ácido crómico 25. Mg(NO3)2

26. Sulfato de aluminio 26. Li2O

27. Hidruro de magnesio 27. FeS

28. Hidróxido de bario 28. Na2(HPO4)

29. Clorato potásico 29. PbS

30. Óxido de bario 30. K(HSO3)

31. Cloruro de plata 31. CuO2

32. Hidruro de estroncio 32. Na(H2PO4)

33. Hidróxido de plomo (IV) 33. H2CrO4

34. Perclorato de potasio 34. Hg(CO3)

35. Ioduro de cobre(I) 35. HNO3

36. Óxido de sodio 36. H2MnO4

37. Sulfuro de hierro(III) 37. BaO2

38. Sulfito ferroso 38. PCl3

39. Hidróxido de hierro (II) 39. CuH2

40. Cloruro de magnesio 40. Na(H2PO3)

41. Ácido mangánico 41. PI5

42. Bromuro de fósforo (III) 42. CuI

43. Bicarbonato de litio 43. CaO2

44. nitrato de mercurio(II) 44. KBr

45. Cromato de plata 45. Fe2(SO4)3

46. Ácido ortofosfórico 46. NO2

47. Carbonato de bario 47. SrO2

48. Hidróxido de mercurio (II) 48. Cu(OH)2

49. Ácido manganoso 49. HClO

50. Carbonato potásico 50. Ag(BO2)

51. Trihidruro de antimonio 51. Li2(HPO3)

52. Permanganato de calcio 52. Li2(SO3)

53. Clorato de amonio 53. BaO

54. Hidróxido de calcio 54. K2(Cr2O7)

55. Bromuro de plata 55. Pb(BrO3)2

56. Cloruro mercurioso 56. Ca(HCO3)2

57. Fosfito diácido de sodio 57. NaOH

58. Perclorato de potasio 58. H2SO3

59. Fosfina 59. Fe(IO3)2

60. Óxido de hierro (III) 60. Fe(OH)2

61. Ácido crómico 61. K(ClO3)

62. Ácido hipoyodoso 62. HIO

63. Ácido ortofosfórico 63. FeO

64. Oxido de platino (IV) 64. CaBr2

65. Ácido bromhídrico 65. Ag2S

66. Carbonato potásico 66. Ni2O3

67. Bromuro de potasio 67. HNO3

68. Ácido sulfuroso 68. HNO2

69. Sulfato férrico 69. H3PO4

70. Dihidruro de cobre 70. Cu2O

71. Óxido de cromo (III) 71. Na(MnO4)

72. Ácido mangánico 72. Hg(NO3)2

73. Heptóxido de dimanganeso 73. MgCl2

74. Ácido hipocloroso 74. H2MnO4

75. Nitrito de hierro (II) 75. H2SiO3

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Reacción química. Ecuación química. Tipos de reacciones químicas. Reacciones redox. Energía de la reacciones químicas

Contenidos

Curso de Nivelación Ingreso Medicina 2016 – FCM – UNSE QUÍMICA Curso de Nivelación Ingreso Medicina 2016 – FCM – UNSE QUÍMICA

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CAMBIOS QUÍMICOS

Constantemente observamos cómo en la naturaleza y en nuestra vida cotidiana se producen cambios. Un charco se seca, un cubo de hielo se derrite, un trozo de hierro se oxida con el tiempo, los alimentos cambian al ser cocinados, las plantas y los animales crecen, etc.

Cambios físicos

Las sustancias siguen siendo las mismas

Cambios químicos

Las sustancias se transforman en otra u otras sustancias

REACCIONES QUÍMICAS


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es

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REACCIONES QUÍMICAS

Reacciones Químicas

Por su sentido

Por su velocidad

Por su energía

Transformación

Irreversibles

Reversibles Endotérmica

Exotérmica

Descomposición

Doble sustitución Sustitución simple

Síntesis

Lentas

Rápidas

Partícula intercambiada

Redox Ácid-base

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ECUACIONES QUÍMICAS

Las representaciones simbólica de las reacciones se llaman

ECUACIONES QUÍMICAS

Una reacción química es todo proceso químico en el cual una o más sustancias (llamadas REACTIVOS) se transforman en otras sustancias llamadas PORDUCTOS

(ac) (ac) (s) (g)

REACTIVOS PRODUCTOS

A + B C + D


Re

acci

on

es

qu

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AJUSTE DE ECUACIONES QUÍMICAS

En los procesos químicos el número de átomos de cada elemento que aparece en los reactivos debe ser igual al número de átomos del mismo en los productos (Ley de la conservación de la materia). Cuando se produce esta situación decimos que la ecuación está ajustada o balanceada.

Si una ecuación química no está balanceada, lo primero que se debe hacer antes de realizar ningún cálculo a partir de ella es ajustarla. Para ello se colocan delante de la fórmula de cada compuesto un coeficiente apropiado, llamados coeficientes estequiométricos.

(ac) (ac) (s) (g)aA + bB cC + dD

4( ) 2( ) 2( ) 2 ( )g g g gCH O CO H O

4( ) 2( ) 2( ) 2 ( )2 2g g g gCH O CO H O

Ec. NO balanceada

Ec. balanceada

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Reacciones de oxido reducción


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Las reacciones de oxidación reducción (reacciones redox)

son transformaciones químicas de gran importancia practica,

ya que estudian fenómenos como la combustión de muchas

sustancias, la oxidación de los metales y los procesos de

producción de energía a partir de las pilas.

Asimismo, las reacciones redox tienen especial importancia en

el metabolismo de los seres vivos.

* La respiración celular y la fotosíntesis, por ejemplo, son rutas

metabólicas que transcurren gracias a este tipo de

reacciones.


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Que son las reacciones redox???

Reacciones donde los átomos experimentan cambios del número de

oxidación

Fe(s) + Cl2(g) FeCl3(s) 0 +3

0 -1

Todos los elementos en su

estado fundamental tienen nox = 0


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REACCIONES ÓXIDO-REDUCCIÓN

Reacciones donde los átomos experimentan cambios del número de

oxidación

Aumento algebraico del número de oxidación pérdida, real o

aparente, de electrones

oxidación

disminución algebraico del número de oxidación ganancia, real o

aparente, de electrones

reducción

Los electrones no se crean ni se destruyen en las reacciones químicas, por lo que la oxidación y la reducción siempre se producen simultáneamente en las reacciones químicas y en un mismo grado.

Fe(s) + Cl2(g) FeCl3(s) 0 +3

0 -1

Todos los elementos en su

estado fundamental tienen nox = 0


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REACCIONES ÓXIDO-REDUCCIÓN

Los electrones no se crean ni se destruyen en las reacciones químicas, por lo que la oxidación y la reducción siempre se producen simultáneamente en las reacciones químicas y en un mismo grado.


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Fe(s) + Cl2(g) FeCl3(s) 0 +3

0 -1

oxidación

reducción

Se denominan agentes oxidantes a las especies que

ganan, real o aparentemente, electrones, o sea se reducen,

mientras que los agentes reductores son las especies que

pierden electrones, o sea, se oxidan.

El Cl es el agente oxidante El Fe es el agente reductor

Reacciones redox: ecuaciones


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Semirreacciones • Durante una reacción redox, el producto formado es el resultado

final de la transferencia de electrones . La reacción puede entonces

dividirse en dos «semirreacciones»:

• Semirreacciones de reducción y semirreaccion de oxidación: cada

una de las dos partes en que se separa una reacción redox y en las

que se aíslan la reducción (ganancia de e-) y la oxidación (pérdida

de e-)

Reacción redox global

semirreacción de reducción

semirreacción de oxidación

Fe(s) + Cl2(g) FeCl3(s)

Fe(s) Fe3+ + 3 e-

Cl2(g) +2 e- 2 Cl-


Rea

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En las siguientes reacciones, identifica el reactivo que se oxida y el

que se reduce:

a) Zn(s)+ Cl2(g) ZnCl2(s)

b) Cl2(g) + 2NaBr 2NaCl+ Br2(g)

c) 2 PbO(s) 2 Pb(s) + O2(g)

d) 2 Li(s)+ F2(g) 2LiF(s)

e) Cl2(g) + 2 KI 2 KCl + I2(g)

c) Fe(s) + CuSO4 FeSO4 + Cu(s)


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Número de Oxidación: reglas para determinarlos a) El número de oxidación de las sustancias simples es cero.

Cuando los elementos forman moléculas, los electrones son compartidos por

igual por los átomos enlazados, sin producirse, en ninguno de ellos, una carga

neta. Por ejemplo, H2, O2, F2, N2, Cl2, etc.

b) El número de oxidación del Oxígeno combinado es 2-; en los peróxidos

es 1-; en sus compuestos con el Flúor es 2+ ó 1+.

La razón es la gran electronegatividad del oxígeno que atrae siempre los

electrones de los enlaces hacia sí cargándose negativamente y produciendo una

polaridad positiva en los átomos enlazados, a excepción del flúor, que por ser el

elemento más electronegativo, atrae hacia sí los electrones del enlace, dejando

con polaridad positiva al oxígeno.

c) El número de oxidación del ion hidrógeno es siempre 1+: a excepción de

los hidruros iónicos, en los que es 1-.

Esto se debe a la electronegatividad del hidrógeno, la cual es pequeña, pero

mayor a la de los metales, y en sus combinaciones con algunos de ellos adquiere

polaridad negativa.

d) El número de oxidación de los metales alcalinos es siempre 1+ y el de

los metales alcalinos-térreos siempre 2+: el resto de los metales tienen

números de oxidación positivos y de igual valor a la valencia con que

actúan.


Rea

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Número de Oxidación: reglas para determinarlos

e) El número de oxidación de los halógenos es 1- cuando se combinan con

el hidrógeno ó con los metales, y positivo (excepto en el Flúor) cuando lo

hace con el oxígeno.

La causa es la gran electronegatividad de ellos, superior a la de todos los demás

elementos, aunque inferior a la del oxígeno, salvo en el caso del flúor que

siempre tiene estado de oxidación 1- por ser el elemento más electronegativo.

f) El número de oxidación de un ion es igual a la carga del mismo.

g) La suma de los números de oxidación de los átomos que forman un

compuesto neutro es siempre cero, y la de los átomos que forman parte de

una especie cargada es igual a dicha carga.

Encontrar, en un compuesto determinado, el estado de oxidación de

cada elemento y, por lo tanto, facilita la identificación del mismo.

Determinar en qué momento una reacción química es de óxido-

reducción, pues en este tipo de reacciones, como ya se estableció, el

estado de oxidación de algunos elementos se modifica.


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Método de Igualación del Ion Electrón

Reglas de aplicación del método del Ion-Electrón

1. Identificar las especies químicas que modifican sus números de

oxidación.

2. Se escribe y se balancean la semirreacción correspondiente a la

reducción y a la oxidación. El ajuste de las ecuaciones se realiza no solo

con respecto al número y clase de átomos, sino también, eléctricamente,

es decir, que la carga eléctrica total, debe ser la misma en ambos

miembros de la ecuación. Para ello, se agrega, en el lado

correspondiente de la ecuación, el número de electrones necesarios.

3. Se observa si en la reacción están presentes ácidos o bases. Si se

encuentran ácidos se aplica el método ácido, si hay bases, el método

básico.

4. Si se aplica el método ácido se agregan moléculas de agua del lado

de donde faltan oxígeno y se balancea con protones del lado opuesto.

5. Si se aplica el método básico se agregan moléculas de agua del lado

de donde sobran oxígeno y se balancea con oxhidrilos del lado opuesto.

¿Cómo balancear estas ecuaciones?


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Método de Igualación del Ion Electrón

Reglas de aplicación del método del Ion-Electrón

6. Se multiplica cada semirreacción por el número de electrones

puestos en juego en la otra.

7. Se suman las ecuaciones parciales y se simplifican las sustancias que

aparecen en ambos miembros de la ecuación. Lo propio se hace con

los electrones.

8. Se puede agregar H2O, H+ u OH- donde sea necesario, ya que los

procesos redox se realizan en solución acuosa.

¿Cómo balancear estas ecuaciones?


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x 3 ( )

x 5 ( )

Ejemplo 1: Igualar la siguiente ecuación, empleando el método del ion-

electrón (método ácido):

HNO3+ P + H2O ⇆ NO + H3PO4 +1 +5 -6 0 +2 -2 +2 -2 +3 +5 -8

NO3- + 4 H+ + 3 e- NO + 2 H2O

P + 4 H2O PO43- + 8 H+ + 5 e-

Medio acido

5 NO3- + 3 P + 20 H+ + 12 H2O +15 e- 5NO + 3 PO4

3- +10 H2O + 24 H+ +15 e-

2 H2O 4 H+

5 NO3- + 3 P + 2 H2O 5 NO + 3 PO4

3- + 4 H+


5 HNO3+ 3 P + 2 H2O ⇆ 5 NO + 3 H3PO4

5 NO3- + 3 P + 2 H2O 5 NO + 3 PO4

3- + 4 H+


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x 6( )

x 3 ( )

Ejemplo 2: Igualar la siguiente ecuación, empleando el método del ion-

electrón (método ácido):

NaClO3+ CrCl3 + Na(OH) ⇆ NaCl + Na2CrO4 + H2O

+1 +5 -6 +3 -3 +1 -1 +1 -1 +2 +6 -8 +2 -2

ClO3- + 3 H2O + 6 e- Cl- + 6 OH-

Cr3+ + 8 OH- CrO42- + 4 H2O+ 3e-

Medio básico

2

1

ClO3- + 2 Cr+3 + 16 OH- + 3 H2O +6 e- Cl- + 6 OH- + 2 CrO4

2- +8 H2O + 6 e-

10 OH- 5 H2O

NaClO3+ 2 CrCl3 + 10 Na(OH) ⇆ 7 NaCl + 2 Na2CrO4 + 5 H2O Curso de Nivelación Ingreso Medicina 2016 – FCM – UNSE QUÍMICA


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CONCEPTOS BÁSICOS

La termodinámica es el estudio de los intercambios energéticos que acompañan a los cambios físico-químicos. Al estudiar un intercambio de energía entre un sistema y su entorno, se puede predecir en qué sentido puedo ocurrir el cambio, químico o físico. En una transformación química se rompen algunos enlaces de los reactivos y se forman otros nuevos para dar lugar a los productos. Esa energía que hay que suministrar para romper las uniones entre átomos se denomina energía de enlace. La energía de enlace es una medida de la energía química de las sustancias.

Term

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Term

od

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ENERGÍA DE LAS REACCIONES

Desde el punto de vista energético hay dos tipos de reacciones

químicas:

•Reacciones exotérmicas: cuando la energía química de los

productos es menor que la de los reactivos y este exceso se

manifiesta como una liberación de energía.

•Reacciones endotérmicas: cuando la energía química de los

productos es mayor que la de los reactivos, y es necesaria una

aportación energética externa para que la reacción tenga lugar.

La energía intercambiada con el entorno en forma de calor se

denomina calor de reacción.

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Term

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FUNCIÓN DE ESTADO

Existen dos funciones de estados (dependen solo de los estados iniciales y finales) termodinámicas que se utilizan para predecir lo que ocurrirá en una reacción:

G: Energía libre de Gibbs H: Entalpía

La entalpia H es el calor que se transfiere durante una reacción química, a presión y volumen constante. La energía libre G es la energía disponible para realizar trabajo. Este parámetro permite determinar la espontaneidad de una reacción

Reactivos Productos


Term

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CONCEPTOS BÁSICOS

G < 0 reacción exergónica. Termodinámicamente favorables, la energía liberada puede utilizarse para realizar un trabajo.

G > 0 reacción endergónica. Termodinámicamente desfavorables (debe realizarse trabajo).

G = 0 reacción en equilibrio. H < 0 reacción exotérmica (calor cedido por el sistema durante la reacción).

H > 0 reacción endotérmica (calor absorbido durante la reacción)

Actividades

1. Balancee las siguientes ecuaciones proporcionando los coeficientes que faltan:

a) ….. Fe(s) + ….. O2(g) ….. Fe2O3 (s)

b) ….. C2H4(g) + ….. O2(g) ….. CO2(g) +….. H2O(g)

c) ….. Al(s) + ….. HCl(ac) AlCl3(s) +….. H2(g)

2. Balancee las siguientes ecuaciones:

a) CO(g) + O2(g) CO2(g)

b) N2O5(g) + H2O(l) HNO3(ac)

c) CH4(g) + Cl2(g) CCl4(l) + HCl(g)

d) AuC3(s) + H2O(l) Al(OH)3(s) + CH4(g)

e) C5H10O2(/) + O2(g) CO2(g) + H2O(g)

f) Fe(OH)3(s) + H2SO4(ac) Fe2(SO4)3(ac) + H2O(/)

g) Mg3N2(s) + H2SO4(ac) MgSO4(ac) + (NH4)2SO4(ac)

3. Balancee las siguientes ecuaciones:

a) Li(s) + N2(g) Li3N(s)

b) La2O3(s) + H2O(/) La(OH)3(ac)

c) NH4NO3(s) N2(g) + O2(g) + H2O(g)

d) Ca3P2(s) + H2O(l) Ca(OH)2(ac) + PH3(g)

e) Ca(OH)2(ac) + H3PO4(ac) Ca3(PO4)2(s) + H2O(l)

(f) AgNO3(ac) + Na2SO4(ac) Ag2SO4(s) + NaNO3(ac)

(g) CH3NH2(g) + O2(g) CO2(g) + H2O(g) + N2(g)

4. Iguala las siguientes semi-reacciones:

a) MnO4- Mn+2

b) Cr2O72- Cr+3

c) BrO3- Br-

d) H2O2 H2O

e) NO3- NH4

+

f) H2O2 O2

g) NO2- NO3

-

h) I2 IO3-

i) CH3CH2OH CH3COOH

j) Cr+3 CrO42-

k) CN- CNO-

l) S2O32- S4O6

2-

ll) H2C2O4 CO2

m) S2O82- SO4

2-

ñ) NO3- NH2OH

o) NO3- NO

p) NO3- NO2

5. Escriba las ecuaciones químicas balanceadas que correspondan con cada una de las

descripciones siguientes:

a) El carburo de calcio sólido, CaC2 reacciona con agua para formar una disolución

acuosa de hidróxido de calcio y gas acetileno, C2H2.

b) Cuando se calienta el clorato de potasio sólido, se descompone para formar cloruro de

potasio sólido y gas oxígeno.

c) El zinc metálico sólido reacciona con ácido sulfúrico para forma gas hidrógeno y una

disolución acuosa de sulfato de zinc.

d) Cuando al agua se le agrega tricloruro de fósforo líquido, reacciona para formar ácido

fosforoso acuoso, y ácido clorhídrico líquido.

e) Cuando el sulfuro de hidrógeno gaseoso se pasa a través de un hidróxido de hierro(III)

sólido caliente, la reacción que resulta produce sulfuro de hierro(III) sólido y vapor de

agua.

6. Escriba las ecuaciones químicas balanceadas que correspondan con cada una de las

siguientes descripciones:

a) Cuando el trióxido de azufre gaseoso reacciona con agua, se forma una disolución de

ácido sulfúrico.

b) El sulfuro de boro, reacciona de manera violenta con agua para formar ácido bórico y

sulfuro de hidrógeno gaseoso.

c) Cuando una disolución acuosa de nitrato de plomo (II) se mezcla con una disolución

acuosa de yoduro de sodio, se forma una disolución acuosa de nitrato de sodio y un

sólido amarillo, yoduro de sodio.

d) Cuando el nitrato de mercurio (II) sólido se calienta, se descompone para formar óxido

de mercurio (II) sólido, dióxido de nitrógeno gaseoso y oxígeno.

e) El metal cobre reacciona con una disolución caliente y concentrada de ácido sulfúrico

para formar sulfato de cobre(II) acuoso, dióxido de sulfuro gaseoso y agua.

7. El permanganato potásico, en medio ácido es capaz de oxidar al sulfuro de hidrógeno

a azufre elemental y el permanganato pasa a ion manganeso (II). Ajuste la reacción de

oxidación-reducción, póngala en forma molecular e indique el oxidante, el reductor, la

especie que se oxida y la especie que se reduce.

8. En la reacción de un mol de carbono sólido con oxígeno gas, la energía del producto

dióxido de carbono es 94 kcal menor que la energía de los reactivos, responda:

a) La reacción ¿es exotérmica o endotérmica?

b) Escribir la reacción ajustada para la reacción, incluyendo el calor de la reacción.

9. Cuando reaccionan dos moles de etanol líquido (C2H5OH) con oxígeno gaseoso (O2),

los productos son dióxido de carbono, agua y 326 kcal de calor. Escribe la ecuación

ajustada incluyendo el calor de la reacción.

10. Clasifica las siguientes reacciones como exotermicas o endotérmicas:

a) Se desprenden 125 kcal.

b) En el diagrama de energía, el nivel energético de los productos es más elevado que el

de los reactivos,

c) El metabolismo de la glucosa en el cuerpo humano proporciona energía.

11. Clasifica las siguientes reacciones como exotérmicas o endotérmicas:

a) En el diagrama de energía, el nivel energético de los productos es más bajo que el de

los reactivos,

b) La síntesis de proteínas en el cuerpo humano requiere energía,

c) Se absorben 30 kcal.


a) Gas ardiendo en un mechero Bunsen

CH4(g)+ 2 O2(g) CO2(g) + 2 H2O(g)+ 213 kcal

b) Deshidratadón de la cal apagada:

Ca(OH)2(s) + 15,6 kcal CaO(s) + H2O(g)

c) Formación de óxido de aluminio y hierro a partir de aluminio y óxido de hierro:

2 Al(s) + Fe2O3(s) Al2O3(s) + 2 Fe + 204 kcal


a) La combustión del propano:

C3H8(g)+ 5 O2(g) 3 CO2(g) + 4H2O(g) + 531 kcal

b) La formación de la sal de mesa:

2 Na(s) + Cl2(g) 2NaCl(s) + 196 kcal

c) La descomposición del pentacloruro de fósforo:

PCl5(s) + 16 kcal PCl3(s) + Cl2(g)

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Estequiometría. Reactivo limitante, pureza de los reactivos, rendimiento de una reacción química.

Contenidos


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Elemento Sustancia simple conformada por átomos que poseen el mismo número atómico. También se da el nombre de elemento a los átomos de la tabla periódica

Átomo Mínima porción de materia que posee aún las propiedades del elemento.

Compuesto Sustancia pura conformada por dos o más elementos unidos íntimamente, es decir los átomos que lo conforman son diferentes.

Molécula Es la menor porción de sustancia pura (simple o compuesta) que puede existir en estado libre, conservando las propiedades de esa sustancia. También puede definirse como un conjunto neutro de átomos que se comporta como una unidad.

Fórmula Es la representación gráfica de un compuesto. La fórmula de una sustancia indica su composición química.

Atomicidad Se llama así al número de átomos que forman la molécula de una sustancia pura.


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CONCEPTOS BÁSICOS


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MASAS ATÓMICAS

Las masas de los átomos son extremadamente pequeñas

la masa de un átomo de plomo es de 3,53×10-26 kg !!!

¿Dónde encontrar una unidad de masa que sea acorde con las dimensiones del átomo?

en el propio mundo de los átomos

Masa del átomo de carbono = 12 unidades

1/12 de la masa del átomo de carbono

= 1 u.m.a.

unidad de masa atómica (u.m.a.) la doceava parte del isótopo de 12C. Lo que equivale a 1,66×10-27 kg.

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MASAS ATÓMICAS

Masa atómica relativa (PESOS ATOMICOS) Cociente que resulta de dividir la masa de un átomo de un elemento

entre la doceava parte de la masa del isótopo de 12C. Corresponde a la

masa de un atomo en uma. Su valor se encuentra en la tabla periódica. Ej: el átomo de H tiene una masa atómica de 1,01 uma, el Nitrógeno:

14,01 uma

MASA MOLECULAR (PESO MOLECULAR)

Es la suma de las masas atómicas relativas de todos los átomos que

conforman una molécula. Se expresan en unidades de masa atómica.

Por ejemplo, el PM del agua, H2O:

2×1.0 uma + 1×16.0 uma = 18.0 uma.

MASA FÓRMULA (PESO FORMULA)

Es la suma de las masas atómicas de todos los átomos en una unidad

formular del compuesto, sea molecular o no. Por ejemplo, el cloruro de

sodio, NaCl, tiene un peso fórmula de 58.44 uma.


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MASAS ATÓMICAS

La uma es una escala relativa, pero ¿existen

balanzas que pesan en umas?

MOL

Se define como la cantidad de una

sustancia dada que contiene tantas

moléculas o unidades elementales

como el número de átomos

contenidos en exactamente 12 g de 12C. El número de átomos en una

muestra de 12 g de 12C, se llama

número de Avogadro (NA) y tiene un

valor de 6.02×1023.

602200000000000000000000!!!!

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MASAS ATÓMICAS


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MASAS ATÓMICAS

ÁTOMO-GRAMO o MASA MOLAR DE UN ELEMENTO Masa que contiene un mol de átomos. Su valor numérico es igual a la

masa atómica expresada en gramos.

Ej: la masa atómica del sodio (Na) es de 22.99 uma y su masa molar

es de 22.99 g, o sea que 6,02 x 1023 atomos de sodio pesan 22,99 g.

La masa atómica del fósforo es de 30.97 uma y su masa molar es de

30.97 g, sea que 6,02 x 1023 atomos de fosforo pesan 30,97 g

MOLECULA-GRAMO o MASA MOLAR DE UNA MOLECULA O FORMULA Masa que contiene un mol de molecula o unidad formula. Su valor

numérico es igual a la suma de las masa molares de los elementos.

Ej: la masa molar del agua o su peso molecular en gramos

corresponde a 18 g o sea la suma de las masas atomica del H y el O

expresada en gramos.

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MASAS ATÓMICAS

VOLUMEN MOLAR

La Ley de Avogadro enuncia que un mol de cualquier gas en las

mismas condiciones de presión y temperatura ocupa el mismo

volumen, independientemente del tipo de gas. En condiciones

normales de presión y temperatura (CNPT) el volumen corresponde a

22.4 L. Las condiciones normales son: temperatura de 0°C (273 K) y

presión de 1 atm (760 mmHg).


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ESTEQUIOMETRÍA DE LA MOLÉCULA

¿Cuántos moles hay en 24.5 g de ácido sulfúrico (H2SO4)? La masa molar del H2SO4 es 98g/mol, por lo tanto:

2 42 4

24.5 H SO0.25 deH SO

98 /

gmol

g mol

98 g H2SO4 ------------- 1 mol 24.5 g H2SO4 ----------- x = 0.25 mol

1 mol de átomos de X = 1 átomo-gramo = 6.02×1023 átomos de X = PA en g

1 mol de moléculas de AB = 6.02×1023 moléculas de AB = M o PM en g = 22.4 L (gas en CNPT)

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COMPOSICIÓN CENTESIMAL

Indica el porcentaje en masa de cada elemento que forma parte de un compuesto.

Ejemplo

Calcular la composición centesimal del KClO3

(Datos K = 39g; Cl = 35.5g; O = 16g) PFKClO3 = 1×39g + 1×35,5g + 3×16g = 122,5 g

nº átomos del elemento peso atómico del elemento% ELEMENTO = 100

Masa molecular del compuesto

1 39% K = 100 = 31,84 %

122,5

1 35,5% Cl = 100 = 28,98 %

122,5

3 16% O = 100 = 39,18 %

122,5


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FORMULA MÍNIMA Y MOLECULAR

La fórmula mínima (o empírica) expresa la relación más simple del número de átomos en una sustancia. Puede coincidir o no con la fórmula molecular, que indica el número real de átomos presentes en la molécula.

AGUA Fórmula Molecular = Fórmula Mínima H2O

ETANO Fórmula Molecular C2H6 Fórmula Mínima CH3

Un compuesto está formado por C = 70,02% ,H = 3,36%, O = 26,64%. PM = 240,2 1) Calcular el número relativo de átomos que hay de cada elemento.

Para C: 70,02 / 12 = 5,835 5,835 / 1,665 3,5 Para H: 3,36 / 1 = 3,36 3,36 / 1,665 2 Para O: 26,64 / 16 = 1,665 1,665 / 1,665 = 1

SUBÍNDICES DE LA

FÓRMULA MÍNIMA

FÓRMULA MÍNIMA C7H4O2

2) Calcular la fórmula molecular PM C7H4O2 = 120 g n = 240,2 / 120 2

FÓRMULA MOLECULAR = (FÓRMULA MÍNIMA)n (C7H4O2)2 = C14H8O4

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FORMULA MÍNIMA Y MOLECULAR

La fórmula mínima (o empírica) expresa la relación más simple del número de átomos en una sustancia. Puede coincidir o no con la fórmula molecular, que indica el número real de átomos presentes en la molécula.

AGUA Fórmula Molecular = Fórmula Mínima H2O

ETANO Fórmula Molecular C2H6 Fórmula Mínima CH3

Un compuesto está formado por C = 70,02% ,H = 3,36%, O = 26,64%. PM = 240,2 1) Calcular el número relativo de átomos que hay de cada elemento.

Para C: 70,02 / 12 = 5,835 5,835 / 1,665 3,5 Para H: 3,36 / 1 = 3,36 3,36 / 1,665 2 Para O: 26,64 / 16 = 1,665 1,665 / 1,665 = 1

SUBÍNDICES DE LA

FÓRMULA MÍNIMA

FÓRMULA MÍNIMA C7H4O2

2) Calcular la fórmula molecular PM C7H4O2 = 120 g n = 240,2 / 120 2

FÓRMULA MOLECULAR = (FÓRMULA MÍNIMA)n (C7H4O2)2 = C14H8O4

La estequiometría es la parte de la química que estudia las relaciones (en masa, en moles, en volumen) existentes entre las distintas sustancias que intervienen en una reacción química.


Re

acci

on

es

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ESTEQUIOMETRÍA DE LA REACCIÓN

Dato

mol gramos volumen moléculas

Incó

gnit

a

mol mol-mol gr-mol vol-mol moléc-mol

gramos mol-gr gr-gr vol-gr moléc-gr

volumen mol-vol gr-vol vol-vol moléc-vol

moléculas mol-moléc gr-moléc vol-moléc moléc-moléc

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PROTOCOLO

Escribir y balancear la reacción química (este paso es fundamental, y el que genera más fallos. Un error en las fórmulas de algunas de las sustancias o en el ajuste, hará que todos los cálculos posteriores sean incorrectos).

Escribir el dato e incógnita debajo de los respectivos compuestos.

Calcular la masa molar (masa molecular en gramos) del dato y de la incógnita.

Atendiendo al resultado que se pide, se debe trabajar con la proporción existente entre la sustancia dato y la sustancia incógnita (indicado por los coeficientes).

Utilizando la relación del ítem 4 y mediante un simple cálculo (regla de tres imple o factor de conversión) se obtendrá el resultado buscado en la unidad que se pide en el problema (en moles, volumen, n° de moléculas, g).


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CALCULOS ESTEQUIOMETRICOS

1) Condiciones

ideales En este caso se supone que

las sustancias que

intervienen en la reacción

son PURAS, que la reacción

es COMPLETA y que se

recuperan totalmente los

productos de ella. Si las

sustancias son gaseosas se

considera que están en

condiciones normales de

presión y temperatura (PTN)

ó sea 1 (una) atmósfera y 0º

C ó 273 K. En este caso se

proporciona la cantidad de

UNO de los reactivos,

suponiendo que los demás

están en exceso.

2) Condiciones reales se deberá considerar de trabajar con

sustancias puras (sacar pureza), llevar a

condiciones normales (en caso que sea un

gas) y de aplicar el rendimiento cuando

sea necesario.

Seguir los siguientes pasos:

* Escribir y balancear la ecuación

* Determinar la cantidad de reactivos

puros, en caso de presencia de impurezas.

* Examinan las relaciones molares en la

ecuación química para obtener la

respuesta a la pregunta que haya sido

formulada. En esta etapa hay que tener en

cuenta si alguno de los reactivos es un

reactivo limitante, Calcular, en caso que

sea necesario el rendimiento real de la

reacción.

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El agua oxigenada (H2O2) es una sustancia que se descompone espontáneamente en agua y oxígeno. ¿Cuántos gramos de oxígeno se obtienen a partir de 12 gramos de agua oxigenada?

( ) ( ) ( )2 2 2 2H O H O + Og g g2 2

( ) ( ) ( )

2

2 2 2 2

12

H O H O + Og g g

g m de O

PM = 34g / mol

2 2

Dato Incógnita

PM = 32g / mol

1) Escribimos y balanceamos la ecuación

2) Escribimos el dato e incógnita debajo de los respectivos compuestos.

A partir de la descomposición de dos moles de H2O2 se obtiene un mol de O2

Este

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e la

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acci

ón

Condiciones ideales: EJEMPLO


( ) ( ) ( )

23 23 23

2 2 2 2

2 2 1

2 34 2 18 32

2 6,02 10 2 6,02 10 6,02 10

2 22,4 2 22,4 22,4

H O H O + Og g g

moles moles mol

g g g

moléc moléc moléc

L L L

2 2

2×34g H2O2 --------------- 32 g O2 12g H2O2 ---------------- X = 5,6g

Este

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a d

e la

re

acci

ón

EJEMPLO

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Indica el porcentaje de sustancia pura que contiene la muestra. Así, por ejemplo una muestra de sulfuro de plomo (II) al 70% de pureza, indica que por cada 100 g de la muestra sólo 70 g corresponden al compuesto PbS.

Ejemplo

Se hace reaccionar 300g de hidróxido de aluminio (70% de pureza) con suficiente cantidad de ácido sulfúrico. Obteniéndose sulfato de aluminio y agua. Calcular la masa de sulfato de aluminio obtenida.

3 2 4 2 4 3 2Al(OH) + H SO Al (SO ) + H O

300g (70%) m=?

2 3 6

100% --------------300g Al(OH)3 70% --------------- X = 210 g Al(OH)3

Este

qu

iom

etrí

a d

e la

re

acci

ón

Condiciones reales: PUREZA DE REACTIVOS (P)


Es posible que inicialmente se tenga datos de dos reactivos y lo más posible es que no se consuman ambos completamente. En cuanto uno de ellos se agote, la reacción finalizará, sobrando parte del otro reactivo. El reactivo que se agota en primer lugar se denomina reactivo limitante y se debe identificar ya que es con él con el que se trabajará, considerándolo el dato inicial. El reactivo que no se consume completamente se denomina reactivo en exceso (RE).

Ejemplo:

La reacción de 18,9 g de ácido nítrico con 0,2 moles de hidróxido de calcio, produce nitrato de calcio agua. Determinar el reactivo limitante y los gramos de nitrato de calcio obtenidos.

3 2 3 2 2HNO + Ca(OH) Ca(NO ) + H O

18.9g 0.2 mol m=?

2 2

Relación 2 moles de HNO3 reaccionan con 1 mol de Ca(OH)2 263 g de HNO3 reaccionan con 1 mol de Ca(OH)2

263 g de HNO3 --------------- 1 mol de Ca(OH)2 18.9 g de HNO3 ---------------- X = 0.15 moles de Ca(OH)2

Este

qu

iom

etrí

a d

e la

re

acci

ón

Condiciones reales: REACTIVO LIMITANTE (RL)

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12


En teoría una reacción química irreversible se da al 100%, es decir, el reactivo limitante reacciona completamente (se agota). Sin embargo, en la práctica, es posible que parte del reactivo quede sin reaccionar.

El rendimiento de la reacción nos indica qué porcentaje del reactivo es el que realmente reacciona y por lo tanto qué porcentaje de producto se forma, respecto a la cantidad teórica.

El rendimiento de la reacción es, lógicamente, menor al 100%.

Ejemplo:

20 g de trióxido de azufre reaccionan con suficiente agua produciéndose ácido sulfúrico. Calcular los gramos de ácido que se forman si el rendimiento de la reacción es del 80%.

Este

qu

iom

etrí

a d

e la

re

acci

ón

3 2 2 4SO + H O H SO 80%

20g

=

80g de SO3 ------------ 98g de H2SO4 20g de SO3 ------------- X = 24.5g de H2SO4

100% -----------------24.5 g H2SO4 80% -----------------X = 19.6 g H2SO4

Condiciones reales: RENDIMIENTO DE LA REACCIÓN ()

Actividades

1. Considere la combustión del monóxido de carbono (CO) en oxígeno gaseoso:

CO(g) + O2(g) → CO2(g)

Si la reacción se inicia con 3.60 moles de CO, calcule el número de moles de CO2 que se

producen si hay suficiente oxígeno para reaccionar con todo el CO.

2. El tetracloruro de silicio (SiCl4) se puede preparar por calentamiento del Si en cloro

gaseoso:

Si(s) + Cl2(g) → SiCl4(l)

En una reacción se producen 0.507 moles de SiCl4. ¿Cuántas moles de cloro molecular

se utilizaron en la reacción?

3. El amoniaco es el principal fertilizante de nitrógeno. Se obtiene mediante la reacción

entre hidrógeno y nitrógeno.

H2(g) + N2(g) → NH3(g)

En una reacción particular se produjeron 6.0 moles de NH3. ¿Cuántos moles de H2 y

cuántos de N2 entraron en reacción para producir esta cantidad de NH3?

4. Considere la combustión del butano (C4H10):

C4H10(g) + O2(g) → CO2(g) + H2O(l)

En una reacción particular se hicieron reaccionar 5.0 moles de C4H10 con un exceso de

O2. Calcule el número de moles de CO2 formado.

5. La producción anual de dióxido de azufre, como resultado de la combustión del carbón,

de combustibles fósiles, de los escapes de los automóviles y otras fuentes es,

aproximadamente, de 26 millones de toneladas. La ecuación para la reacción es:

S(s) + O2(g) → SO2(g)

¿Qué cantidad de azufre (en toneladas) presente en los materiales originales produce

esta cantidad de SO2?

6. Cuando se calienta el polvo para hornear (bicarbonato de sodio, NaHCO3) se libera

dióxido de carbono gaseoso, que es el responsable de que se esponjen las galletas, las

tortas y el pan. a) Escriba una ecuación balanceada para la descomposición de dicho

compuesto (uno de los productos es carbonato de sodio). b) Calcule la masa de NaHCO3

que se requiere para producir 20.5 g de CO2.

7. El óxido nítrico (NO) reacciona inmediatamente con el oxígeno gaseoso para formar

dióxido de nitrógeno (NO2), un gas café oscuro:

a) Escriba la ecuación química

b) En un experimento se mezclaron 0.886 moles de NO con 0.503 moles de O2. Calcule

cuál de los dos reactivos es el limitante. Calcule también el número de moles de NO2

producido.

8. El fluoruro de hidrógeno se utiliza en la manufactura de los freones (los cuales

destruyen el ozono de la estratosfera) y en la producción de aluminio metálico. Se prepara

a partir de la reacción del fluoruro de calcio con ácido sulfúrico. Además de fluoruro de

hidrogeno también se obtiene sulfato de calcio.

En un proceso, se tratan 6.00 kg de fluoruro de calcio con un exceso de ácido sulfúrico y

se producen 2.86 kg de fluoruro de hidrogeno. Calcule el porcentaje de rendimiento de

HF.

9. Se ponen a reaccionar 102 g de una muestra de aluminio (70% de pureza) con exceso

de HCl .La reacción que se produce es:

Al + HCl AlCl3 + H2 (g)

El rendimiento es del 85%. Calcular: a) El volumen de Hidrogeno obtenido en CNPT. b)

Indicar el número de moles de HCl que se consumirían si el rendimiento fuese del 100%

10. ¿Cuál o cuáles de las afirmaciones siguientes son correctas? Justificar.

a) "El etino C2H2 y el benceno C6H6 tienen las mismas fórmulas empíricas y moleculares."

b) "El ciclohexano C6H12 tiene fórmula empírica CH2."

11. Calcular la masa (m) y el número de átomos presentes en 1,5 moles de átomos de

cada una de las sustancias siguientes:

a) potasio

b) argón

c) bismuto

d) plomo

12. Calcular el número y la cantidad de átomos que hay en 250 g de cada una de las

sustancias siguientes:

a) hierro

b) sodio

c) plomo

d) argón

13. Una dosis de 400 mg de talio puede ser letal para una persona adulta (interrumpe

muchos procesos celulares). Calcular para dicha masa:

a) el número de átomos de talio.

b) los moles de átomos de talio.

14. La ingesta de calcio recomendada para niños con edades entre 1 y 3 años es 500 mg

diarios. Calcular la masa que cubre este requerimiento, expresada en gramos, de cada

una de las sustancias/productos siguientes:

a) carbono de calcio,

b) fosfato diádico de calcio

c) leche vacuna (aporta 120 mg de calcio de cada 100 mL, d=1,032 g/mL.

15. El naproxeno C14H14O3 es un analgésico de uso general, empleados en el tratamiento

de dolores, la fiebre, la inflamación y la rigidez provocada por afecciones artríticas. Una de

sus formas de expendio es en comprimidos que contienen 250 mg de naproxeno.

a) ¿cuántos moles de naproxeno hay en 250 mg de dicha sustancia?

b) ¿cuántos átomos de hidrógeno hay en esa cantidad de naproxeno?

16. El percloroetileno es el solvento de limpieza a seco utilizado más comúnmente. Es un

compuesto binario formado por carbono y cloro C2Cl4. Sabiendo que 2,5 moles de ocupan

un volumen de 256 cm³ a 25°C y 1 atm, calcular:

a) su densidad.

b) la cantidad de átomos de carbono en 500 cm³.

c) la masa de carbono en 250 g del mismo.

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1


Solu

cio

nes

Soluciones. Soluto y solvente. Clasificación de las soluciones. Solubilidad. Factores que afectan la solubilidad. Concentración de las soluciones. Unidades físicas y químicas de concentración. Diluciones.

Contenidos


19/09/2015

2

CONCEPTOS BÁSICOS

Las soluciones son mezclas homogéneas que están formadas por dos o más sustancias, el disolvente y el soluto, respectivamente.

SOLUTO: Es la sustancia disuelta en una solución; por lo regular presente en menor cantidad que el disolvente.

SOLVENTE o DISOLVENTE: Sustancia que va a disolver al soluto; por lo general presente en mayor cantidad que el soluto.


Solu

cio

nes

CONCEPTOS BÁSICOS

CLASIFICACION Según el estado físico


Solu

cio

nes

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3

CONCEPTOS BÁSICOS

CLASIFICACION

máxima cantidad

de soluto que el

solvente puede

disolver a una

presión y

temperatura

determinada. Si se le

agrega más soluto

no lo disuelve.

Diluida

Según la cantidad de soluto

Concentrada Saturada

la cantidad de soluto

es muy pequeña

comparada con la

cantidad de solvente.

la cantidad de soluto

es cercana, a la

máxima cantidad

que el solvente

puede disolver a la

presión y temperatura

de preparación de la

solución.


Solu

cio

nes

CONCEPTOS BÁSICOS

SOLUBILIDAD


Solu

cio

nes

Se define como la cantidad de un soluto que se puede disolver en una determinada cantidad de disolvente a una determinada temperatura y presion.

Depende de muchos factores, como el tipo de soluto, el tipo de disolvente o la temperatura. La solubilidad, que por lo general se expresa como los gramos de soluto que se pueden disolver en 100 g de disolvente

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4

CONCEPTOS BÁSICOS

SOLUBILIDAD: Efecto de la temperatura


Solu

cio

nes

En agua, la solubilidad de la mayoria de los solidos aumenta al

aumentar la temperatura.

CONCEPTOS BÁSICOS

SOLUBILIDAD: Efecto de la presión


Solu

cio

nes

A mayores presiones,

hay mas moléculas

de gas capaces de

penetrar en el liquido

La solubilidad de

los gases

aumenta con el

aumento de la

presion

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5

CONCEPTOS BÁSICOS: Unidades de concentración

Soluciones

Físicas

Químicas

Porcentaje masa en masa (% m/m o % p/p)

Porcentaje masa en volumen (% m/v o % p/v)

Porcentaje en volumen (% v/v)

Partes por millón (ppm)

Molaridad (M)

Normalidad (N)

Molalidad (m)

Fracción molar (X)


Solu

cio

nes

Indica la masa de soluto en gramos, presente en 100 gramos de solución.

x g soluto → 100 g solución

Porcentaje masa en masa (% m/m o % p/p)

Una solución de azúcar en agua, contiene 20 g de azúcar en 70 g de solvente. Expresar la solución en % p/p.

soluto + solvente → solución

20g 70g 90g 20 g azúcar → 90 g solución x g azúcar → 100 g solución

Ejemplo


Solu

cio

nes

%𝒑/𝒑 =𝒎𝒂𝒔𝒂 𝒔𝒐𝒍𝒖𝒕𝒐

𝒎𝒂𝒔𝒂 𝒕𝒐𝒕𝒂𝒍 𝒅𝒆 𝒍𝒂 𝒔𝒐𝒍𝒖𝒄𝒊𝒐𝒏. 𝟏𝟎𝟎

%𝒑/𝒑 =𝟐𝟎 𝒈 𝒔𝒕𝒐

𝟗𝟎 𝒈 𝒔𝒄𝒊𝒐𝒏. 𝟏𝟎𝟎𝒈 𝒔𝒄𝒊𝒐𝒏 = 𝟐𝟐, 𝟐𝟐 % 𝒑/𝒑

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6

Porcentaje masa en volumen (% m/v o % p/v)

Indica la masa de soluto en gramos disuelto en 100 ml de solución.

x g soluto → 100 ml solución

Una solución salina contiene 30g de NaCl en 80 ml de solución. Calcular su concentración en % p/v.

30 g NaCl → 80 ml solución x g NaCl → 100 ml solución

Ejemplo

% 𝒑/𝑽 =𝒎𝒂𝒔𝒂 𝒔𝒐𝒍𝒖𝒕𝒐

𝒗𝒐𝒍𝒖𝒎𝒆𝒏 𝒕𝒐𝒕𝒂𝒍 𝒅𝒆 𝒍𝒂 𝒔𝒐𝒍𝒖𝒄𝒊𝒐𝒏. 𝟏𝟎𝟎

𝒙 =𝟑𝟎 𝒈 𝒔𝒕𝒐

𝟖𝟎 𝒈 𝒔𝒄𝒊𝒐𝒏. 𝟏𝟎𝟎 ml scion= 37,5 % p/V


Solu

cio

nes

Indica el volumen de soluto, en ml, presente en 100 ml de solución.

x ml soluto → 100 ml solución

Porcentaje en volumen (% v/v)

Calcular la concentración en volumen de una solución alcohólica, que contiene 15 ml de alcohol disueltos en 65 ml de solución.

15 ml alcohol → 65 ml solución

x ml alcohol → 100 ml solución

Ejemplo


Solu

cio

nes

% 𝑽/𝑽 =𝒗𝒐𝒍𝒖𝒎𝒆𝒏 𝒔𝒐𝒍𝒖𝒕𝒐

𝒗𝒐𝒍𝒖𝒎𝒆𝒏 𝒕𝒐𝒕𝒂𝒍 𝒅𝒆 𝒍𝒂 𝒔𝒐𝒍𝒖𝒄𝒊𝒐𝒏. 𝟏𝟎𝟎

𝒙 =𝟏𝟓 𝒎𝒍 𝒔𝒕𝒐

𝟔𝟓 𝒎𝒍 𝒔𝒄𝒊𝒐𝒏. 𝟏𝟎𝟎 = 𝟐𝟑 % 𝑽/𝑽

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Se define como los miligramos de soluto disueltos en 1000 mL o 1 litro de solución. Nota 1g = 1000 mg

x mg soluto → 1000 ml solución

Partes por millón (ppm)

Calcular la concentración en ppm de una solución que contiene 0,85g de KNO3 disueltos en 670 ml de solución.

1) se debe transformar los gramos a miligramos, según la relación de arriba.

1 g → 1000 mg

0,85 g → x mg

x = 850 mg

2)Teniendo los miligramos calculados, es posible realizar la regla de tres:

850 mg KNO3 → 670 ml solución

x mg KNO3 → 1000 ml solución

x = 1268,65 ppm

Ejemplo


Solu

cio

nes

Molaridad (M): Indica el número de moles de soluto disueltos en un litro de solución.

x mol → 1l o 1000 ml solución

CONCENTRACIONES QUÍMICAS

Calcular la concentración molar de una solución disolviendo 7,2 moles de HCl en 7 litros de solución.

M = 7,2 moles KCl

7 l

M = 1,02 mol/l

7,2 mol → 7 l

x mol → 1 l

x = 1,02 mol

Solución 1 Solución 2


Solu

cio

nes

𝑴 =𝒎𝒐𝒍 𝒔𝒐𝒍𝒖𝒕𝒐

𝒗𝒐𝒍𝒖𝒎𝒆𝒏 𝒍 𝒅𝒆 𝒍𝒂 𝒔𝒐𝒍𝒖𝒄𝒊𝒐𝒏

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8

Normalidad (N): Indica el número de equivalentes de soluto en un litro de solución.

x eq → 1l o 1000 ml solución



Solu

cio

nes

𝑵 =𝒏𝒖𝒎𝒆𝒓𝒐 𝒅𝒆 𝒆𝒒𝒖𝒊𝒗𝒂𝒍𝒆𝒏𝒕𝒆𝒔 𝒅𝒆 𝒔𝒐𝒍𝒖𝒕𝒐

𝒗𝒐𝒍𝒖𝒎𝒆𝒏 𝒍 𝒅𝒆 𝒍𝒂 𝒔𝒐𝒍𝒖𝒄𝒊𝒐𝒏

El equivalente-gramo de un ácido es igual a su peso molecular dividido por el número de los átomos de hidrógeno contenidos en su molécula y capaces de ser sustituidos por un metal;

El peso molecular del H3PO4 es igual a 98,00 g/mol, y su equivalente:

El equivalente-gramo de una base es igual a su peso molecular dividido por la valencia del metal o del número de los grupos hidroxilos contenidos en la molécula de la base;

El peso molecular del Ca(OH)2 es igual a 74,09 g/mol, y su equivalente:

El equivalente-gramo de una sal resulta de dividir la masa de un mol por el número de cargas positivas (o el de cargas negativas) que el compuesto libere al ionizarse;

El peso molecular del Al2(SO4)3 es igual a 342,14 g/mol, y su equivalente:



Solu

cio

nes

e𝐪𝐮𝐢𝐯𝐚𝐥𝐞𝐧𝐭𝐞 𝐠𝐫𝐚𝐦𝐨 =𝟗𝟖

𝒈

𝒎𝒐𝒍

𝟑 𝒆𝒒/𝒎𝒐𝒍= 𝟑𝟐, 𝟔𝟕𝒈/𝒆𝒒

e𝐪𝐮𝐢𝐯𝐚𝐥𝐞𝐧𝐭𝐞 𝐠𝐫𝐚𝐦𝐨 =𝟕𝟒,𝟎𝟗

𝒈

𝒎𝒐𝒍

𝟐 𝒆𝒒/𝒎𝒐𝒍= 𝟑𝟕, 𝟎𝟓 𝒈/𝒆𝒒

e𝐪𝐮𝐢𝐯𝐚𝐥𝐞𝐧𝐭𝐞 𝐠𝐫𝒂𝒎𝒐 =𝟑𝟏𝟒

𝒈

𝒎𝒐𝒍

𝟔 𝒆𝒒/𝒎𝒐𝒍= 𝟓𝟕, 𝟎𝟐 𝒈/𝒆𝒒

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9

¿Cuál es la normalidad de una solución que contiene 40 g de ácido sulfúrico en 600 ml de solución?

49 g H2SO4 ---------- 1 eq

40 g H2SO4 ---------- x = 0,82 eq

0,6 l ---------- 0,82 eq

1 l ---------- x = 1,37N



Solu

cio

nes

e𝐪𝐮𝐢𝐯𝐚𝐥𝐞𝐧𝐭𝐞 𝐠𝐫𝐚𝐦𝐨 =𝟗𝟖

𝒈

𝒎𝒐𝒍

𝟐 𝒆𝒒/𝒎𝒐𝒍= 𝟒𝟗 𝒈/𝒆𝒒

Molalidad (m): número de moles de soluto por kilogramo de disolvente.

x moles → 1Kg o 1000 g disolvente



Solu

cio

nes

𝒎 =𝒏𝒖𝒎𝒆𝒓𝒐 𝒅𝒆 𝒎𝒐𝒍𝒆𝒔 𝒅𝒆 𝒔𝒐𝒍𝒖𝒕𝒐

𝟏 𝒌𝒈 𝒅𝒆 𝒔𝒐𝒍𝒗𝒆𝒏𝒕𝒆

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10

Una solución de ácido clorhídrico contiene 36 % p/p de ácido clorhídrico. Calcular la molalidad de ácido clorhídrico en la solución.

Que la solución sea del 36 % p/p implica que contiene 36g de HCl en 100g de solución.

Masa de solución = masa de soluto + masa de disolvente

Masa de disolvente = masa de solución – masa de soluto

Masa de disolvente = 100 g - 36 g = 64g

36,5g de HCl --------- 1 mol

36g de HCl --------- x = 0,99 moles de HCl

64 g de disolvente --------- 0,99 moles

1000 g de disolvente --------- x= 15 molal



Solu

cio

nes

𝒎 =𝟎, 𝟗𝟗 𝒎𝒐𝒍 𝒔𝒐𝒍𝒖𝒕𝒐

𝟎, 𝟎𝟔𝟒 𝒌𝒈 = 𝟏𝟓 𝒎

Expresa la concentración en función de cada uno de los componentes de la solución, relaciona el n° de moles de cada uno de los componentes con el n° total de moles de todas las sustancias presentes en la solución.

Una solución gaseosa contiene 2 g de helio y 4 g de oxígeno. ¿Cuáles son

las fracciones molares de helio y oxígeno en la solución?

4 g He ---------- 1 mol He 32 g de O2 ---------- 1 mol O2

2 g He ---------- x = 0,5 mol He 4 g de O2 ---------- x = 0,125 mol O2

n totales = 0,5 mol + 0,125 mol = 0,625 mol

Fracción molar (X)


Solu

cio

nes

𝑿𝒊 =𝒏𝒖𝒎𝒆𝒓𝒐 𝒅𝒆 𝒎𝒐𝒍𝒆𝒔 𝒅𝒆𝒍 𝒄𝒐𝒎𝒑𝒐𝒏𝒆𝒏𝒕𝒆 "𝒊"

𝒎𝒐𝒍𝒆𝒔 𝒕𝒐𝒕𝒂𝒍𝒆𝒔

𝑿𝑯𝒆 =𝟎, 𝟓 𝒎𝒐𝒍 𝑯𝒆𝒍𝒊𝒐

𝟎, 𝟔𝟐𝟓 𝒎𝒐𝒍𝒆𝒔= 𝟎, 𝟖 𝑿𝑶𝟐 =

𝟎, 𝟏𝟐𝟓 𝒎𝒐𝒍 𝒐𝒙𝒊𝒈𝒆𝒏𝒐

𝟎, 𝟔𝟐𝟓 𝒎𝒐𝒍𝒆𝒔= 𝟎, 𝟐

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11

21

dilución

Química – FCM-UNSE Curso de Nivelación Ingreso Medicina 2016 – FCM – UNSE QUÍMICA

Solu

cio

nes

Diluciones

Es muy frecuente preparar soluciones menos concentradas a partir de otras mas concentradas por adicion de solvente. En un proceso de dilución se conserva la cantidad de soluto

Cantidad de soluto de la solución inicial = cantidad de soluto en la solución final

Vi . Ci = Vf . Cf

22

Ejemplo:

¿Que concentración tiene la solución resultante de diluir 39 ml de

disolución de glucosa 0,25 M por agregado de agua hasta 750 ml?

Podemos despejar la fórmula:

Química – FCM-UNSE Curso de Nivelación Ingreso Medicina 2016 – FCM – UNSE QUÍMICA

Solu

cio

nes

Diluciones

𝑴𝒇 =𝟑𝟗 𝒎𝒍 . 𝟎, 𝟐𝟓 𝑴

𝟕𝟓𝟎 𝒎𝒍= 𝟎, 𝟎𝟏𝟑 𝑴 𝑴𝒇 =

𝑽𝒊 . 𝑴𝒊

𝑽𝒇

Actividades

1. La solubilidad del KCl en agua es de 34 g/100 g de agua a 20 °C. En el laboratorio, un

alumno añade 75 g de KCl a 200 g de agua a una temperatura de 20 °C.

a) ¿Cuánto KCl se disolverá?

b) La disolución resultante, ¿será saturada o no saturada?

c) ¿Cuál es la masa del posible exceso de KCl que permanece sin disolver en el fondo del

recipiente?

2. Un compuesto de carbono, sodio y oxígeno contiene, en masa, 11,3% de carbono y

45,3% de oxígeno.

a) calcular la masa de sodio en 50 g del compuesto.

b) Cuando se agrega 150 ml de agua (ρ = 1 g/ml) a 23 g del compuesto se obtiene un

sistema homogéneo. Calcular el % m/m (p/p) del compuesto en el sistema.

3. Se mezclaron 7,20 g de yodo sólido I2, con 60,0 ml de tetracloruro de carbono líquido,

CCl4 (ρ = 1,59 g/ml). El sistema final consistió en 6,50 g de yodo sin disolver y una

solución de I2 en CCl4.

a) Calcular la composición centesimal del sistema.

b) Calcular el % p/p de yodo en la solución obtenida.

c) Que concentración molar tiene la solución (suponga volumen despreciable el del I2)

4. Una disolución salina fisiológica contiene 154 meq/l de NaCl. ¿Cuántos moles de NaCl

hay en 1,00 l de disolución?

5. Una disolución para reponer la pérdida de potasio contiene 40 meq/l de KCl. ¿Cuántos

moles de KCl hay en 1,5 l de disolución?

6. Calcula el porcentaje en peso (% p/p) de una disolución que contiene 15,5 g de sulfato

de sodio y 75,5 g de agua.

7. ¿Cuántos gramos de carbonato de potasio contienen 750 ml de una disolución de

carbonato de potasio al 3,5% (p/v)?

8. Una paciente es alimentada mediante líquidos administrados por la vena cava. Cada 12

horas se le administran 500 ml de una disolución que contiene aminoácidos (proteínas) al

5,0% (p/v) y glucosa (carbohidratos) al 20% (p/v) junto a otros 500 ml de una disolución

de grasas (lípidos) al 10% (p/v).

a) ¿Cuántos gramos de aminoácidos, glucosa y lípidos se le administran a la paciente al

día?

b) ¿Cuántas kilocalorías recibe cada día?

9. Un brandy tiene un contenido en alcohol del 40,0% (m/v). ¿Cuántos mililitros de alcohol

contienen 750 ml de brandy?

10. ¿Cuántos mililitros de una disolución de alcohol etílico al 12% (v/v) se necesitan para

obtener 4,5 ml de alcohol etílico puro?

11. ¿Cuántos litros de disolución de glucosa al 5% (v/v) se necesitan para obtener 75 g de

glucosa?

12. Si trabajases en un laboratorio, ¿cómo prepararías 0,250 l de una disolución de KCl

2,00 M?

13. ¿Cuál es la molaridad de una disolución que contiene 15,6 g de KCl en un volumen de

274 ml?

14. Se ha preparado una disolución con 70,0 g de ácido nítrico y 130,0 g de agua, con

una densidad de 1,21 g/ml:

a) ¿Cuál es el porcentaje en masa (% p/p) de la disolución de ácido nítrico?

b) ¿Cuál es el volumen total de la disolución?

c) ¿Cuál es su porcentaje en masa/volumen (% p/v)?

d) ¿Cuál es su molaridad (M)?

15. ¿Cuál es la molaridad de una disolución de NaOH al 15% (m/v)?

16. ¿Cuántos gramos de soluto contienen las siguientes disoluciones?

a) 2,5 l de nitrato de aluminio 3,0 M

b) 75 ml de C6H12O6 0,50 M

c) 235 ml de LiCl 1,80 M

17. ¿Cuántos mililitros de las siguientes disoluciones contienen 25.0 g de NaOH?

a) KOH 2,50 M

b)KOH 0,750 M

c) KOH 5,60 M

18. Determinado antiácido contiene hidróxido de aluminio, ¿Cuántos mililitros de ácido

clorhídrico 6,00 M reaccionarán completamente con 60,0 ml de hidróxido de aluminio 1,00

M?

19. Calcular la molaridad y normalidad de la solución que contiene 10 g de NaCN en 250

ml de solución.

20. Calcular la molaridad y la normalidad de una solución que contiene 9.8 gramos de

ácido sulfúrico en un litro de solución.

21. ¿Qué cantidades de soluto y solvente necesita para preparar una solución acuosa 1.5

molal (1.5 m) de KOH?

22. Calcula la fracción molar de un ácido sulfúrico comercial del 95% en masa y densidad

de 1,83 g/cm3

23. Calcula la Molaridad , molalidad y fracción molar de un ácido nítrico comercial del

30% en masa y densidad de 1,41g/cm3

24. En una botella de ácido clorhídrico concentrado figuran los siguientes datos: 36 % en

masa de HCl, densidad 1,18 g/ml. Calcula:

a) La molaridad, molalidad y fracción molar del ácido.

b) El volumen de este ácido que se necesita para preparar 1 l de disolución 2 M.

25. Una disolución de hidróxido de potasio contiene 22,4 g de la base en 400 cm3 de

disolución. Se toman 100 cm3 de dicha disolución, cuya densidad es 1,01 g/cm3 a los que

se añaden 200 cm3 de otra disolución 1,2 M de la misma sustancia, y 10 cm3 de agua. a)

¿Cuál será la molalidad, fracción molar y tanto por ciento en peso de la disolución inicial

de KOH?

b) ¿Cuántos gramos de soluto habrá en 20 cm3 de la nueva disolución, suponiendo que

los volúmenes son aditivos?

26. Se quiere preparar una disolución de H2SO4 del 20 % y densidad 1,14 g/ml a partir de

una disolución concentrada del 98 % y densidad 1,84 g/ml

a) Determina la molaridad de la disolución concentrada.

b) Calcula la cantidad, en volumen, de H2SO4 concentrado que hay que tomar para

preparar 100 ml de la disolución diluida.

c) Escribe como procedería en la preparación de la disolución diluida, citando el material

de laboratorio que utilizaría.

21/09/2015

1


Cin

étic

a Q

uím

ica

Cinética: Velocidad de una reacción química. Factores que modifican la velocidad de una reacción. Catalizadores. Energía de activación.

Contenidos


21/09/2015

2

CONCEPTOS BÁSICOS

Es la rama de la química que estudia la velocidad de las reacciones y sus mecanismos.


Cin

étic

a Q

uím

ica

A B

tiempo

moléculas B

moléculas A

Nú

mer

o d

e m

olé

cula

s

CONCEPTOS BÁSICOS


Cin

étic

a Q

uím

ica

21/09/2015

3

CONCEPTOS BÁSICOS

La velocidad de reacción puede representarse como los cambios de concentración de los reactivos o los productos. Puede determinarse a partir de la: • Desaparición de uno de los reactivos por unidad de tiempo • Aparición de uno de los productos que se forman por unidad

de tiempo. En lugar de cantidad de sustancia (en moles), se utilizan casi siempre concentraciones, expresada normalmente en mol/litro. Como unidad de tiempo se emplea generalmente el segundo. Por tanto la velocidad de reacción se expresa normalmente en mol/litro/s (o M/L).


Cin

étic

a Q

uím

ica

CONCEPTOS BÁSICOS

Por convención, las velocidades siempre se expresan como cantidades positivas. Como [A] disminuye con el tiempo, [A] es un numero negativo. Utilizamos el signo negativo para convertir el [A] negativo en una velocidad positiva.

tiempo

A B


Cin

étic

a Q

uím

ica

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4

aA + bB cC + dD

velocidad = - [A]

t

1

a = -

[B]

t

1

b =

[C]

t

1

c =

[D]

t

1

d

VELOCIDAD DE REACCIÓN Y ESTEQUIMOMETRIA

Ejemplo: Expresar la velocidad de la siguiente reacción química en función de la concentración de cada una de las especies implicadas en la reacción: 4 NH3 (g) + 3 O2 (g) 2 N2 (g) + 6 H2O (g)

Δ[NH3] Δ[O2] Δ[N2] Δ[H2O]

v = – = – = = 4 Δt 3Δt 2 Δt 6Δt


Cin

étic

a Q

uím

ica

VELOCIDAD PROMEDIO

Para una reacción hipotética:

A B

Velocidad promedio (secante)


Cin

étic

a Q

uím

ica

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5

VELOCIDAD INSTANTÁNEA

Para una reacción hipotética:

A P La velocidad de las reacciones químicas varía bastante con el tiempo. Esto hace que tengamos que utilizar el concepto de velocidad instantánea para un tiempo dado, t, que se define como la derivada de la concentración (de un reactivo o de un producto) con respecto al tiempo. Si se aplica el límite a la función, con t2 tendiendo a t1 (t2 t1, o t 0):


Cin

étic

a Q

uím

ica

Br2 (ac) + HCOOH (ac) 2Br- (ac) + 2H+ (ac) + CO2 (g)

tiempo Rojo

EJEMPLO

Incoloro


Cin

étic

a Q

uím

ica

21/09/2015

6

EJEMPLO


Cin

étic

a Q

uím

ica velocidad

velocidad

velocidad

EJEMPLO


Cin

étic

a Q

uím

ica

Utilizando los datos de la tabla anterior, podemos calcular la velocidad promedio del primer intervalo de 50 s como sigue:

velocidad

velocidad

Velocidad media

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7

Cuando la concentración del bromo se reduce a la mitad, la velocidad de la reacción también lo hace. Por tanto, la velocidad es directamente proporcional a la concentración de Br2, es decir

k se conoce como constante de velocidad, una constante de la proporcionalidad entre la velocidad de la reacción y la concentración del reactivo.

EJEMPLO


Cin

étic

a Q

uím

ica

velocidad

velocidad

Química (1S, Grado Biología) UAM 4. Cinética química

VELOCIDAD INSTANTÁNEA


Cin

étic

a Q

uím

ica

𝒌 = 𝒗𝒆𝒍𝒐𝒄𝒊𝒅𝒂𝒅

𝑩𝒓

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8

A B Para reacciones más complejas, debemos ser muy cuidadosos para escribir la expresión de la velocidad. Considere, por ejemplo, la reacción

2A B En ella desaparecen dos moles de A por cada mol de B que se forma; esto es, la velocidad con la cual se forma B es la mitad de la velocidad con la cual A desaparece. De esta manera, la velocidad puede expresarse como

Velocidad de reacción y estequiometría

Cin

étic

a Q

uím

ica


Cin

étic

a Q

uím

ica

𝒗𝒆𝒍𝒐𝒄𝒊𝒅𝒂𝒅 = − 𝚫 𝑨

𝚫𝒕=

𝚫 𝑩

𝚫𝒕

𝒗𝒆𝒍𝒐𝒄𝒊𝒅𝒂𝒅 = −𝟏

𝟐 𝚫 𝑨

𝚫𝒕 ó 𝒗 =

𝚫 𝑩

𝚫𝒕

Velocidad de reacción y estequiometria


Cin

étic

a Q

uím

ica velocidad

velocidad

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9



Cin

étic

a Q

uím

ica Suponga que en un momento durante la reacción, el oxigeno molecular esta reaccionando

con una velocidad de 0,024 M/s. a) ¿Con que velocidad se esta formando el pentoxido de

nitrógeno. B) ¿Con que velocidad esta reaccionando el dióxido de nitrógeno?

velocidad



Cin

étic

a Q

uím

ica

SOLUCION: a) A partir de la expresion de velocidad anterior tenemos:

21/09/2015

10

La ley de velocidad expresa la relación de la velocidad de una reacción con la constante de la velocidad y la concentración de los reactivos, elevados a alguna potencia. Para la reacción general

donde x y y son números que se determinan experimentalmente. Observe que, en general, x y y no son iguales a los coeficientes estequiométricos a y b.

Orden global = x + y.

LEY DE VELOCIDAD


Cin

étic

a Q

uím

ica

velocidad

La reacción es de primer orden respecto de F2, de primer orden respecto a ClO2 y (1 + 1) o de segundo orden global.

LEY DE VELOCIDAD


Cin

étic

a Q

uím

ica

velocidad

velocidad

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11

LEY DE VELOCIDAD


Cin

étic

a Q

uím

ica

velocidad

A partir de los siguientes datos, medidos a dicha temperatura, determine: a)

ley de velocidad, b) su constante de velocidad, c) la velocidad de la reacción

cuando NO = 12.0 x 10-3 M y H2 = 6.0 x 10-3 M

Reacciones de primer orden Una reacción de primer orden es una reacción cuya velocidad depende de la concentración de un reactivo elevada a la primera potencia. En una reacción de primer orden del tipo

ORDEN DE REACCIÓN


Cin

étic

a Q

uím

ica A producto

La velocidad será: 𝑣 = −Δ 𝐴

Δ𝑡

A partir de la ley de velocidad: 𝑣 = 𝑘 𝐴

Para obtener las unidades de k: 𝑘 = 𝑣

𝐴=

𝑀/𝑠

𝑀= 𝑠−1

Al combinar las dos primeras ecuaciones para la velocidad obtenemos:

−Δ 𝐴

Δ𝑡= 𝑘 𝐴

Mediante el calculo, esto es reordenando esta expresión e integrando se

obtiene la ley integrada de velocidad:

𝒍𝒏𝑨 𝒕

𝑨 𝟎= −𝒌𝒕

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ORDEN DE REACCIÓN


Cin

étic

a Q

uím

ica

Características de una reacción de primer orden: a) disminución de la

concentración del reactivo con el tiempo b) Grafica de ln At contra t.

Vida media de reacción

Otra medición de la velocidad de una reacción, que se relaciona con la

concentración y el tiempo, es la vida media, t1/2, que es el tiempo requerido para

que la concentración de un reactivo disminuya a la mitad de su valor inicial.

Podemos obtener una expresión de t1/2 para una reacción de primer orden de la

siguiente manera:

La vida media de una reacción de primer orden es independiente de la concentración inicial del reactivo

TIEMPO DE VIDA MEDIA


Cin

étic

a Q

uím

ica

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Cin

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a Q

uím

ica

La descomposición del etano (C2H6) en radicales libres metilo es una reacción

de primer orden, cuya constante de velocidad es 5,36 x 10-4 s-1 a 700 C:

Para una reacción de primer orden, solo necesitamos la constante de

velocidad para calcular la vida media de la reacción:

A producto

La velocidad será:

𝑣 = −Δ 𝐴

Δ𝑡

A partir de la ley de velocidad:

𝑣 = 𝑘 𝐴 2

Para obtener las unidades de k:

𝑘 = 𝑣

𝐴 2 = 𝑀/𝑠

𝑀2 = 𝑀−1 𝑠−1

Al combinar las dos primeras ecuaciones para la velocidad obtenemos:

−Δ 𝐴

Δ𝑡= 𝑘 𝐴 2

Mediante el calculo, esto es reordenando esta expresión e integrando se

obtiene la ley integrada de velocidad:

Una reacción de segundo orden es una reacción cuya velocidad depende de la concentración de uno de los reactivos elevada a la segunda potencia o de la concentración de dos reactivos diferentes, cada uno elevado a la primera potencia. El tipo más sencillo comprende sólo una clase de molécula como reactivo:

REACCIONES DE ORDEN 2


Cin

étic

a Q

uím

ica

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Podemos obtener una ecuación para la vida media de una reacción de segundo orden al establecer [A]t = [A]0/2 en la ecuación (13.7).

Observe que la vida media de una reacción de segundo orden es inversamente proporcional a la concentración inicial del reactivo.



Cin

étic

a Q

uím

ica

Reacciones de orden cero

Las reacciones de primero y de segundo orden son los tipos de reacciones más conocidas. Las reacciones de orden cero son poco comunes. Para una reacción de orden cero

Por tanto, la velocidad de una reacción de orden cero es una constante, independiente de la concentración de los reactivos. Mediante el cálculo, se puede obtener la ecuación integrada de velocidad para una reacción de orden cero:



Cin

étic

a Q

uím

ica

A producto

𝑣 = 𝑘 𝐴 0

Para calcular el tiempo de vida media de una reaccion de orden cero, establecemos que:

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Cin

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a Q

uím

ica

Factores que afectan a la velocidad


Cin

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a Q

uím

ica

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Factores que influyen en la velocidad de reacción

• Naturaleza de las sustancias.

• Estado físico: Las reacciones son más rápidas si los reactivos son gaseosos o están en disolución.

• Superficie de contacto o grado de pulverización (en el caso de sólidos): En las reacciones heterogéneas la velocidad dependerá de la superficie de contacto entre ambas fases, siendo mayor cuanto mayor es el estado de división.

• Concentración de los reactivos: Al aumentar la concentración aumenta la velocidad.


Cin

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a Q

uím

ica

• Superficie de contacto o grado de pulverización (en el caso de sólidos)


Cin

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a Q

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ica

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La velocidad de la reacción se incrementa al aumentar la concentración de los reactivos, ya que aumenta el número de choques entre ellos.

* Concentración de los reactivos

concentrada diluida Curso de Nivelación Ingreso Medicina 2016 – FCM – UNSE QUÍMICA

Cin

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a Q

uím

ica

• Temperatura. Un incremento de la temperatura provoca un incremento en la energía cinética de las moléculas, lo que hace que sea mayor el número de moléculas que alcanza la energía de activación.


Cin

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a Q

uím

ica

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Reacción entre CaCO3 y HCl con formación de CO2, izquierda: 0 °C, derecha: 50 °C


Cin

étic

a Q

uím

ica

Dependencia de la constante de velocidad respecto a la temperatura

Ea es la energía de activación (J/mol)

R es la constante de gas (8.314 J/K . mol)

T es la temperatura absoluta

A es el factor de frecuencia

(Ecuación de Arrhenius)

Co

nst

ante

de

ve

loci

dad


Cin

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a Q

uím

ica

Temperatura

Co

nst

ante

de

ve

loci

dad

𝐥𝐧 𝒌 = −𝑬𝒂

𝑹

𝟏

𝑻+ 𝐥𝐧 𝑨

𝒌 = 𝑨 . 𝒆(−𝑬𝒂𝑹𝑻

)

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Cin

étic

a Q

uím

ica

𝐥𝐧 𝒌 = −𝑬𝒂

𝑹

𝟏

𝑻+ 𝐥𝐧 𝑨

Factores que influyen en la velocidad de reacción

Catalizadores • Intervienen en alguna etapa de la reacción pero no se

modifican pues se recuperan al final y no aparece en la ecuación global ajustada.

• Modifican el mecanismo y por tanto Ea.

• No modifican las constantes de los equilibrios.

• Pueden ser:

– Positivos: hacen que “v” pues consiguen que Ea.

– Negativos: hacen que “v” pues consiguen que Ea.

• Los catalizadores también pueden clasificarse en:

– Homogéneos: en la misma fase que los reactivos.

– Heterogéneos: se encuentra en distinta fase.


Cin

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ica

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k = A • exp( -Ea/RT ) Ea k

sin catalizador catalizador

velocidadcon catalizador > velocidadsin catalizador

Avance de la reacción Avance de la reacción

Ener

gía

po

ten

cial

Ene

rgía

po

ten

cia

l


Cin

étic

a Q

uím

ica

Energía de activación

Transcurso de la reacción

Complejo activado

Reactivos

H<0

Energía de activación

Transcurso de la reacción

Complejo activado

Reactivos

H>0

Reacción exotérmica Reacción endotérmica

Productos

Productos

Ea

Reacción no catalizada Reacción catalizada

Catalizador


Cin

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Catalizadores enzimáticos


Cin

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a Q

uím

ica

De todos los procesos complicados que han evolucionado en los sistemas vivos, el más complicado, y al mismo tiempo esencial, es la catálisis enzimática. Las enzimas son catalizadores biológicos. Lo más asombroso de las enzimas no sólo es que pueden aumentar la rapidez de las reacciones bioquímicas por factores que van de 106 a 1018, sino que también son altamente específicas. Una enzima actúa sólo sobre determinadas moléculas, llamadas sustratos (es decir, reactivos), mientras que deja el resto del sistema sin afectar.

Actividades

1. Escriba las expresiones de velocidad para las siguientes reacciones, en función de la

desaparición de los reactivos y de la aparición de los productos:

a) H2(g) + O2(g) → H2O(g)

b) NH3(g) + O2(g) → NO(g) + H2O(g)

2. Considere la reacción

NO(g) + O2(g) → NO2(g)

Suponga que, en un momento en particular durante la reacción, el óxido nítrico (NO)

reacciona a una velocidad de 0.066 M/s. a) ¿Cuál es la velocidad de formación del NO2?

b) ¿Cuál es la velocidad con la que reacciona el oxígeno

molecular?

3. Considere la reacción

N2(g) + H2(g) → NH3(g)

Suponga que, en un momento en particular durante la reacción, el hidrógeno molecular

reacciona a una velocidad de 0.074 M/s. a) ¿Cuál es la velocidad de formación del

amoniaco? b) ¿Cuál es la velocidad con la que reacciona el nitrógeno molecular?

4. Dada la reacción:

Con los datos de la tabla calcule la velocidad de la reacción en el momento en que [F2] =

0.010 M y [ClO2] = 0.020 M.

5. Considere la reacción: A + B → productos. A

partir de los siguientes datos, obtenidos a cierta

temperatura, determine el orden de la reacción y

calcule la constante de velocidad:

velocidad

6. ¿Cuál es la vida media de un compuesto si 75% de una muestra de este compuesto se

descompone en 60 min? Suponga una cinética de primer orden.

7. La descomposición térmica de la fosfina (PH3) en fósforo e hidrógeno molecular es una

reacción de primer orden:

PH3(g) → P4(g) + H2(g)

La vida media de la reacción es 35.0 s a 680°C. Calcule:

a) la constante de velocidad de primer orden para la reacción.

b) el tiempo requerido para que se descomponga 95% de la fosfina.

8. La constante de velocidad para la reacción de segundo orden:

NOBr(g) → NO(g) + Br2(g)

es de 0.80/M · s a 10°C.

a) Comenzando con una concentración de 0.086 M, calcule la concentración de NOBr

después de 22 s.

b) Calcule la vida media cuando [NOBr]0 = 0.072 M y cuando [NOBr]0 = 0.054 M.

9. La constante de velocidad para la reacción de segundo orden:

NO2(g) → NO(g) + O2(g)

es de 0.54/M · s a 300°C. ¿Cuánto tiempo tomará (en segundos) para que la

concentración de NO2 disminuya desde 0.62 M hasta 0.28 M?

10. La ley de velocidad integrada para una reacción de orden cero A → B es [A]t = [A]0 –

kt. a) trace las siguientes gráficas:

i) velocidad contra [A]t

ii) [A]t contra t.

11. Un recipiente contiene una mezcla de los compuestos A y B. Ambos compuestos se

descomponen siguiendo una cinética de primer orden. La vida media es de 50.0 min para

A y de 18.0 min para B. Si las concentraciones de A y B son iguales al inicio, ¿cuánto

tiempo transcurrirá para que la concentración de A sea cuatro veces la de B?

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Equ

ilib

rio

Qu

ímic

o

Equilibrio químico. Constante de equilibrio. Factores que afectan el equilibrio.

Contenidos


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CONCEPTOS BÁSICOS

ESTAR EN EQUILIBRIO SIGNIFICA ESTAR EN UN ESTADO DE BALANCE.

Se forma una mezcla en equilibrio debido a que la reacción es reversible.

Cuando se alcanza un estado de equilibrio; La concentraciones de las sustancias ya no cambian con el tiempo.

donde kd y ki son las constantes de velocidad de las reacciones directa e inversa, respectivamente. En el equilibrio, la velocidad a la que se forman los productos a partir de los reactivos es igual a la velocidad a la que se forman los reactivos a partir de los productos


Equ

ilib

rio

Qu

ímic

o

CONCEPTOS BÁSICOS

En el equilibrio, la velocidad a la que se forman los productos a partir de

los reactivos es igual a la velocidad a la que se forman los reactivos a partir de los productos

No hay diferencia alguna si comenzamos con N2O4 o con NO2, o

incluso con alguna mezcla de ambos. En el equilibrio, la relación es igual a un valor especifico.


Equ

ilib

rio

Qu

ímic

o

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Equ

ilib

rio

Qu

ímic

o

CONCEPTOS BÁSICOS

Una vez que el equilibrio se establece, las concentraciones de N2O4 y

NO2 ya no cambian.

Sin embargo, si la composicion de la mezcla de equilibrio permanece constante con el tiempo, no quiere decir que el N2O4 y el NO2 dejen de

reaccionar. Por el contrario, el equilibrio es dinamico; algo del N2O4

continua convirtiendose en NO2, y algo del NO2 continua

convirtiendose en N2O4 . No obstante, en el equilibrio, los dos procesos ocurren a la misma velocidad,


Equ

ilib

rio

Qu

ímic

o

LA CONSTANTE DE EQUILIBRIO

En 1864, Cato Maximilian Guldberg (1836-1902) y Peter Waage (1833-

1900) postularon su ley de acción de masas, la cual expresa, para

cualquier reacción, la relación entre las concentraciones de los

reactivos y productos presentes en el equilibrio.

A esta relación la llamamos expresión de la constante de equilibrio: Kc.

El subíndice c en la K indica que se utilizan concentraciones expresadas

en molaridad para evaluar la constante.

El valor de la constante de equilibrio no depende de las cantidades

iniciales de los reactivos y productos. El valor de la constante de

equilibrio solo depende de la reacción especifica y de la temperatura.


Equ

ilib

rio

Qu

ímic

o

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Equ

ilib

rio

Qu

ímic

o


el valor de Kc es constante aunque las concentraciones iniciales varíen


Equ

ilib

rio

Qu

ímic

o

Ejemplo

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5


Magnitud de las constantes de equilibrio

Las constantes de equilibrio pueden variar de muy grandes a muy

pequeñas.

INTERPRETAR Y TRABAJAR CON LAS CONSTANTES DE EQUILIBRIO


Equ

ilib

rio

Qu

ímic

o

EQUILIBRIOS HETEROGENEOS

Muchos equilibrios involucran sustancias que se encuentran en la

misma fase: equilibrios homogéneos.

En otros casos, las sustancias en equilibrio se encuentran en fases

distintas, lo que da lugar a equilibrios heterogéneos.

¿cómo expresamos la concentración de una sustancia sólida?

Siempre que un sólido o líquido puro esté involucrado en un

equilibrio heterogéneo, su concentración no se incluye en la

expresión d e la constante d e equilibrio d e la reacción


Equ

ilib

rio

Qu

ímic

o

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Equ

ilib

rio

Qu

ímic

o

Escribir las expresiones de la constante de equilibrio para las siguientes reacciones:

Calculo de la CONSTANTE DE EQUILIBRIO

Un sistema cerrado que en un principio contiene H2 1.00 x 10-3 M y I2

2.00 x 10-3 M a 448 °C se permite que alcance el equilibrio.

Al analizar la mezcla de equilibrio se encontró que la concentración

de HI es 1.87 x 10-3 M. Calcule Kc a 448 °C para la reacción


Equ

ilib

rio

Qu

ímic

o

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Equ

ilib

rio

Qu

ímic

o



Equ

ilib

rio

Qu

ímic

o

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Calculo de las concentraciones en equilibrio


Equ

ilib

rio

Qu

ímic

o

Se llena un recipiente de 1 l con 1 mol de H2 y 2 mol de I2 a 448 C. El valor de Kc para la reacción es de 50,5. ¿Cuáles son las concentraciones en equilibrio de hidrogeno, iodo y ioduro de hidrogeno en moles por litro?



Equ

ilib

rio

Qu

ímic

o

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Equ

ilib

rio

Qu

ímic

o

Factores que afectan el equilibrio

PRINCIPIO DE LE CHATELIER Explica como afecta al equilibrio químico la modificación de ciertos

factores tales como la temperatura, la presión aumenta, la

modificación de las concentraciones de las sustancias.

El principio de Le Chatelier puede expresarse de la siguiente forma:

Si un sistema en equilibrio es perturbado por un cambio de

temperatura, presión o la concentración de uno de los componentes,

el sistema desplazara su posición de equilibrio de manera que se

contrarreste el efecto de la perturbación.

El principio de Le Chatelier permite hacer predicciones cualitativas

acerca de la respuesta de un sistema en equilibrio a diversos cambios

en las condiciones externas.


Equ

ilib

rio

Qu

ímic

o

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Cambio en las concentraciones de reactivos o

productos Si un sistema químico está en equilibrio y aumentamos la concentración

de una sustancia (ya sea un reactivo o un producto), el sistema

reacciona para consumir parte de la sustancia. Por el contrario, si

disminuimos la concentración de una sustancia, el sistema reacciona

para producir parte de la sustancia

Agregar H2 ocasionaría que el sistema se desplace de tal forma que

reduzca la concentración recién aumentada de H2. Este cambio

puede ocurrir sólo mediante el consumo de H2 y el consumo simultáneo

de H2 para formar más HH3


Equ

ilib

rio

Qu

ímic

o


Efectos de los cambios de volumen y presión Si un sistema está en equilibrio y su volumen disminuye, (aumenta su

presión) el principio de Le Chátelier indica que el sistema reaccionará

desplazando su posición de equilibrio para reducir la presión. Un sistema

puede reducir su presión disminuyendo el número total de moléculas

gaseosas. De este modo, a temperatura constante, reducir el volumen

de una mezcla de equilibrio gaseosa ocasiona que el sistema se

desplace en el sentido que reduce el número de moles de gas.

P V entonces la reacción se desplaza a la izquierda

1 mol 2 moles


Equ

ilib

rio

Qu

ímic

o

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Efecto de los cambios de temperatura Los cambios en las concentraciones o en las presiones parciales

provocan desplazamientos en el equilibrio sin modificar el valor de la

constante de equilibrio. Por el contrario, casi todas las constantes de

equilibrio cambian de valor al cambiar la temperatura.

Tratemos al calor como si fuera un reactivo quimico:


Equ

ilib

rio

Qu

ímic

o

Actividades

1. Escriba las expresiones de Kc, en las siguientes reacciones.

En cada caso indique si la reacción es homogénea o heterogénea.

a) O3(g) ⇄ O2(g)

b) Ti(s) + Cl2(g) ⇄ TiCl4(l)

c) C2H4(g) + H2O(g) ⇄ C2H6(g) + O2(g)

d) C(s) + H2(g) ⇄ CH4(g)

e) HCl(ac) + O2(g) ⇄ H2O(l) + Cl2(g)

2. Cuando las siguientes reacciones se encuentran en equilibrio, ¿la mezcla de equilibrio

estará compuesta en su mayoría por reactivos, o por productos?

a) N2(g) + O2(g) ⇄ 2 NO(g); Kc = 15 x 10-10

b) 2 SO2(g) + O2(g) ⇄ 2 SO2(g); Kc = 2.5 x 109

3. ¿Cuál de las siguientes reacciones está desplazada hacia la derecha, y favorece la

formación de productos, y cuál está desplazada hacia la izquierda, y favorece la formación

de reactivos?

a) 2 NO(g) + O2(g) ⇄ 2 NO2(g); Kc = 5.0 x 1012

b) 2 HBr(g) ⇄ H2(g) + Br2(g); Kc = 5.8 X 10-18

4. El yoduro de hidrógeno gaseoso se coloca en un recipiente cerrado a 425 °C en donde

descompone parcialmente en iodo e hidrogeno gasesoso. En el equilibrio se encontró que

[HI] = 3.53 x 10-3 M, [H2 = 4.79 x 10-4 M y [I2 = 4.79 x 10-4 M. ¿Cuál es el valor de Kc a

esta temperatura?

5. El metanol (CH3OH) se produce comercialmente mediante la reacción catalizada de

monóxido de carbono y de hidrógeno: CO(g) + H2(g) ⇄ CH3OH(g). Se encontró que una

mezcla de equilibrio dentro de un recipiente de 2.00 l contiene 0.0406 mol de CH3OH,

0.170 mol de CO y 0.302 mol de H2 a 500 K. Calcule Kc a esta temperatura.

6. Una mezcla de 0.10 mol de NO, 0.050 mol de H2 y 0.10 mol de H2O se coloca en un

recipiente de 1.0 L a 300 K. Se establece el siguiente equilibrio:

2 NO(g) + 2 H2(g) ⇄ N2(g) + 2 H2O(g)

En el equilibrio [NO] = 0.062 M. Calcule las concentraciones de equilibrio de N2 y H2O.

7. Considere el siguiente sistema en equilibrio en el que participan SO2, Cl2 y SO2Cl2

(dicloruro de sulfurilo):

SO2(g) + Cl2(g)⇄ SO2Cl2(g)

Haga una predicción acerca de cómo cambiaría la posición de equilibrio si:

a) se añadiera gas Cl2 al sistema;

b) se retirara SO2Cl2 del sistema;

c) se eliminara SO2 del sistema.

Suponga que la temperatura permanece constante.

8. Al calentar bicarbonato de sodio sólido en un recipiente cerrado se establece el

siguiente equilibrio:

NaHCO3(s) ⇄ Na2CO3(s) + H2O(g) + CO2(g)

¿Qué le pasaría a la posición de equilibrio si:

a) un poco de CO2 se retirara del sistema;

b) un poco de Na2CO3 sólido se agregase al sistema;

c) un poco de NaHCO3 sólido se retirase del sistema?

La temperatura permanece constante.

9. Considere los siguientes sistemas en equilibrio:

a) A ⇄ 2B H° = 20.0 kJ/mol

b) A + B ⇄ C H° = –5.4 kJ/mol

c) A ⇄ B H° = 0.0 kJ/mol

Pronostique los cambios que experimentarían las constantes de equilibrio Kc para cada

caso si se elevase la temperatura del sistema reaccionante.

10. La reacción hipotética A + B ⇄ C presenta el perfil de energía que aparece en la

siguiente gráfica, en función de ella responda:

a) ¿La reacción directa o la inversa es más rápida en el equilibrio?

b) ¿El equilibrio favorecerá a los reactivos o a los productos?

c) Por lo general, ¿cómo afectaría un catalizador al perfil de energía?

d) ¿Cómo afectaría un catalizador la relación de las constantes de velocidad para las

reacciones directa e inversa?

e) ¿Cómo esperaría que la constante de equilibrio de la reacción cambie al aumentar la

temperatura?

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Ionización. Disociación del agua. Electrolitos. Ácidos y bases, fuertes y débiles. Teorías ácido-base. Concepto y cálculo de pH. Concepto de soluciones buffer. Buffers biológicos..

Contenidos

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Ácidos y bases

• Teoría de Arrhenius:

Ácido: sustancia que produce protones (H+) en agua

– Base o álcali: sustancia que produce iones hidroxilo (OH-) en agua

¿Por qué es alcalino el amoniaco, NH3? • “Porque en disolución acuosa forma NH4OH, que cede OH-.”

• ¡Pero nunca se ha detectado la especie química NH4OH en agua!

• Necesitamos otra teoría

2( ) ( ) ( )H O

g ac acHCl H Cl

2( ) ( ) ( )H O

s ac acNaOH Na OH


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Ácidos y bases • Teoría de Brønsted y Lowry:

- Ácido: dador de protones

- Base o álcali: aceptor de protones

- Reacción ácido-base: reacción de intercambio de protones

2 2NaOH H O Na H O OH ácido base

3 2 4NH H O NH OH ácido base

3 2 4NH H O NH OH

3 2 4NH H O NH OH ácido base

ácido base ácido base

2 3HCl H O Cl H O ácido base

conjugados conjugados

siempre que una sustancia se comporte como ácido (cede H+) habrá otra que actúe como base (captura H+)


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Ácidos y bases

• Teoría de Lewis:

– Ácido: aceptor de pares de electrones

– Base o álcali: dador de pares de electrones

– Reacción ácido-base: reacción de intercambio de pares de electrones

ácido de Lewis

base de Lewis

aducto


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Ácidos y bases en disolución


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Equilibrio de autoionización. Producto iónico del agua

2 2 3H O H O H O OH 14

,298 1,0 10wK

Agua pura:

3[ ][ ] wH O OH K

14 7

3[ ] [ ] 1,0 10 1,0 10H O OH M a 25ºC:

3[ ] [ ]H O OH wK

ácido base ácido base débil débil fuerte fuerte

H H

Anfótero: sustancia que puede actuar como ácido y como base

3[ ] [ ]H O OH 3[ ] [ ]H O OH 3[ ] [ ]H O OH

Disolución ácida Disolución neutra Disolución. básica

El agua es un electrolito “extremadamente débil” y está muy poco disociado en sus iones.


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Potencial Hidrogeno: pH En 1909, el químico danés Sörensen propuso expresar la concentración del ión hidrógeno

como sus logaritmos decimales con signo cambiado (o como el logaritmo decimal de su

inversa) y llamó a esta expresión “Potencial hidrógeno”, designándolo con el símbolo pH.

Matemáticamente, esto es:


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Potencial Hidrogeno: pH


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../Desktop/2014/QUIMICA PETP/pppimportanciadelphenelhogar-130623133837-phpapp02.ppsx

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Potencial Hidrogeno: pH y pOH Una muestra de agua de lluvia tiene pH=4,35. ¿Cuánto vale [H3O+]?

34,35 log[ ]H O 3log[ ] 4,35H O 4,35 5

3[ ] 10 4,5 10H O M

Una muestra de un amoniaco de uso doméstico tiene pH=11,28. ¿Cuánto vale [OH-]?

14,00 14,00 11,28 2,72pOH pH

2,72 log[ ]OH 2,72 3[ ] 10 1,9 10OH M


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pH y pOH


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Formas de medir el pH


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Ácidos y bases fuertes: disociación completa

Tienen el equilibrio de ionización muy desplazado a la derecha, se transfiere por completo sus protones al agua y no quedan moléculas sin disociar en la disolución.

2 3HCl H O Cl H O NaOH Na OH

El aporte de la autoionización del agua a la concentración de H3O+ en las disoluciones de ácidos fuertes y de OH- en las de bases fuertes es despreciable

2 32H O H O OH

Ácidos fuertes más frecuentes Bases fuertes más frecuentes

HCl HBr HI

4HClO

3HNO

2 4H SO (sólo la 1ª ionización)

LiOH NaOH KOH

RbOH CsOH

2

Mg OH 2

Ca OH

2

Sr OH

2

Ba OH

⇄


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Ácidos y bases fuertes Ejemplo: Disolución HCl(ac) 0,015 M. ¿Cuánto valen las concentraciones molares de las especies presentes en la disolución y el pH?

2 3HCl H O Cl H O

0c 0c0( )c

w w

[ ]Cl

3[ ]H O

[ ]OH

0c

0c w

w

0c

0,015M

0,015M

3[ ] [ ]wOH K H O 141,0 10 0,015 136,7 10 M

136,7 10 M

1

3[ ][ ] wH O OH K

2

3

3

~ todo el H3O+ procede de la ionización del ácido

• los OH- proceden de la ionización del agua

• los Cl- proceden de la ionización del ácido

• [H3O+] y [OH-] deben ser consistentes con Kw

log0,015 1,82pH

4

2 32H O H O OH ⇄


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Ácidos y bases débiles

solo se disocian parcialmente en disolución acuosa y por lo

tanto existen en la disolución como una mezcla de moléculas

de acido y los iones que lo forman

⇄


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Ácidos y bases débiles: disociación parcial

Es necesario considerar su equilibrio de ionización

2 3HA H O A H O Constante de ionización o de acidez del ácido HA

3[ ][ ]

[ ]a

A H OK

HA

2B H O HB OH Constante de ionización o de basicidad de la base B

[ ][ ]

[ ]b

HB OHK

B

2 3HCN H O CN H O 106,2 10aK

3 2 4NH H O NH OH 51,8 10bK

⇄

⇄

⇄

⇄


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Calculo pH acido débil


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A veces conviene hacer una simplificación para obtener el valor de x. Debido a que el HF es un ácido débil y los ácidos débiles están poco ionizados, suponemos que x debe ser muy pequeño en comparación con 0.50. Por tanto, hacemos la siguiente aproximación


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Calculo pH base débil


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Propiedades acido-base de sales Las sales son electrólitos fuertes que se disocian por completo para formar iones en agua. El término hidrólisis de una sal describe la reacción de un anión o un catión de una sal, o de ambos, con el agua. Por lo general, la hidrólisis de una sal afecta el pH de una disolución.

• Sales que producen disoluciones neutras

• Sales que producen disoluciones acidas

• Sales que producen disoluciones básicas


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Sales que producen disoluciones neutras Son sales formadas por la reacción entre un acido fuerte y una base

fuerte.

En este caso no hay hidrolisis

Por ejemplo, cuando se disuelve en agua el NaNO3, una sal formada

por la reacción entre el NaOH y el HNO3, se disocia por completo

como sigue:

NaNO3 Na+ + NO3-

El ion Na+ hidratado no dona ni acepta iones H+. El ion NO3- es la base

conjugada del ácido fuerte HNO3 y no tiene afinidad por los iones H+.

Como consecuencia, una disolución que contenga iones Na+ y NO3- es

neutra, con un pH cercano a 7.


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Sales que producen disoluciones básicas La disolución de una sal derivada de una base fuerte y un ácido débil

es básica. Por ejemplo, la disociación del acetato de sodio

(CH3COONa) en agua está dada por:

El ion Na+ hidratado no tiene propiedades ácidas ni básicas. Sin

embargo, el ion acetato CH3COO– es la base conjugada del ácido

débil CH3COOH y, por tanto, tiene afinidad por los iones H+. La

reacción de hidrólisis está dada por:

La constante de equilibrio para

esta reacción de hidrólisis es la

constante de ionización de una

base del CH3COO–


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Ejemplo


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Sales que producen disoluciones ácidas Cuando se disuelve en agua una sal derivada de un ácido fuerte, como

HCl, y una base débil, como NH3, la disolución resulta ácida. Por ejemplo,

considere el proceso:

El ion Cl–, por ser la base conjugada de un ácido fuerte, no tiene

afinidad por el H+ y no muestra tendencia a hidrolizarse. El ion amonio,

NH4+, es el ácido conjugado débil de la base débil NH3 y se ioniza

como sigue:


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Soluciones amortiguadoras: buffers o tampón


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Soluciones amortiguadoras: buffers o tampon

Una disolución amortiguadora, regulador o

tampón es una disolución de:

1) un ácido débil o una base débil 2) su sal; es decir, ambos componentes deben

estar presentes.

La disolución tiene la capacidad de resistir los

cambios del pH cuando se agregan pequeñas

cantidades de ácido o de base

Las disoluciones amortiguadoras son muy

importantes en los sistemas químicos y biológicos. El

pH en el cuerpo humano varía mucho de un fluido

a otro; por ejemplo, el pH de la sangre está

alrededor de 7.4, en tanto que el del jugo gástrico

humano puede ser de 1.5. En gran parte, estos

valores del pH, que son muy importantes para el

funcionamiento adecuado de las enzimas y del

balance de la presión osmótica, se mantienen por

acción de los sistemas amortiguadores.


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• Una disolución amortiguadora debe contener una concentración relativamente

grande de ácido para reaccionar con los iones OH– que se le añadan; y también

debe contener una concentración semejante de base para neutralizar los iones H+

que se le agreguen.

• Los componentes ácidos y básicos del amortiguador no deben consumirse el uno al

otro en una reacción de neutralización.

• Estos requerimientos se satisfacen con un par conjugado ácido-base, por ejemplo,

un ácido débil y su base conjugada (suministrada por una sal) o una base débil y su

ácido conjugado (suministrado por una sal).

• Una disolución amortiguadora simple se puede preparar al mezclar cantidades

molares semejantes de ácido acético (CH3COOH) y de su sal acetato de sodio

(CH3COONa) en medio acuoso.


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Actividades

1. Cada uno de los siguientes ejemplos, ¿es acido, básico o neutro?

a) lluvia, pH 5,2

b) lágrimas, pH 7,5

c) té, pH 3,8

d) cola, pH 2,5

e) revelador fotográfico, pH 12,0

2. Cada uno de los siguientes ejemplos de fluidos corporales, ¿es ácido, básico o neutro?

a) saliva, pH 6,8

b). orina, pH 5,9

c) jugo pancreático, pH 8,0

d) bilis, pH 8,4

e) sangre, pH 7,45

3. ¿Cuáles son algunas de las semejanzas y diferencias entre un ácido fuerte y un ácido

débil?

4. ¿Cuáles son algunos de los ingredientes que se encuentran en un antiácido? ¿Cómo

actúan?

5. Un ingrediente de algunos antiáddos es el Mg(OH)2.¿Cuál es la reacción de

neutralización del Mg(OH)2 con el ácido que contiene el estómago, HCl?

6. Determina el pH de las siguientes disoluciones:

a) H+= 1,0 x 10-8 M

b) [H+] = 5,0 X 10-2 M

c) [OH-] = 3,5 X 10-5 M

d) [OH-] = 0,005 M

Identifica cada una de las disoluciones como ácida, básica o neutra.

7. Determina el pH de las siguientes 809 Determina el pH de las siguientes disoluciones:

a) [OH-] = 1,0 x 10-7 M

b) [H+] = 4,2 x 10-3M

c) [H+] = 0,0001 M

d) [OH-] = 8,5 x 10-9 M

Identifica cada una de las disoluciones ácida, básica o neutra.

8. ¿Cuáles son las [H+] y [OH-] para una disolución con los siguientes valores de pH?

a) 3,0 b) 6,0 c) 8,0 d) 11,0 e) 9,20

9. ¿Cuáles son las [H+] y [OH-] para una disolución con los siguientes valores de pH?

a) 10,0 b) 5,0 c) 7,00 d) 6,5 e) 1,82

10. Una disolución A tiene un pH de 4,0 y otra disolución B tiene un pH de 6,0.

a) ¿Cuál de las dos es más ácida?

b) ¿Cuál es la [H+] y [OH-] en cada una?

11. ¿Cuál es el pH de una disolución preparada disolviendo 2,5 g de HCl en agua para

hacer 425 ml de disolución de HCl?

12. La Ka del ácido benzoico es de 6.5 x 10–5. Calcule el pH de una disolución de ácido

benzoico 0.10 M.

13. Se disuelve una muestra de 0.0560 g de ácido acético en la cantidad suficiente de

agua para preparar 50.0 mL de disolución. Calcule las concentraciones de H+, CH3COO– y

CH3COOH en el equilibrio. (Ka para el ácido acético = 1.8 × 10–5.)

14. El pH de una disolución ácida es de 6.20. Calcule la Ka del ácido. La concentración

inicial del ácido es de 0.010 M.

15. ¿Cuál es la molaridad inicial de una disolución de ácido fórmico (HCOOH) cuyo pH, en

el equilibrio, es de 3.26?

16. ¿Cuál de las siguientes disoluciones tendrá un pH más alto? a) NH3 0.20 M, b) NaOH

0.20 M.

17. Se prepara un tampón disolviendo CH3COOH y Na(OH) en agua,

a) Escribe la ecuación que muestre cómo este tampón neutraliza los ácidos añadidos.

b) Escribe la ecuación que muestre cómo este tampón neutraliza las bases añadidas.

18. Calcule el pH para cada una de las siguientes disoluciones: a) NH3 0.10 M, b) C5H5N

(piridina) 0.050 M.

19. El pH de una disolución de una base débil 0.30 M es de 10.66. ¿Cuál es la Kb de la

base?

20. Cuáles de los siguientes pares en disolución pueden actuar como un sistema

amortiguador? a) KCN/HCN, b) Na2SO4/NaHSO4, c) NH3/NH4NO3, d) NaI/HI.

21. Calcule el pH de un sistema amortiguador formado por

NH3 0.15 M/NH4Cl 0.35 M.

22. Calcule el pH de las dos disoluciones amortiguadoras siguientes: a) CH3COONa 2.0

M/CH3COOH 2.0 M.

b) CH3COONa 0.20 M/CH3COOH 0.20 M.

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Potencial redox.

Contenidos


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Los procesos redox tienen una importancia capital en el metabolismo

de los seres vivos. Algunos de los procesos son:

* fotosíntesis

* respiración aeróbica.

* deshidrogenaciones,

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ELECTROQUIMICA

La electroquímica es el estudio de las relaciones entre la electricidad

y las reacciones químicas.

Potencial de electrodo

Un electrodo es una pieza de metal, Me.

* Un electrodo sumergido en una disolución que contiene iones del

mismo metal, Me+, se llama una semicelda.

* Entre los átomos metálicos del electrodo y los iones metálicos en

disolución pueden darse dos tipos de interacciones:


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ELECTROQUIMICA

No se puede hacer una medida directa sobre un solo electrodo, pero sí se

pueden conectar dos electrodos distintos entre sí y medir el flujo de electrones

que tiene lugar entre ellos.

Una celda electroquímica es una combinación de dos semiceldas,

conectadas de modo adecuado, para generar electricidad.

Los electrones se transfieren directamente del agente reductor (Zn) al agente oxidante (Cu2+) en la disolución

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ELECTROQUIMICA

La corriente eléctrica fluye del ánodo al

cátodo porque existe una diferencia de

energía potencial eléctrica entre los

electrodos.

El flujo de corriente eléctrica es análogo a la

caída de agua en una cascada debido a la

diferencia de energía potencial gravitacional.

Experimentalmente la diferencia de potencial

eléctrico entre el ánodo y el cátodo se mide

en forma experimental con un voltímetro

El voltaje a través de los electrodos de una celda galvánica se llama voltaje de la celda o potencial de la celda. otro termino común para el voltaje de la celda es fuerza electromotriz o fem (),


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ELECTROQUIMICA

Potenciales estándar de reducción

Cuando las concentraciones de los iones Cu2+ y Zn2+ son de 1.0 M,

encontramos que el voltaje o fem de la celda es de 1.10 V a 25°C

La fem medida en la celda es la suma de los potenciales eléctricos en

los electrodos de Zn y Cu. Conociendo uno de ellos, el otro se obtiene

por sustracción (de 1.10 V).

Es imposible medir el potencial de un solo electrodo, pero si

arbitrariamente asignamos el valor de cero a un electrodo particular,

éste se puede usar para determinar los potenciales relativos de otros

electrodos. El electrodo de hidrógeno sirve de referencia para este fin.

Los potenciales asi determinados se denominan POTENCIALES

ESTANDAR DE REDUCCCION (0)

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ELECTROQUIMICA

Potenciales estándar de reducción


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ELECTROQUIMICA

Potenciales estándar de reducción: consideraciones

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ELECTROQUIMICA



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ELECTROQUIMICA

Termodinámica de las reacciones redox

¿como se relaciona E° celda con algunas cantidades

termodinámicas, como G° y Keq?

En general, es más conveniente expresar la carga total en

cantidades molares. La carga eléctrica de un mol de electrones se

denomina constante de Faraday (F), donde:

La fem medida (Ecelda) es el voltaje máximo que la celda puede alcanzar. Por tanto, el trabajo eléctrico hecho wele, que es el trabajo máximo que se puede hacer (wmax), esta dado por el producto de la carga total y la fem de la celda:

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ELECTROQUIMICA


La energía libre como la energía disponible para hacer trabajo. El cambio en la energía libre (ΔG) representa la cantidad máxima de trabajo útil que se puede obtener de una reacción:

Para una reacción espontanea, ΔG es negativo. Debido a que tanto n como F son cantidades positivas, se desprende que Ecelda debe ser positiva. Para las reacciones en que sus reactivos y productos están en sus estados estándar (1 M o 1 atm), la ecuacion se convierte en:


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ELECTROQUIMICA

Potenciales no estándar

Cuando se trabaja en condiciones no estándar, el potencial de la celda conseguido no será el potencial estándar. Esta situación se presenta cuando varían algunos de los parámetros establecidos (concentraciones o temperatura), así, el potencial de la celda, E, y las concentraciones de reactivos y productos se relacionan en la siguiente ecuación:

donde Q es el cociente de la reacción


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ELECTROQUIMICA

Ejercicios

Calcule la fem estándar de una celda que utiliza las reacciones de semicelda Ag/Ag+ y Al/Al3+. Escriba la ecuación de la reacción de la celda que se lleva a cabo en condiciones de estado estándar. Rta: Ecelda: 2,46 V

Cl2 y MnO4-

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ELECTROQUIMICA

0,368 V

a) -432 kJ/mol 5x1075

b) 2104 kJ/mol, 2x1018. c) 2178 kJ/mol, 1x1031. d) -1.27x103 kJ/mol, 8x10aic

Actividades

1. Calcule la fem estándar de una celda que utiliza las reacciones de semicelda Ag/Ag+ y

Al/Al3+. Escriba la ecuación de la reacción de la celda que se lleva a cabo en condiciones

de estado estándar.

2. ¿Cuál de los siguientes reactivos es capaz de oxidar el H2O a O2(g) en condiciones de

estado estándar? H+(ac), Cl–(ac), Cl2(g), Cu2+

(ac), Pb2+(ac), MnO4

– (ac) (en ácido).

3. Prediga si las siguientes reacciones sucederan espontáneamente en disolucion acuosa

a 25°C. Suponga que la concentracion inicial de todas las especies disueltas es de 1.0 M.

a) Ca(s) + Cd2+(ac) Ca2+

(ac) + Cd(s)

b) 2Br–(ac) + Sn2+

(ac) Br2(l) + Sn(s)

c) 2Ag(s) + Ni2+(ac) 2 Ag+

(ac) + Ni(s)

d) Cu+(ac) + Fe3+

(ac) Cu2+(ac) + Fe2+

(ac)

4. ¿Cuál especie de cada uno de los siguientes pares es mejor agente reductor en

condiciones de estado estándar? a) Na o Li, b) H2 o I2, c) Fe2+ o Ag, d) Br– ó Co2+.

5. La constante de equilibrio de la reacción:

Sr(s) + Mg2+(ac) Sr2+

(ac) + Mg(s)

es de 2.69 × 1012 a 25°C. Calcule el E° de la celda formada por las semiceldas de Sr/Sr2+

y Mg/Mg2+.

6. Calcule el ΔG° y la Kc de las siguientes reacciones a 25°C:

a) Mg(s) + Pb2+(ac) ⇄ Mg2+

(ac) + Pb(s)

b) Br2(l) + 2 I–(ac) ⇄ 2 Br–(ac) + I2(s)

c) O2(g) + 4 H+(ac) + 4 Fe2+

(ac) ⇄ 2 H2O(l) + 4 Fe3+(ac)

d) 2 Al(s) + 3 I2(s) ⇄ 2 Al3+(ac) + 6 I–(ac)

7. Dado que E° = 0.52 V para la reacción de reducción:

2 Cu+(ac) Cu2+ + Cu(s)

calcule el G° y la Kc

05/10/2015

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Nociones de química orgánica y biomoléculas. El átomo de carbono. Hibridación de orbitales del carbono. Orbitales moleculares. Compuestos orgánicos: alifáticos, cíclicos y aromáticos. Grupos funcionales y familias de compuestos: alcoholes, fenoles, aldehídos, cetonas, ácidos, éteres, ésteres, aminas, amidas, nitrilos.

Contenidos


Qu

ímic

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Química ¿Orgánica?

La química orgánica es la química de los compuestos del carbono…

Vitalismo: «sólo los organismos podían producir compuestos orgánicos».

…hubo que desechar la teoría de la fuerza vital.

05/10/2015

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Qu

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Química ¿Orgánica?

Los compuestos orgánicos superan ampliamente a los compuestos inorganicos!!!

Acido acetilsalicilico PET (tereftalato de polietileno)


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rgán

ica

• Los átomos de carbono

tienen la capacidad de

formar enlaces

covalentes carbono-

carbono simples, dobles

y triples,

• Los átomos de carbono

pueden unirse entre sí

formando cadenas o

estructuras cíclicas.

El átomo de carbono

¿cuál es la razón

principal de que existan

tantos compuestos

orgánicos?,

¿qué tiene el carbono en

especial, que se dedica toda

una rama de la química a

estudiar sus compuestos?,

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Configuración electrónica del Carbono

Z = 6 1s2 2s2 2p2

cuatro electrones de valencia

* El octeto electrónico, lo completa compartiendo electrones con

otros átomos, principalmente hidrogeno con el que comparte un

par de electrones.


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Configuración electrónica del Carbono

Se pueden compartir uno, dos o tres pares de electrones…

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Fórmulas Estructurales muestran la verdadera estructura de las moléculas, esto es, el orden de unión de los átomos. Las fórmulas de líneas de Lewis o fórmulas estructurales son un tipo de fórmula estructural, que suelen condensarse o reducirse a fórmulas más cortas. En una fórmula de líneas, cada línea representa un par de electrones compartidos.


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Representación de las moléculas orgánicas

Fórmulas Moleculares Son las que además de la razón o proporción, nos dicen el número real de átomos en una molécula. Metano es CH4

Etano es C2H6 Propano C3H8,etc.

Formulas condensadas Los enlaces (o líneas) no se indican y átomos del mismo tipo que están enlazados a otros átomos se agrupan. Butano: Formula molecular: C4H10 Formula condensada: CH3CH2CH2CH3

Se puede incluso condensar aún más la notación. Ejemplo: CH3CH2CH2CH2CH2CH2CH2CH3 es equivalente a CH3(CH2) 6CH3


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Fórmulas poligonales: Compuestos Cíclicos Las estructuras cíclicas se representan usualmente, mediante Fórmulas poligonales, las cuales son otro tipo de fórmula estructural condensada.

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Representaciones de líneas y ángulos (fórmulas de esqueleto o fórmulas de armazón) En ellas no aparecen los átomos de carbono ni los de hidrógeno. Los átomos de carbono (C) se representan como los vértices (esquinas) y terminaciones de segmentos de línea que no están señaladas con ningún otro símbolo de elemento químico. Se supone a la vez que cada átomo de carbono está unido a tantos átomos de hidrógeno como sea necesario para que tenga cuatro enlaces en total. Otros átomos distintos del C y el H o grupos radicales (R) deben escribirse de modo explícito.

Actividades cuadernillo


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ORBITALES ATÓMICOS DEL CARBONO EN LOS COMPUESTOS ORGÁNICOS

* El átomo de carbono en los compuestos orgánicos emplea orbitales atómicos híbridos * Estos orbitales se obtienen cuando dos o más orbitales no equivalentes del mismo átomo se combinan para prepararlos para la formación del enlace covalente.

Hay tres tipos de orbitales hibridos • Orbitales atómicos sp3

• Orbitales atómicos sp2

• Orbitales atómicos sp

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Orbitales atómicos sp3

2s 2px 2py 2pz 4 orbitales híbridos sp3

Cuando el carbono se enlaza con otros cuatro elementos o grupos de elementos, y mantiene con ellos enlaces simples, lo hace empleando cuatro orbitales atómicos híbridos equivalentes que se obtienen “mezclando” el orbital 2s con los tres orbitales 2p


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2s 2px 2py 2pz 4 orbitales híbridos sp3

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2s 2px 2py 2pz 3 orbitales híbridos sp2 pz

Cuando el carbono se enlaza con tres elementos o grupos de elementos, y mantiene con uno de ellos un enlace doble, lo hace empleando tres orbitales atómicos híbridos equivalentes que se obtienen “mezclando” el orbital 2s con los dos orbitales 2p:


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Orbitales atómicos sp

2s 2px 2py 2pz 2 orbitales 2py 2pz

híbridos sp

Cuando el carbono se enlaza con dos elementos o grupos de elementos, y mantiene con uno de ellos un enlace triple, lo hace empleando dos orbitales atómicos híbridos equivalentes que se obtienen “mezclando” el orbital 2s con un orbital 2p


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Orbitales atómicos sp

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Formación de enlaces simples o sencillos: Orbitales sigma ()

Cuando dos átomos cualesquiera forman enlaces covalentes sus

orbitales atómicos se “superponen” o “traslapan»

ORBITALES MOLECULARES

Orbital Orbital Orbital

atómico 1s atómico 1s molecular

El enlace formado de esta manera se denomina enlace sigma (). Los

enlaces sigma son los enlaces covalentes más fuertes, se caracterizan

por tener una simetría esférica en torno al eje internuclear, con la máxima

densidad electrónica entre los núcleos atómicos. En un enlace sigma cada

electrón dispone del orbital molecular como si estuviera solo.


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Formación de enlaces simples o sencillos: Orbitales sigma ()


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Formación de enlaces múltiples: Orbitales pi ()


Cuando dos orbitales del tipo p se superponen lateralmente el orbital

molecular formados se denomina orbital molecular .

En un orbital de este tipo, la densidad electrónica se concentra arriba y abajo de una línea imaginaria entre los dos núcleos que se enlazan. Un enlace doble está constituido por un enlace sigma y un enlace pi.

p p orbital molecular


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ENLACES EN LOS COMPUESTOS ORGÁNICOS Metano y el etano: enlaces simples Enlaces en el metano

Enlaces en el etano

C HH

H

H

Cuatro enlaces covalentes C-H de igual longitud y el mismo ángulo de enlace (109.5°). Cada uno de los enlaces C-H del metano está formado por el traslape de un orbital sp3 del carbono con el orbital s del hidrógeno.

un enlace C-C: sp3- sp3

seis enlaces C-H: sp3- s

C CH

H

H

H

H

H

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ENLACES EN LOS COMPUESTOS ORGÁNICOS Enlaces en el etileno: el doble enlace

C C

H

H H

HCada átomo de carbono forma cuatro enlaces, pero cada uno está unido a sólo tres átomos. Para formar este compuesto, cada carbono emplea orbitales atómicos híbridos sp2


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ENLACES EN LOS COMPUESTOS ORGÁNICOS Enlaces en el etino: el triple enlace

Actividades….

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COMPUESTOS ORGÁNICOS: clasificación

alcanos

alquenos

alifáticos

cíclicos (cicloalcanos)

saturados

insaturados

Unidad II : Función Hidrocarburo Química Orgánica y Biológica Dra. Evangelina González

alquinos

Alifáticos Aromáticos

Hidrocarburos


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Alcanos Los alcanos solo presentan enlaces covalentes sencillos. Tienen la fórmula general CnH2n+2, donde n = 1, 2, . . . Se dividen en: alcanos, de cadena abierta y cicloalcanos, de cadena cerrada formando ciclos.


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Alcanos lineales: nomenclatura

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Alcanos «ramificados»: nomenclatura

Alcano lineal Alcano ramificado

Los nombres de los alcanos ramificados se obtienen de aplicar las reglas de nomenclatura denominada sistemática o nomenclatura IUPAC. Para poder asignar los nombres es necesario conocer los sustituyentes alquilo. Un sustituyente alquilo (o grupo alquil) se obtiene al eliminar un hidrógeno de un alcano. Estos sustituyentes alquilo se designan reemplazando el sufijo “ano” del alcano por “il” o“ilo”. Se utiliza la letra “R” para señalar cualquier grupo alquilo.


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El nombre sistemático de un alcano se obtiene utilizando las

siguientes reglas:

1. Se determina el número de carbonos en la cadena continua de

carbonos más larga.

Esta cadena se denomina hidrocarburo base o cadena principal. El

nombre que indica el número de carbonos en el hidrocarburo base

se convierte en el “apellido” del alcano. La cadena continua más

larga no siempre es una cadena lineal; a veces se tiene que

“doblarla esquina” para obtener la cadena continua más larga


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2. El nombre de cualquier sustituyente alquilo unido al hidrocarburo

base se cita antes del nombre del hidrocarburo base, junto con un

número que designa al carbono al que se encuentra unido. La cadena

se numera en la dirección en que se asigne al sustituyente el número más bajo posible. El nombre de sustituyente y del hidrocarburo base se

une para formar una sola palabra, y se coloca un guion entre el número

y el nombre del sustituyente.

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3. Si el hidrocarburo base tiene unido más de un sustituyente, la

cadena se numerará en la dirección que tenga como resultado el

número más bajo posible para el nombre del compuesto. Los

sustituyentes se enlistan en orden alfabético (no numérico), asignando

a cada uno su valor apropiado. Si dos o más sustituyentes son iguales,

se utilizan los prefijos “di”, “tri” y “tetra” para indicar cuántos

sustituyentes iguales tiene el compuesto. Los números que indican la

ubicación de los sustituyentes iguales se colocan juntos y separados

por comas.


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4. Cuando al contar en ambas direcciones se obtiene el mismo

número mínimo para alguno de los sustituyentes, se selecciona la

dirección que brinda el número más pequeño para alguno de los

demás sustituyentes.

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Alcanos «ramificados»: nomenclatura 5. Si los números de los sustituyentes que se obtienen en ambas

direcciones son iguales, el primer grupo citado recibe el número

menor (por orden alfabético).

6. Si un compuesto tiene dos o más cadenas del mismo tamaño, el

hidrocarburo base será la cadena con mayor número de sustituyentes.


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Cicloalcanos Para nombrarlos se debe anteponer la palabra “ciclo” seguido del nombre del alcano al que corresponde según el número de carbonos que posean.

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Cicloalcanos sustituidos

1. En el caso de un cicloalcano enlazado con un sustituyente alquilo, el anillo es el hidrocarburo base. No hay necesidad de nombrar la posición de un solo sustituyente en el anillo. 2. Si el anillo tiene dos sustituyentes distintos, se citan en orden alfabético y se asigna la posición número 1 al primero de ellos.


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Alquenos Se nombran cambiando la terminación “ano” de los alcanos por “eno”. Según la nomenclatura IUPAC, el doble enlace debe localizarse con números. El alqueno más sencillo es C2H4, etileno.

A partir de cuatro carbonos es posible que para cada compuesto haya más de una posibilidad para localizar el enlace doble. Para diferenciarlos se debe numerar la cadena carbonada en la dirección que dé al doble enlace el número más pequeño posible. La posición del doble enlace se indica mediante el número inmediato previo al alqueno. Por ejemplo, 1-buteno significa que el enlace doble está entre el

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Alquenos ramificados

Si el alcano esta ramificado, el nombre de un sustituyente se cita antes del nombre de la cadena más larga que contiene al doble enlace, junto con un número que designa al carbono, al cual está unido tal sustituyente. Si una cadena tiene más de un enlace doble, primero se identifica la cadena que contiene todos los enlaces dobles con su nombre de alcano, reemplazando la terminación “no” con el sufijo apropiado: dieno, trieno, etc. La cadena se numera en la dirección que asigne el menor número al nombre del compuesto. Si una cadena tiene más de un sustituyente, los sustituyentes se citan en orden alfabético, empleando las mismas reglas de nomenclatura descritas en alcanos.


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Alquenos Si en ambas direcciones se obtiene el mismo número para el sufijo del grupo función al alqueno, el nombre correcto es el que contiene el menor número de sustituyente.

En los compuestos cíclicos no es necesario utilizar un número para denotar la posición del enlace doble porque los anillos siempre se numeran de manera que el enlace doble esté entre los carbonos 1 y 2. Para determinar el número de un sustituyente es necesario seguir el anillo en la dirección (en el sentido de las manecillas del reloj o en contra de las manecillas de reloj) que asigne el menor número posible al nombre.

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Alquenos

Si el anillo tiene más de un enlace doble son necesarios los números.


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Alquinos

Un alquino es un hidrocarburo que contiene un enlace triple

carbono-carbono.

Los nombres de los compuestos que contienen enlaces triples

terminan en -ino. De nuevo, el nombre del compuesto base está

determinado por el número de átomos de carbono. Al igual que en

el caso de los alquenos, los nombres de los alquinos indican la

posición del triple enlace carbono-carbono.

Para el caso de los alquinos sustituidos, las reglas de nomenclatura

a aplicar son las mismas que vimos para alquenos

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Hidrocarburos aromáticos

El benceno, compuesto base de esta gran familia de sustancias

orgánicas.

Un compuesto no tiene que ser necesariamente un hidrocarburo para ser aromático. Muchos compuestos heterocíclicos son aromáticos. Un compuesto heterocíclico es un compuesto cíclico en el que uno (o más) de los átomos del anillo no es un átomo de carbono


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Nombrar los bencenos monosustituidos, es decir, bencenos en los que un átomo de H se ha reemplazado por otro átomo o grupo de átomos, es muy sencilla y se determina estableciendo el nombre del sustituyente, seguido por la palabra “benceno”, como se muestra a continuación:

Actividades...

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NOMENCLATURA DE LOS COMPUESTOS AROMATICOS

En presencia de dos sustituyentes son posibles tres estructuras isomeras que

se designan con los prefijos orto-, meta- y para- y se abrevian como o-, m- y p-

orto orto

para

meta meta

orto orto

para

meta meta orto-diclorobenceno meta-diclorobenceno

para-diclorobenceno


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NOMENCLATURA DE LOS COMPUESTOS AROMATICOS

Cuando hay mas de dos sustituyentes se designa su posición numerando el anillo

1,2,4-trimetilbenceno

1

2

3

4

5

6

1

2

3

4

5

61

2

3

4

5

6

1

2

3

4

5

6

3,5-dicloro-1-metilbenceno

12

3

4

5

61

2

3

4

5

6

2-metil-1,3,5-trinitrobenceno

TNT

Los hidrocarburos aromáticos, como una clase, reciben el nombre de arenos

Para representar el grupo arilo se utiliza el símbolo Ar de la misma manera que

el símbolo R se utiliza para un grupo alquilo. La formula Ar-R es entonces un

arilalcano


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COMPUESTOS OXIGENADOS Alcoholes Para nombrarlos, se coloca el prefijo ol al nombre del alcano con igual número de carbono (nomenclatura IUPAC) o bien se antepone la palabra alcohol seguida del nombre del alcano correspondiente con terminación ilico en la nomenclatura IUPAC

Etanol Alcohol etilico

Fenol


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COMPUESTOS OXIGENADOS Alcoholes sustituidos

Las reglas para nombrar un alcohol son las siguientes:

1. Identificar la cadena más larga que contiene al grupo funcional. La cadena

principal se numera en la dirección que da al grupo hidroxilo el número más

bajo posible.

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2. El grupo hidroxilo tiene prioridad sobre los grupos vistos hasta el

momento. Esto es, el OH debe tener el número más bajo posible.

3. Si se obtiene el mismo número del sufijo de grupo funcional en ambas

direcciones, la cadena se numera en la dirección que da a un sustituyente el

número más bajo posible.


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4. Si existe más de un sustituyente, los sustituyentes se mencionan en orden

alfabético.

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COMPUESTOS OXIGENADOS Eteres


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COMPUESTOS OXIGENADOS Eteres

Las reglas para dar nombres a estos compuestos son:

1. Se selecciona la cadena de átomos de carbono más larga.

2. Se selecciona el grupo alquiloxi (R-O-), el cual contendrá la cadena de

átomos de carbono más corta. Por convención, hoy es más usual utilizar la

contracción alcoxi. Por ejemplo:

CH3-O- es metiloxi, pero se denomina metoxi

Sin embargo, en los grupos que contienen 5 carbonos en adelante sus

nombres no se contraen, y así tenemos pentiloxi, hexiloxi, heptiloxi, etc

Metoxietano

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COMPUESTOS OXIGENADOS ALDEHÍDOS Y CETONAS Los aldehídos y cetonas son compuestos que contienen el grupo carbonilo:


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COMPUESTOS OXIGENADOS ALDEHÍDOS El nombre de los aldehídos alifáticos se deriva del nombre del alcano con el mismo número de carbonos, cambiando la terminación –ano del alcano por el sufijo -al. Puesto que el grupo carbonilo en estos compuestos siempre se encuentra en uno de los extremos de la cadena, no es necesario indicar su posición con un número, se sobreentiende que es el carbono 1, y como grupo sufijo determina la dirección en la que se numera la cadena.

Metanal etanal propanal butanal

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COMPUESTOS OXIGENADOS ALDEHÍDOS: nombres comunes


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COMPUESTOS OXIGENADOS CETONAS

El nombre IUPAC de una cetona, se deriva del nombre del alcano que

corresponde a la cadena de carbonos más larga del compuesto, siempre y

cuando contenga al grupo carbonilo, para ello, se cambia la terminación -o

del alcano, por el sufijo -ona. Si la cadena carbonada tiene más de 4

carbonos, ésta se numera por el extremo donde el grupo carbonilo obtenga el

número más bajo posible. Los sustituyentes se nombran en la forma

acostumbrada (por orden alfabético). Por ejemplo:

propanona butanona 2-pentanona

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COMPUESTOS OXIGENADOS ACIDOS CARBOXILICOS Los ácidos carboxílicos son compuestos que se caracterizan por la presencia del grupo carboxilo, el cual se puede representar en las siguientes formas:


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COMPUESTOS OXIGENADOS ACIDOS CARBOXILICOS

Para nombrar un ácido carboxílico por el sistema IUPAC, se atienden las

siguientes reglas:

1. Se identifica la cadena más larga que incluya el grupo carboxilo. El

nombre del ácido se deriva del nombre del alcano correspondiente,

cambiando la terminación (o) del alcano por la terminación (oico).

2. Se numera la cadena principal, iniciando con el carbono del grupo

carboxilo, éste se señala con el número 1.

3. Se nombran los grupos sustituyentes en orden alfabético antes del

nombre principal y anteponiendo la palabra ácido.

Así, los nombres correspondientes para los siguientes ácidos, son:

Acido metanoico Acido etanoico Acido propanoico

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COMPUESTOS OXIGENADOS ACIDOS CARBOXILICOS

El sistema IUPAC no

es el más utilizado

para nombrar a los

ácidos orgánicos.

Éstos usualmente

son conocidos por

sus nombres

comunes. Los

ácidos metanoico,

etanoico y

propanoico, son

denominados como

ácido fórmico,

acético y propiónico,

respectivamente.


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COMPUESTOS OXIGENADOS ÉSTERES Los ésteres son compuestos derivados de los ácidos carboxílicos, en los cuales, el grupo oxhidrilo (-OH) del ácido carboxílico, es sustituido por un grupo alcoxi (-OR) de un alcohol. Un éster presenta la siguiente fórmula tipo: RCOOR’ Para nombrar un éster, es necesario reconocer la parte de la molécula que

viene del ácido y la parte que viene del alcohol. En la fórmula tipo, el grupo

acilo, RCO- viene del ácido y el grupo alcoxi, R-O- viene del alcohol.

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COMPUESTOS OXIGENADOS ÉSTERES

Los nombres sistemáticos de los ésteres se obtienen de la siguiente

manera:

1. La primera palabra del nombre del éster, procede de la raíz del nombre

sistemático del ácido al cual se le sustituye la terminación –ico por -atoy se

elimina la palabra ácido.

2. La segunda palabra procede del nombre del grupo alquilo unido al

oxígeno. Estas reglas se aplican también en la nomenclatura común.


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COMPUESTOS OXIGENADOS

AMIDAS

Las amidas son compuestos derivados de los ácidos carboxílicos en los

cuales el grupo oxhidrilo (-OH) de un ácido carboxílico, es sustituido por un

grupo amino (-NH2). El nitrógeno del grupo amino puede estar enlazado a

dos, a uno o ningún grupo alquilo. Por tanto, su fórmula tipo puede ser:

RCONH2; RCONHR o RCONR2.

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AMIDAS Las amidas toman su nombre al cambiar la terminación ico del nombre común del ácido carboxílico por el de amida. Cuando se emplea el sistema IUPAC, la terminación oico del ácido se cambia por el de amida y, en ambos casos, se elimina la palabra ácido, así, el ácido metanoico, se convierte en metanamida. El grupo funcional amida tiene prioridad para ser nombrado como sufijo con respecto a los demás grupos sustituyentes, por tanto, el carbono 1 será el del grupo carbonilo del grupo amida.


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ANHIDRIDOS

La pérdida de agua de dos moléculas de un ácido carboxílico resulta en un

anhídrido de ácido.

Los anhídridos de ácidos también son derivados de ácidos carboxílicos: el

grupo OH del ácido carboxílico se sustituyó con un grupo carboxilato.

El nombre de un anhídrido se obtiene al nombrar el ácido del cual se deriva y reemplazando la palabra ácido por anhídrido

CH3

COO

CO

CH3

anhidrido acetico o anhidrido etanoico

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COMPUESTOS NITROGENADOS

AMINAS

Las aminas son consideradas como derivados orgánicos del amoniaco al

sustituir parcial o totalmente sus hidrógenos por grupos alquílicos.

Dependiendo del número de grupos alquilos o arilos unidos al nitrógeno, las

aminas se clasifican en primarias, secundarias y terciarias.


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AMINAS

Al igual que la mayoría de los compuestos orgánicos, las aminas son

nombradas utilizando el sistema IUPAC y común.

Las aminas primarias se nombran según la IUPAC, como derivados de un

hidrocarburo base (cadena principal) y considerando al grupo amino (NH2)

como un sustituyente.

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NITRILOS

Los nitrilos son compuestos orgánicos que poseen un grupo ciano (-C≡N)

como grupo funcional principal. Son derivados orgánicos del cianuro de los

que el hidrógeno ha sido sustituido por un radical alquilo.

El sistema IUPAC (Unión Internacional de Química Pura y Aplicada) nombra

los nitrilos añadiendo el sufijo -nitrilo al nombre del alcano que después de

añadirlo tiene el mismo número de carbonos.


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DERIVADOS HALOGENADOS

Los derivados halogenados están conformados por los halogenuros de

alquilo y los halogenuros de arilo.

Los haluros de alquilo son compuestos de fórmula R-X, en donde X

representa cualquier átomo de halógeno (fluoro-, cloro-, bromo y yodo) y

considerado como el grupo funcional y R un grupo alquílico (metilo, etilo,

etc.).

Los haluros de arilo son compuestos que tienen un átomo de halógeno

unido directamente a un anillo aromático, tienen fórmula Ar-X, donde Ar

representa el anillo aromático y X el átomo de halógeno.

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DERIVADOS HALOGENADOS

Para nombrar estos compuestos, el sistema IUPAC considera que el

átomo de halógeno es un sustituyente en la cadena principal o en el anillo

aromático


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COMPUESTOS POLIFUNCIONALES

• Son compuestos que poseen mas de un grupo funcional. Para nombrarlos se selecciona primero el grupo con mayor prioridad de acuerdo con la Tabla 1.

• Los grupos de mayor prioridad son los ácidos carboxílicos (RCOOH) seguidos por sus derivados (RCOX). Luego siguen aldehídos y cetonas (C=O), alcoholes, fenoles y aminas (R-OH, R-NH2) y por último alquenos y alquinos (C=C, C≡C).

• El sufijo a emplear en el nombre del compuesto será el correspondiente al del grupo funcional de mayor prioridad; los demás grupos y/o cadenas se nombrar como substituyentes (prefijos). La cadena principal es la más larga que contenga a ese grupo funcional y se numera de tal forma que el grupo funcional principal reciba el índice más bajo posible. Si el grupo funcional principal aparece más de una vez en el compuesto, la cadena principal será aquella que lo contenga el mayor número de veces posible.

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COMPUESTOS

POLIFUNCIONALES

Acido 2,3-dihidroxibutanodioico O acido tartarico

Actividades

1. Nombra los siguientes sustituyentes:

a) CH3-

b) CH3CH2CH2-

c)

2. Nombra las siguientes moléculas según la IUPAC:

3. Nombra las siguientes moléculas según la IUPAC:

4. Escribe las formulas estructurales condensadas de las siguientes moléculas:

a) 3-etilhexano b) 2,3-dimetilpentano c) 1,3-dicloro-3-metilheptano

5. Escribe las formulas estructurales condensadas de las siguientes moléculas:

a) etilciclopropano b) metilciclohexano c) isopropilciclopentano

6. Identifica el grupo funcional de los siguientes compuestos:

7.

7. Para las siguientes definiciones, escoge uno de estos términos:

alcano, alqueno, alquino, alcohol, éter, aldehído, cetona, ácido carboxílico, éster, amina,

grupo funcional, isómeros.

a) Compuesto orgánico con un grupo hidroxilo unido a un átomo de carbono.

b) Hidrocarburo con uno o más enlaces carbono-carbono dobles.

c) Compuesto orgánico en el cual el átomo de carbono de un grupo carbonilo está unido a

un átomo de hidrogeno.

d) Hidrocarburo que solo tiene enlaces carbono-carbono sencillos.

e) Compuesto orgánico en el cual el átomo de carbono de un grupo carbonilo está unido a

un grupo hidroxilo.

f) Compuesto orgánico con un átomo de nitrógeno unido a uno o más átomos de carbono.

8. Para las siguientes definiciones, escoge uno de estos términos:

alcano, alqueno, alquino, alcohol, éter, aldehído, cetona, ácido carboxílico, éster, amina,

grupo funcional, isómeros.

a) Compuestos orgánicos con fórmulas moleculares idénticas pero que difieren en el

orden en el que sus átomos están conectados.

b) Compuesto orgánico en el cual el átomo de hidrogeno de un grupo carboxilo se ha

sustituido por un átomo de carbono.

c) Compuesto orgánico con un átomo de oxigeno unido a dos átomos de carbono,

e) Hidrocarburo con un enlace carbono-carbono triple.

9. Dé el nombre IUPAC de cada uno de los siguientes compuestos:

10. Escribe la fórmula estructural condensada de cada uno de los siguientes compuestos:

a) 2-pentino

b) 2-hepteno

c) 3-hexeno

d) 2,3-dicloro-1-buteno

11. Nombra los productos de hidrogenación de cada uno de los siguientes compuestos:

a) 2-buteno

b) 3-metil-2-penteno

c) ciclohexeno

d) 2-pentino

12. Nombra los productos de hidrogenación de cada uno de los

siguientes compuestos:

a) 3-hexeno

b) 2-metil-2-buteno

c) propino

d) metilciclopropeno

13. Nombra cada uno de los siguientes compuestos aromáticos:

14. Dibuja la fórmula estructural de los siguientes compuestos:

a) etilbenceno

b) 1,3-diclorobenceno

c) 1,2,4-trimetilbenceno

d) 1,4-dimetilbenceno

15. Indica en cada uno de los siguientes compuestos si se trata de un alcohol, un fenol o

un éter

16. Formula cada uno de los siguientes compuestos:

a) 4-clorofenol b) etilfeniléter c) 2,4-dibromofenol

d) 3-metíldclopentanol e) 2-metil-3-pentanol f) 3-pentanona

17. Formula cada uno de los siguientes compuestos:

a) 3-pentanol b) 2-pentanol c) metilpropiléter

d) 3-metil-2-butanol e) ciclohexanol

18. Escribe el nombre IUPAC y el nombre común (si lo tienen) de cada uno de los

siguientes compuestos:

19. Formula las siguientes estructuras:

a) 3-metilciclopentanona b) 4-clorobenzaldehído c) 3-cloropropionaldehído

d) etilmetiletona e) 3-metilhexanal f) 2-heptanona

20. Formula las siguientes estructuras:

a) propionaldehído b) 2-clorobutanal

c) 2-metildclohexanona d) 3,5-dimetilhexanal

21. Nombra según la IUPAC los siguientes compuestos. Indica, en los casos en los que

exista, el correspondiente nombre común

22. Dibuja la fórmula estructural condensada de los siguientes compuestos:

a) acetato de metilo

b) butanoato de etilo

c) ácido 3-metilpentanoico

d) benzoato de etilo

23. Dibuja la fórmula estructural condensada de los siguientes compuestos:

a) butirato de etilo b) ácido 2-metilpentanoico

c) ácido 3,5-dimetilhexanoico d) acetato de propilo

23. Dibuja la estructura de los siguientes compuestos:

a) dimetilamina b) cicloohexilamina c) cloruro de dimetilamonio

d) trietilamina e) N-metilanilina

24. Nombra las siguientes amidas según la IUPAC:

25. El diclofenac está indicado para el tratamiento de los síntomas agudos y crónicos de

la artritis reumatoide. Nombra los grupos funcionales presentes en el diclofenac.

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Nociones elementales sobre estructura de sustancias biológicas: glúcidos, lípidos, proteínas y ácidos nucleicos.

Contenidos


Biomoléculas

Componentes

orgánicos esenciales

de todos los

organismos vivos.

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Carbohidratos Lípidos Aminoácidos Nucleótidos

Biomoleculas

Fuente

primaria de

energía

química

Almacenan

energía

Importantes

componentes

estructurales

Cumplen

funciones

altamente

específicas

Son los bloques

estructurales de

ADN y ARN,

también

desempeñan

papeles

centrales en los

intercambios de

energía

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Nucleótidos

Biomoleculas

Cumplen

funciones

altamente

específicas

Carbohidratos Lípidos

Carbohidratos

Aminoácidos

Aminoácidos

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GLÚCIDOS

• También denominadas hidratos de carbono, sacaridos y azúcares

• Están formadas principalmente por carbono, hidrógeno y oxígeno aunque

también es posible encontrar nitrógeno, azufre y fósforo.

• Tienen una función muy importante en los seres vivos. Son un depósito

de energía química lista a ser liberada en el momento en que las células

lo requieran.

• Desde el punto de vista químico, los hidratos de carbono son aldehídos

(aldosas) o cetonas (cetosas) polihidroxiladas, esto es, además del

carbono carbonilico, el resto de los carbonos de la cadena poseen

grupos hidroxilos. Un glúcido muy importante en este sentido es la

glucosa:

Glucosa

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GLÚCIDOS

Estas moléculas tienen la propiedad de formar un anillo cuando se

disuelven en agua, gracias a la unión entre el carbono 1 y 5. Es más

frecuente encontrarla de esta forma porque es más estable. En la figura

representamos sólo los carbonos que intervienen en la unión para facilitar

su visualización. Observarás que el oxígeno actúa como puente entre los

dos carbonos.

A las moléculas individuales de

glúcidos se las denomina

monosacáridos. Estos

monosacáridos pueden unirse

entre sí formando estructuras de

dos, tres, cuatro e inclusive hasta

de cientos de unidades. En cada

caso recibe un nombre general

particular.

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GLÚCIDOS

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LÍPIDOS

• Estan formados principalmente por carbono, hidrógeno y oxígeno.

• Constituyen una fuente de reserva energética, fundamentalmente en forma

de grasas en los animales y aceites en los vegetales. Tienen la propiedad

de ser buenos aislantes térmicos. Bajo la forma de ceras pueden tener

funciones de protección actuando como lubricantes e impermeabilizantes

tanto en vegetales como animales. También son componentes importantes

de la membrana plasmática de las células.

• Dentro del conjunto de los lípidos hay una gama muy variada de

compuestos, sin embargo, todos ellos comparten la característica de ser

insolubles en agua.

.

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Glicéridos

Los glicéridos son compuestos formados por esterificación de los ácidos

grasos con glicerol. El glicerol, o propanotriol, es un alcohol con tres grupos

hidroxilos los cuales pueden unirse con uno, dos o tres ácidos grasos,

originando monogliceridos, digliceridos y triglicéridos, respectivamente. Los

ácidos grasos pueden ser iguales o diferentes, saturados o insaturados.

Dependiendo del estado

físico en el que se

encuentren, los glicéridos

pueden clasificarse en

aceites (líquidos a

temperatura ambiente) o

grasas (solidos a temperatura

ambiente). Esta característica

está dada por que son

triglicéridos no saturados,

mientras que las grasas

presentan ácidos grasos

saturados

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Ceras

Estas moléculas son también esteres pero están formados por la unión de un

alcohol monohidroxilado de cadena larga y un ácido graso. A diferencia de los

triglicéridos, que son triesteres, las ceras son monoesteres sencillos.

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Fosfolípidos

Son los componentes primarios de las membranas celulares. En su estructura

química podemos observar una molécula de glicerol, dos ácidos grasos, un

grupo fosfato y una base nitrogenada. Su fórmula general se representa de la

siguiente manera:

La "cabeza" de un fosfolípido es un grupo fosfato cargado negativamente y las dos "colas" son cadenas hidrocarbonadas fuertemente hidrofóbicas

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Fosfolípidos

Rodeados de agua, se distribuyen espontáneamente en dos capas, con sus cabezas hidrofílicas extendidas hacia afuera y sus colas hidrofóbicas hacia adentro. Esta disposición, la bicapa lipídica, constituye la base estructural de las membranas celulares. Al formar una bicapa, los componentes hidrofóbicos de los fosfolípidos quedan "protegidos" del agua, excepto en los bordes, en donde quedan expuestos.

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Esteroides Es un grupo extenso de lípidos naturales o sintéticos con una diversidad de actividad fisiológica muy amplia. No se parecen a ningún otro lípido, se los ubica en esta clase por ser insolubles al agua. Todos los esteroides poseen cuatro anillos de carbono unido entre ellos, los que pueden presentar oxhidrilos o radicales. Entre los esteroides se encuentran:

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Proteínas • Componen las estructuras celulares y las herramientas que hacen

posible las reacciones químicas del metabolismo celular. • Químicamente son polímeros de aminoácidos (más de 100) dispuestos

en una secuencia lineal, sin ramificaciones. Una secuencia de menos de 100 aminoácidos se denomina péptido.

• 20 aminoácidos son los que forman las proteinas, puedan ser ordenados en cualquier orden para conformar polipéptidos

Aminoácidos Los aminoácidos son moléculas orgánicas pequeñas con un grupo amino (NH2) y un grupo carboxilo (COOH) unidos al mismo átomo de carbono. La gran cantidad de proteínas que se conocen están formadas únicamente por veinte aminoacidos diferentes. Todos los aminoácidos tiene la misma fórmula general:

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Proteínas

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Ácidos nucleicos Hay dos tipos de ácidos nucleicos: • ácido desoxirribonucleico (ADN): molécula portadora de la información

genética • ácido ribonucleico (ARN), • Los ácidos nucleicos son polímeros lineales de • un monómero llamado nucleótido

• En el ADN, el azúcar presente es • la 2`-Desoxiribosa mientras que • en el ARN el azúcar presente es la Ribosa.

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Ácidos nucleicos Las bases nitrogenadas pueden ser de dos tipos:

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Ácidos nucleicos ADN: ACIDO DESOXIRRIBONUCLEICO Estructura: el modelo de Watson y Crick De todos los descubrimientos científicos del siglo XX, el de la molécula de ADN fue sin lugar a dudas, uno de los diez más trascendentales. Detrás del hallazgo de la estructura molecular del ADN se encuentran los nombres de dos grandes científicos, uno aún con nosotros y otro, lamentablemente fallecido hace poco tiempo atrás. Se trata de James Watson y Francis Crick, quienes descubrieron la famosa estructura de doble hélice o escalera en espiral, modelo del ADN, este hecho hizo que ambos reciban el Premio Nobel en 1962.

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Ácidos nucleicos ADN: ACIDO DESOXIRRIBONUCLEICO

ARN RIBOSOMAL (ARNr) Está presente en los ribosomas,

orgánulos intracelulares

implicados en la síntesis de

proteínas. Su función es leer los

RNAm y formar la proteína

correspondiente.

ARN ARN MENSAJERO (ARNm) Se sintetiza sobre un molde de

ADN en el núcleo, por el proceso

de trascripción, y pasa al

citoplasma sirviendo de pauta

para la síntesis de proteínas

(traducción).

ARN DE TRANSFERENCIA (ARNt): Participa en la síntesis de proteínas

transportando los aminoácidos libres

del citoplasma hacia el lugar de

ensamblado de proteínas. Existen ARNt

específicos para cada uno de los

aminoácidos. Son los mas pequeños

BIBLIOGRAFÍA

Brown, Theodore L. LeMay, Jr., Eugene. Bursten, Bruce E. Burdge, Julia R.

Química La ciencia central. Novena edición. 2004. Prentice Hall.

Burns R. Fundamentos de Química 1. 4ª ed. México. 2004. Pearson Prentice Hall.

Chang, Raymond. Química. Décima Edición. 2010. Editorial Addisson Wesley.

Petrucci R., Harwood W., Herring F. Química General. Enlace Químico y

Estructura de la materia. Volumen I. 8ª ed. 2003.Pearson Prentice Hall. España.

Quiñóa Cabana Emilio. Riguera Ricardo. Cuestiones y Ejercicios de Química

Orgánica. Una guía de autoevaluación. Segunda edición. 2004 McGraw-Hill

Interamericana de España S.L.

Holum. Fundamentos de química general, orgánica y bioquímica: para ciencias de

la salud. Segunda edición. 2011. Editorial Limusa Wiley.

Hipertextos del área de Biología. Universidad Nacional del Nordeste. Fac. Ciencias

Agrarias, Corrientes©1998-2013. http://www.biologia.edu.ar.

Yurkanis Bruice Paula. Fundamentos de Química Orgánica. México, 2007.

Pearson Educación.

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http://www.unne.edu.ar/

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Material Anexo al Módulo QUÍMICA

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