QUÍMICA II

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INTRODUCCIÓN GENERAL

“ Los mayores inventos son aquellas interrogantes que tienden a incrementar el poder del hombre sobre la materia” (Benjamín Franklin). ¿ Alguna vez te has preguntado por qué el hielo se funde y el agua se evapora? ¿Por qué las hojas cambian de color en el otoño? y ¿Por qué el fierro se corroe cuando se deja en la lluvia? ¿Cómo se forma la lluvia ácida? y ¿Por qué es tan peligrosa para nuestro ambiente? ¿Cómo es que una batería genera electricidad? y ¿Por qué al conservar fríos los alimentos se retarda su descomposición? La química proporciona respuestas a estas preguntas y a muchas otras semejantes. Esta ciencia forma parte de nuestra vida, en muchas de nuestras actividades diarias, desde encender un cerillo hasta tópicos tan trascendentales como la sobrevivencia de nuestro planeta. Sin embargo la química tiene una imagen negativa. La gente desconfía de ella, por considerarla una ciencia compleja e incomprensible, debido a que existe una tradición de aprenderla de memoria en lugar de comprenderla. Para la mayoría de las personas no es conocida la relación que existe entre la química y el hecho de trasladarse de un lugar a otro de la ciudad en que vive, o de disponer de alimentos, de vestirse o de recuperar la salud cuando se ha perdido, de escuchar música del grupo que admira, de distraerse cómodamente sentado en una sala cinematográfica. El conocimiento de la química proporciona al hombre una gran responsabilidad all poder de transformar la materia. Esta antología te introduce a los hechos y a las teorías químicas, no como un final en sí mismas sino como una forma de ayudarle a comprender el mundo que te rodea.

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QUIMICA II

Propósitos de la asignatura.

El alumno analizará y resolverá problemas relacionados con los procesos de

transformación de la materia y reconocerá los fundamentos de la química del

carbono, incorporando los avances científicos y tecnológicos de esta ciencia en el

siglo XXI

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PROGRAMA DE QÍMICA II

Soluciones

Balanceo de reacciones

Materia y energía

Estequiometría

Concentración

Concentración

pocentual

Molaridad

Molalidad

Normalidad

Teorías ácido- base

pH y pOH

Neutralización y titulación

Nomenclatura de hidrocarburos Nomenclatura de

hidrocarburos Nomenclatura de hidrocarburos

Química del carbono

Nomenclatura y mecanismos de

reacciones orgánicas

Nomenclatura de familias orgánicas

Nomenclatura de hidrocarburos

Haluros

Alcoholes

Aldehídos

Cetonas

Ac. Carboxílicos

Éteres

Aminas

Amidas

acíclicos

cíclicos

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GENERALIDADES

La Química estudia todo lo que hay en el universo, donde la materia y la energía son manifestaciones de una misma cosa por la cual la materia se puede convertir en energía y la energía en materia, pero afortunadamente la naturaleza está hecha de tal manera que de una rosa no se tenga una explosión atómica que puede acabar con nuestros sueños de obtener la perfección. Cualquier cambio físico o químico implica manifestación de energía.

En la vida cotidiana podemos adquirir y emitir energía de diferentes formas, por ejemplo: al asolearnos absorbemos la luz solar; al caminar; los automóviles en movimiento; las aves al volar. Todo esto tiene algo en común, ese algo que nos hace capaces de ejecutar un trabajo, es la energía.

Energía proviene de dos raíces griegas En = dentro ; Ergos = trabajo

Interrelación de la materia y la energía

En 1905 Albert Einsten estableció que la materia y la energía no eran separadas, sino, manifestaciones de un mismo origen y por lo tanto, la materia se podía transformar en energía estableciéndose, la ley de la conservación de la materia y la energía:

En la naturaleza y en la vida diaria, nos encontramos constantemente con fenómenos físicos y con fenómenos químicos. En los fenómenos químicos, las sustancias sufren cambios o se transforman, reaccionando entre sí y originando una sustancia con características distintas, casi siempre con manifestación de energía, llamados, compuestos. Independientemente del compuesto formado, al reaccionar las sustancias que los constituyen se deben aplicar las siguientes leyes:

Ley de Lavoisier o de la conservación de la masa: Dice que en una reacción química, la suma de las masas de las sustancias reaccionantes es igual a la suma de las masas de los productos de la reacción ( “la materia ni se crea ni se destruye, sólo se transforma).

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Ley de Proust o de las proporciones constantes: Señala que para formar un determinado compuesto, dos o más elementos químicos se unen siempre en la misma proporción ponderal. Por ejemplo: el átomo de oxígeno siempre requiere 2 átomos de hidrógeno para formar una molécula deagua.

Pero sabes una cosa no te quiebres la cabeza al estudiar reacciones químicas, observa la comunidad en donde vives y notarás que hay casamientos, divorcios, que a alguien “le volaron” la novia o novio o hubo intercambio entre parejas; de esta forma también en la química se llevan a cabo las reacciones. Hablando en serio ahora sí. Toda reacción química es el paso de reactivos a productos, se tiene que representar mediante una ecuación química que nos indican las cantidades en que los reactivos se requieren para formar un determinado producto al igual que una ecuación matemática y para esta representación se requiere de la siguiente simbología:

R P

Reactivos Productos Posiblemente la primera reacción química que el hombre aprovechó para destruir a su enemigo fue el fuego. La misma reacción de oxidación que logró dominar para tener luz y calor, para cocinar alimentos y fabricar utensilios, en fin, para hacer su vida más placentera, fue usada para dar muerte a sus congéneres y quemar sus habitaciones y cosechas. Con la fabricación de productos químicos se satisfacen muchas necesidades del hombre. Al conocer de qué está formada la materia y saber en qué se puede transformar, sin duda alguna, contribuye a ser más confortable nuestra vida. Algunos productos tales como la gasolina, las pinturas, los alimentos, los recipientes de plástico, vidrio, fierro, papel etc., son algunos ejemplos de productos que se obtienen por procesos químicos. Mediante el proceso para la obtención de cualquier producto, tenemos la necesidad de evitar los desperdicios, pues los costos son muy altos y así se evitan pérdidas económicas. La formación de nuevos compuestos a través de reacciones químicas en algunas ocasiones han sido utilizadas de manera incorrecta ya que en nuestra sociedad actual, el avance tecnológico es enorme, y en la obtención de satisfactores se ha buscado, generalmente, el máximo beneficio con el menor costo y esfuerzo. La acumulación de industrias, automóviles y otras fuentes contaminantes han cumplido con aumentar la producción de bienes, pero a un costo social enorme, ya que han originado la contaminación del ambiente que es incompatible con la salud humana y la sobre vivencia del ecosistema en que vivimos.

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Te invitamos ha que a partir de esta asignatura tú estudiante del SAETA colabores a cambiar el mundo que te rodea y que luches por conservar nuestros ecosistemas.

A continuación realiza las siguientes actividades: 1. Elabora un listado de las manifestaciones de energía que se presenten en tu

hogar diferentes a la de los ejemplos. 2. Elabora un listado de las manifestaciones de energía que se presenten a tu

alrededor. 3. En media hoja de papel bond realiza una representación por medio de recortes

de periódicos o revistas de la manifestación de energía que más llamo tu atención de los puntos 1 y 2

4. Durante tu asesoría expondrás tus láminas a los integrantes de tu equipo. 5. Realizaras una investigación bibliografica y contestaras las preguntas de la

actividad de aprendizaje de tu guía didáctica que se presentan más adelante. 6. Comentarás con los integrantes de tu equipo tus respuestas y juntos integraran

una exposición para darla a conocer al resto del grupo, dicha exposición debe contener los principales conceptos tratados en las actividades de aprendizaje.

7. Para la exposición que realizaran pueden utilizar cuadros sinópticos o recortes tipo collage etc.

ACTIVIDAD DE APRENDIZAJE. 1. Define el concepto de energía.

_____________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________

2. ¿Escribe la clasificación de la energía? _______________________________________________________________

_____________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________

3. Define con tus propias palabras la Ley de la Conservación de la Materia y

Energía. _______________________________________________________________

______________________________________________________________________________________________________________________________

4. En los siguientes procesos energéticos, indica el tipo de energía que se tenía al

inicio y la que se tiene al final de la reacción.

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EJEMPLO INICIO FINAL Colisión de dos automóviles _________________ ___________ Incendio forestal _________________ ____________ Tormenta tropical _________________ ____________ Proyección de una película _________________ ____________ Desgaste de una suela _________________ ____________ I. Subraya la respuesta correcta. 1. Es aquello que hace capaz a un cuerpo de realizar un trabajo: a) Materia b) Energía c) Propiedades 2. La luz, el calor y la electricidad son ejemplos de: a) Formas de materia b) Formas de energía c) Formas de cuerpos. 3. Es la energía que tiene un cuerpo por la posición que ocupa: a) Energía calorífica b) Energía cinética c) Energía potencial 4. Es la energía que tiene un cuerpo debido al movimiento interno de sus componentes: a) Energía calorífica b) Energía cinética c) Energía potencial 5. Es la energía debido al flujo de electrones a través de un conductor: a) Energía química b) Energía eléctrica c) Energía calorífica 6. Científico que predijo que la materia se podría transformar en energía y la energía en materia : a) Jhon Dalton b) Ernest Rutherford c) Albert Einsten 7. Esta ley dice “La materia y la energía no se crean ni se destruyen, solo se transforman”: a) Ley de la materia b) Ley de la energía c) Ley de la materia y

energía 8. Es la energía que tiene un cuerpo debido a su estructura molecular: a) Energía eléctrica b) Energía química c) Energía nuclear.

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A continuación nos adentraremos en el interesante mundo de la estequiometría. Te invitamos a que juntos veamos de qué se trata.

ESTEQUIOMETRIA ¡Qué palabra tan rara! Pero, ¿Sabes que a tí , sin saberlo, la crisis te ha convertido en un excelente practicante de la estequiometría?. Y a continuación lo comprobaras realizando las siguientes actividades..

1. Cuando realices tus compras de la semana y sabiendo que el litro de leche rinde 4 vasos, en base a los miembros de tu familia ¿Cuántos litros de leche tendrás que comprar para que alcancen a tomarse un vaso cada uno.

2. Un kilo de tortillas contiene aproximadamente 20 piezas ¿Cuántos kilos tendrás que comprar para alimentar 58 personas que invitaras a tu próximo festejo de cumpleaños si les dieras 3 tortillas, 4 o 5 a cada invitado.

3. Con un kilo de carne comen aproximadamente 4 personas, que porción en gramos tendrías que darles a cada uno para que coman 6.

4. Escribe tus respuestas y razonamientos para comentarlos durante la asesoría con los integrantes de tu equipo.

5. Representa gráficamente tus respuestas ya sea con números, literales, dibujos etc., y plasmalas en una cartulina para exponerlas ante el grupo.

6. Ahora lee el contenido de tu antología sobre el tema y compara las actividades realizadas con la definición de estequiometría.

La Estequiometría: Es la rama de la química que se encarga de estudiar las relaciones cuantitativas o las cantidades de masa de las substancias que participan en una reacción. El término estequiometría se deriva de dos vocablos griegos: Estequios que significa elementos o substancias y Metría que significa medida de substancias. Investiga en internet, encarta o cualquier libro de química inorgánica información sobre estequiometría y elabora un ensayo a doble espacio con la letra arial 14 cuyos títulos deben ir centrados y con negritas y entrégalo a tu facilitador.

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Para poder realizar cálculos estequimetricos es necesario primeramente saber balancear una ecuación química por esta razón te invitamos a que aprendas realizando las actividades que se te indican.

BALANCEO DE ECUACIONES ¿Sabes por qué estamos en crisis? Porque no hemos reconocido que todo debe estar en equilibrio ya sea lo económico, ecológico. No se debe gastar más de lo que se gana, no se deben talar más árboles que los que nacen y se desarrollan; todo debe equilibrarse o balancearse. Por eso te invitamos a que aprendamos este tema y desarrolles las siguientes actividades:

1. De los productos químicos que usas comúnmente en tu casa, observa y lee detenidamente las instrucciones de empleo, precauciones a tomar y formula de elaboración, y anótalas en una hoja.

2. Posteriormente analiza la composición química del compuesto y escribe por separado los elementos atómicos que crees intervinieron para formar el producto final.

3. Coloca signos de más para separar los productos que se unieron a tu criterio y signo de igual para separarlos del producto final.

4. Elabora un cuadro donde representes los que más comúnmente usas y los separes de los menos usados especificando su peligrosidad.

5. El material que elaboraste lo pondrás a consideración con los integrantes de tu equipo y determinaras similitudes y diferencias encontradas en el desarrollo de todas las actividades con la de tus compañeros.

6. Lee detenidamente la información que sobre este tema te proporciona tu antología y puedas desarrollar las actividades de aprendizaje y autoevaluación que se incluyen al final.

En todas las reacciones químicas podemos observar un principio fundamental: La conservación de la masa. Las reacciones químicas se representan a través de una ecuación a la que llamamos ecuación química. Por lo general, las partes que componen a esta ecuación son:

Los reactivos y los productos. En algunas ocasiones se señalan también las condiciones de reacción, tales como la temperatura, la presión, catalizadores, etc.

NaCl + AgNO3 NaNO3 + AgCl Reactivos productos

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Por lo general, las ecuaciones químicas deben satisfacer las tres condiciones siguientes:

a) Representar hechos experimentales. b) La carga eléctrica neta de la reacción debe ser la misma en ambos lados de

la ecuación c). Debe existir el mismo número de átomos en ambos lados de la ecuación.

Estos tres puntos los podemos ilustrar con la siguiente ecuación química y la explicación posterior: +2 - 2 +6 -2 +2 +6 -2

BaO + SO3 BaSO4

a) Es un hecho experimental, ya que se trata de la obtención de sulfato de bario a partir de óxido de bario y anhídrido sulfúrico.

b) La carga eléctrica neta en ambos lados de la ecuación es la misma; esto se puede demostrar anotando a cada elemento la carga eléctrica que corresponde, y posteriormente, calculando la carga neta para reactantes y productos.

c) En ambos lados de la ecuación está presente el mismo número de átomos

Reactivo Ba 1 S 1 O 4

Productos Ba 1 S 1 O 4

Si en ambos lados de la ecuación están presentes el mismo número de átomos y carga, se puede decir que la ecuación está balanceada y, por lo tanto, cumple con la ley de la conservación de la masa. Actividades a realizar:

1. Acude a tu tienda más cercana y escoge diversos productos, pesalos y anota su peso en tu cuaderno.

2. Enseguida escoge a tu criterio y basándote en los pesos que anotaste de cada producto los que al unirlos pesaran:

a) 1.800 Kg b) 2.5 Kg c) 3.450 Kg. d) .700Kg. e) 2.780 Kg.

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3. Para lograr los pesos tienes la libertad de realizar las combinaciones que gustes, modificar sus presentaciones originales y las cantidades pueden variar.

4. Describe detalladamente los tipos de combinaciones que tuviste que realizar, y que tan fácil o difícil fue para presentarlo a tus compañeros durante la asesoría

5. Ahora lee detenidamente el contenido de tu antología sobre balanceos quimicos.

Entre los métodos de balanceo más comunes se encuentran los siguientes: tanteo, óxido-reducción, algebraico y ion-electrón. Balanceo Por Tanteo: Consiste en comparar los reactivos y productos hasta igualarlos, colocando coeficientes (números) en las fórmulas. Es un método sencillo utilizado para equilibrar reacciones simples. Las reglas para el balanceo por tanteo son las siguientes: 1. No podemos cambiar las fórmulas ya establecidas. 2. Los coeficientes se deben colocar antes de cada fórmula 3. Todo coeficiente multiplica a los subíndices. 4. Está prohibido colocar coeficientes en medio de las fórmulas. Sugerencias:

a) Balancear primeramente todos los elementos diferentes al hidrógeno y al oxígeno.

b) A continuación los átomos de hidrógeno.

c) Por último, se procede a balancear los átomos de oxígeno. Ejemplo: H2 + O2 H2O 2H2 + O2 2 H2O Hidrógeno Oxígeno Agua hidrógeno Oxigeno Agua Zn + O2 ZnO 2 Zn + O2 2 ZnO Zinc Oxígeno Óxido de zinc Zinc Oxígeno Óxido de Zinc

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Siguiendo el ejemplo anterior intenta balancear las siguientes ecuaciones químicas: Balancea: 1) N2 + O2 NO 2) N2 + O2 N2O 3) Al2O3 + H2O Al (OH)3 4) Pb(OH)4 PbO2 + H2O 5) KCl + O2 KClO3 6) C + Fe2O3 Fe + CO2 7) I2O3 + CO I2 + CO2 8) Al + Cr2O3 Al2 O3 + Cr 9) C4H10 + O2 CO2 + H2 10) Al + Ag NO3 Al (NO3)3 + Ag. Veremos ahora si eres capaz de balacear ecuaciones más complicadas adelante: 1. H2 + O2 H2O 2. Fe2O3 + CO Fe + CO2

3. NH3 + O2 NO + H2O 4. Al + Cr2O3 Al2O3 + Cr 5. SO2 + O2 SO3

6. Fe + O2 Fe2O3

7. ZnO + C Zn + CO2

8. C + Fe2O3 Fe + CO2

9. C6H12O6 + O2 CO2 + H2O 10. 3. Cl2 + NaOH NaClO + NaCl + H2O Balanceo por Óxido Reducción: Nuestra sociedad parece funcionar con las llamadas celdas eléctricas que encontramos en las calculadoras, automóviles, juguetes, termostatos, radios, televisores y en muchas cosas más. Las prendas se blanquean, las fotografías se revelan en soluciones, etc. Todo lo anterior se lleva a cabo a través de reacciones químicas que implican transferencias de electrones entre las sustancias que participan en este proceso al que se le conoce con el nombre de Oxidación-Reducción

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Realiza alas siguientes actividades para entender mejor este tema: Si el dólar en el mercado cambiario esta a $11.55 y tu compras 100 a 11.45 responde: ¿Ganaste o perdiste?_______________________ ¿Cuánto ganaste o perdiste?_________________ Si en cambio tu compraste el día de ayer 100 dólares $11.60 y el día de hoy esta en el banco a la compra a $11.55 contesta: ¿Ganaste o perdiste?_______________________ ¿Cuánto ganaste o perdiste?_________________ El balanceo de ecuaciones por el método óxido-reducción está basado en el número de electrones perdidos o ganados en una reacción química, las cuales deberán ser iguales en número. Se proporcionan algunas definiciones importantes: Oxidación: pérdida de electrones aumento del número de oxidación Reducción: ganancia de electrones disminución del número de oxidación.

Oxidación

7- 6- 5- 4- 3- 2- 1 0 1+ 2+ 3+ 4+ 5+ 6+ 7+

Reducción Número de oxidación. Es un número convencional que expresa la carga positiva o negativa asignada a cada átomo o ion en un compuesto, de acuerdo con las siguientes reglas:

El número de oxidación de una sustancia simple es cero (Na, Ca, Cl2, Sr).

El número de oxidación del H es +1, excepto en los hidruros metálicos que es de -1

El número de oxidación del O es -2, excepto en los peróxidos, que tienen una carga aparente de -1

La suma de cargas eléctricas en un compuesto es igual a cero.

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El procedimiento general para balancear una ecuación por el método oxidación y reducción es el siguiente:

1. Determinar el número de oxidación de los elementos que intervienen en la reacción.

Ejemplo:

Cu0 + H+1N+5 O-32 Cu+2 (N+5 O3

-2 )2 + N+2 O-2 + H2

+1 O-2

(+1) + (+5) + (-6) (+2 ) + (+10 ) + (-12) (+2) + (–2) =0 ( +2) + (–2) =0

+6 –6 =0 +12 - 12 = 0

2. Identificar a los elementos que cambian su número de oxidación en la

reacción. Cu0 Cu+2 se oxida –2 e-

-6 -5 -4 -3 -2 -1 0 +1 +2 +3 +4 +5 +6

N+2 N+5 se reduce + 3 e- 3. Se establecen las semireacciones de oxidación y reducción.

Cu0 - 2e Cu+2 ( se oxida ) N+5 + 3e N+3 ( se reduce)

4. Se iguala el número de electrones perdidos con el número de electrones ganados y viceversa.

3 ( Cu0 - 2e Cu+2) 3 Cu0 - 6e 3 Cu+2

2 ( N+5 + 3e N+3 ) 2 N+5 +6e 2 N+3 5. Escribir los coeficientes obtenidos por oxidación y reducción en la ecuación

inicial

3Cu + 2H+1N+5 O3-2

3 Cu (NO3)2 + 2NO+ H2O a) Colocar un tres donde el cobre tiene número de oxidación igual a cero.

b) Colocar un dos donde el nitrógeno tiene número de oxidación igual a más cinco.

c) Colocar un tres donde el cobre tiene número de oxidación igual a más

dos.

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d) Colocar un dos donde el nitrógeno tiene número de oxidación igual a más

dos.

6. Completar el balanceo por tanteo siguiendo con los elementos diferentes

del hidrógeno, seguir con el hidrógeno y comprobar con el oxígeno.

3Cu + 8 HNO3 3 Cu (NO3)2 + 2N O+ 4H2O

Utilizando los pasos anteriores, encuentra los números de oxidación de las siguientes ecuaciones y determina cuál se oxida y cuál se reduce.

1) KCl + O2 KClO3 2) Ca + H3PO4 Ca3 (PO4)2 + PO + H2O 3) Al + Cr2O3 Al2O3 + Cr 4) SO2 + O2 SO3 5) Fe + O2 Fe2O3

6) ZnO + C Zn + CO2 7) C + Fe2O3 Fe + CO2 8) Li + N2 Li3N 9) I2O5 + CO I2 + CO2 10) N2O5 NO2 + O2

Ahora balance con todos los pasos las siguientes ecuaciones: 1) I2O5 + CO I2 + CO2 2) Al + Cr2O3 Al2O3 + Cr 3) C + Fe2O3 Fe + CO2

4) KCl + O2 KClO3 5) Ca + O2 CaO 6)K2Cr2O7 + KI + HCl KCl + CrCl3 + I2 + H2O 7)KClO3 KCl + O2

9) H2SO4 + KMnO4 + KCl K2SO4 + MnSO4 + H2O + Cl2

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ACTIVIDADES DE AUTOAPRENDIZAJE a) -.Balancea por el método de redox las ecuaciones siguientes: 1) H N O3 + Fe ==> Fe ( N O3 ) 2 + N O + H2 O 2) Asigna los números de oxidación a cada elemento: H N O3 + Fe ==> Fe ( N O3 ) 2 + N O + H2 O 3)¿Qué elementos se oxida y cuál se reduce? reduce X ======> gana _#X____ e-

oxida Y ======> pierde _#Y___ e-

4) intercambia los electrones que se ganan con los que se pierden. reduce # Y ======> gana _____ e-

oxida # X ======> pierde ____ e-

5) el número de electrones que se pierden y se ganan, se anotan como coeficientes en la ecuación en los compuestos que contienen a los elementos que sufrieron cambios. _#__ H N O3 + #___ Fe ==> #__ Fe ( N O3 ) 2 +# __ # N O + #__ H2 O 6) Continuar con el balanceo con el método de tanteo, sin alterar los coeficientes ya encontrados. _#__ H N O3 + #___ Fe ==> #__ Fe ( N O3 ) 2 +# __ # N O + #__ H2 O 7) Comprobar la cantidad de átomos en los reactantes y en los productos de esta reacción.

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b) -.Balancea por el método de redox las ecuaciones siguientes: 6)K2Cr2O7 + KI + HCl KCl + CrCl3 + I2 + H2O 2) Asigna los números de oxidación a cada elemento: K2 Cr2 O7 + K I + H Cl ==> K Cl + Cr Cl3 + I2 + H2 O 3)¿Qué elementos se oxida(Y) y cuál se reduce (X)? reduce X ======> gana _#X____ e-

oxida Y ======> pierde _#Y___ e-

4) intercambia los electrones que se ganan con los que se pierden. reduce # Y ======> gana _____ e-

oxida # X ======> pierde ____ e-

5) el número de electrones que se pierden y se ganan, se anotan como coeficientes en la ecuación en los compuestos que contienen a los elementos que sufrieron cambios. #__K2 Cr2 O7 + #__ K I + #__H Cl ==> #___ K Cl + #__Cr Cl3 +#__I2 +#__ H2 O 6) Continuar con el balanceo con el método de tanteo, sin alterar los coeficientes ya encontrados. #__K2 Cr2 O7 + #__ K I + #__H Cl ==> #___ K Cl + #__Cr Cl3 +#__I2 +#__ H2 O 7) Comprobar la cantidad de átomos en los reactantes y en los productos de esta reacción. Por medio de este balanceo tendrás la oportunidad de poner en práctica algunos temas que aprendiste el semestre anterior en la signatura de matemáticas suerte.

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Balanceo Algebraico: consiste en establecer una serie de ecuaciones a partir de cada sustancia que participa en la reacción que se va a balancear. Balancea la siguiente ecuación: Fe + O2 Fe2O3

Se procede de acuerdo con las siguientes etapas:

A cada sustancia se le asigna una letra, que corresponde al coeficiente desconocido:

a Fe + b O2 c Fe2O3

La ecuación para el Fe queda de la siguiente manera: a = 2c

Con estos coeficientes, se calculan las nuevas ecuaciones. Por ejemplo para el oxígeno sería:

2b = 3c

Se da un valor arbitrario a una de la literales, por ejemplo a = 10

Si a = 10; sustituyendo en la ecuación dos quedaría: a = 2c 10 = 2c 10/2 = c Si c = 5; sustituyendo en la ecuación uno quedaría: 2b = 3c 2b = 3(5) 2b = 15

En la ecuación química original se sustituyen las letras por los valores obtenidos; quedando: 10Fe + 15O2 5Fe2O3 Para obtener coeficientes enteros multiplicamos ambos miembros de la ecuación por dos y sacamos quinta. Finalmente queda: 4 Fe + 3 O2 2 Fe2O3

Continúa ahora resolviendo las siguiente Balancea las ecuaciones por el método algebraico:

c = 5

b = 15

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1) MnO2 + HCl MnCl2 + Cl2 + H2O 2) N2 + H2 NH3 3) C8H18 + O2 CO2 + H2O 4) Al2O3 + H2O Al (OH)3 5) I2O5 + CO I2 + CO2

Como compararías las actividades realizadas al inicio de este tema con lo que acabas de aprender. Descríbelo en una hoja hecha en computadora para que la presentes al grupo en el momento de tu asesoría.

Resuelve estos problemas a partir de la información que se te da: Problema 1

Los hijos de Luis tienen, cada uno, una paloma.

A su vez, cada hijo de Juan tiene una cotorra.

Al hacer intercambio de mascotas entre ellos, cada dos hijos de Luis se quedan con una cotorra, y cada hijo de Juan con una paloma, aunque un número par de palomas sale volando y escapa.

¿Es verdad que Luis tiene el doble de hijos que Juan?

¿Es verdad que Luis tiene, por lo menos, cuatro hijos? Problema 2

Varios cazadores, con un perro y un rifle cada uno, son asaltados por unos bandidos

Cada bandido obtiene 3 perros y tres rifles

Los cazadores, para protegerse, regresan a casa en parejas.

¿Cuál es el número mínimo de cazadores y bandidos que pudo intervenir en esta historia?

Si puedes resolver estos problemas, entonces sabes balancear reacciones químicas, pues están diseñados a partir de las siguientes reacciones no balanceadas: NaCN + CuSO4 Cu(CN)2 + Na2SO4 NaOH + Al H2 + Na3AlO3 Preguntas ¿Quién hace el papel del aluminio en la segunda adivinanza?

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¿Y el del cianuro (CN), en la primera? ¿Puedes escribir ambas adivinanzas con tus propios símbolos, como se tratara de una reacción química? En efecto, el balanceo de reacciones tiene una estructura matemática idéntica a la de una adivinanza. ¡No es nada fuera de este mundo! PARA SABER MAS Los procesos de oxidación-reducción y la lluvia ácida El dióxido de azufre, el óxido de nitrógeno y dióxido de nitrógeno, productos de desecho de las actividades humanas, se liberan en la atmósfera donde se convierten en dos materiales fuertemente corrosivos: ácido sulfúrico (H2SO4) y ácido nítrico (HNO3). Después, estos ácidos se disuelven en el agua atmosférica o en los cristales de hielo y regresan a la tierra como precipitación ácida. En la superficie de la tierra la lluvia ácida puede dañar las plantas y la vida animal, favorece la corrosión de equipos de acero y erosiona los edificios y las obras de mampostería. Pero, ¿cómo se transforma el dióxido de azufre, el óxido de nitrógeno y el dióxido de nitrógeno en ácido sulfúrico y ácido nítrico? Un cálculo rápido de los números de oxidación indica que el responsable debe ser un proceso de oxidación-reducción , puesto que el azufre y el nitrógeno tienen diferentes números de oxidación en los gases de desecho y en los ácidos que resultan. Si bien el proceso químico es algo complejo y todavía no está bien aclarado, los científicos creen que estos procesos de oxidación se ven favorecidos por especies reactivas presentes en la atmósfera que se conocen como radicales. Los radicales son fragmentos de moléculas que no tienen octetos de electrones estables alrededor de cada átomo. Más bien, un átomo posee un electrón sin compartir, el cual hace a la especie inestable y muy reactiva. Los radicales reaccionan con moléculas estables en un intento por ganar un electrón adicional y llenar sus octetos. Uno de los radicales más importantes que se hallan presentes en la atmósfera es el radical hidroxilo, OH-. (Precaución: observe que éstos son radicales hidroxilo, no iones hidróxido, OH-.) Los radicales hidroxilo se forman en la tropósfera en pequeñas concentraciones mediante el siguiente proceso: O3(g) + luz ultravioleta O(g) + O2(g) .. O(g) + H2O(g) 2. OH(g)

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Se cree que el hidroxilo y otros radicales favorecen la oxidación del dióxido de azufre y los óxidos de nitrógeno (NO y NO2) a ácido nítrico. Una vez que se lleva a cabo esta conversión en la atmósfera, todo lo que queda son materiales ácidos que de alguna manera regresan a la tierra. Los agentes acidificantes pueden regresar a la tierra como ”depositación seca” (gotitas) o pueden disolverse en la humedad atmosférica y regresar en precipitación (lluvia, nieve o neblina). Para concluir el tema de balanceo de reacciones, en el laboratorio de tu escuela o en algún otro al que tengas acceso realiza la siguiente práctica. Puede ser en equipo

Práctica no. 1

OXIDACIÓN Y REDUCCIÓN Objetivo El alumno Investigará algunas reacciones de oxidación en metales. INTRODUCCIÓN El nombre asignado comúnmente a estas reacciones es el de REDOX, debido a que se verifica una transferencia de electrones entre las sustancias participantes. Para el átomo que pierde electrones, con el consiguiente aumento de su número de oxidación, se OXIDA; en cambio el átomo que gana electrones, disminuyendo su número de oxidación, se REDUCE.

Material y Sustancias

Diez tubos de ensayo de 13 x 100

Una gradilla

Un frasco de gotero

Nitrato de zinc

Nitrato de plomo

Nitrato de cobre

Granalla de zinc

Municiones de plomo

Municiones de cobre

Procedimiento 1. Coloca una pieza de plomo en los tubos 1, 4 y 7.

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2. Coloca una pieza de zinc en los tubos 2, 5 y 8. 3. Coloca cobre en los tubos 3, 6 y 9. 4. Añade 3 gotas de:

Nitrato de zinc en los tubos 1, 2 y 3

Nitrato de plomo en los tubos 4, 5 y 6

Nitrato de cobre en los tubos 7, 8 y 9 5. Espera alrededor de un minuto, observa cada metal y los cambios que se

efectúen.

Tubo Metal Solución Observación

1 Plomo Nitrato de zinc

2 Zinc Nitrato de zinc

3 Cobre Nitrato de zinc

4 Plomo Nitrato de plomo

5 Zinc Nitrato de plomo

6 Cobre Nitrato de plomo

7 Plomo Nitrato de cobre

8 Zinc Nitrato de cobre

9 Cobre Nitrato de cobre

Cuadro tomado de técnicas para el laboratorio de química en microescala.

Nota: Escribe las reacciones químicas originadas de la tabla anterior.

Una vez elaborada la práctica escribe en una cuartilla tus conclusiones principales para presentarlas ante el grupo durante tu asesoría y entregarla tu facilitador.

QUÍMICA II

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CÁLCULOS ESTEQUIOMETRICOS En nuestras vidas diarias necesitamos realizar diferentes cálculos matemáticos para saber comprar. Para cocinar un pastel necesitas saber cada uno de los elementos que intervienen en el proceso, así mismo las cantidades. En química podemos predecir las reacciones de manera cualitativa y cuantitativamente, te invitamos a que aprendas a realizar dichos cálculos a través de este tema. ! Adelante! Realiza las siguientes actividades

1. Escribe el nombre de los ingredientes así como las cantidades exactas que ocuparías para elaborar:

a) Un pastel de zanahoria b) Un litro de sopa de verduras c) 1 Kg. de capirotada

2. Describe brevemente los procedimientos efectuados para realizar la operación anterior.

3. Compárala con la de tus compañeros y analiza las coincidencias y

diferencias.

4. En equpo explica los motivos de las diferencias y coincidencias. Para entender el tema de concentración es necesario que conozcas algunos conceptos que a continuación se te presentan.

Masa molar, masa molecular o peso molecular, de un compuesto o una molécula, es la suma de los pesos atómicos de los átomos que intervienen en una fórmula.

Nota Importante. Por conveniencia y para facilitar las operaciones se utilizan los pesos atómicos de los elementos en números enteros. Si la fracción decimal es menor del 0.5 se forma el número entero inmediato inferior. Si la fracción decimal es mayor del 0.5 se forma el número entero inmediato superior.

QUÍMICA II

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Ejemplo: H p.a. = 1.00797 se redondea a 1 O p.a. = 15.994 se redondea a 16

¿Cuál es el peso molecular del óxido de aluminio AlO?

Elemento Peso atómico x No. de átomos Al 27 X 2 = 54 O 16 X 3 = 48

102 u.m.a.

El Peso Molar del AlO= 102 u.m.a. (Unidades de Masa Atómica)

Una mol Es el peso molar de una sustancia expresada en gramos. Elemento Masa atómica X No. de átomos

HO H 1 X 2 = 2 O 16 X 1 = 16 . 18 u.m.a. Peso Molar = 18 u.m.a. (Unidades de Masa Atómica)

1mol = 18 g La materia la podemos expresar en moles, en gramos y en litros. Reafírmalo con: ACTIVIDADES DE APRENDIZAJE I. Calcula el P.M. de los siguientes compuestos:

a) HCl

b) Al (NO3)3

c) Pb (OH)4

d) Cr2 (SO4)3

e) K2Cr2O7

f) Ca3(PO3)2

g) MnSO3

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Conversiones entre distintas unidades. Ya definido el concepto de mol, ahora es necesario buscar la forma de convertir esta unidad (mol) a las otras que mencionamos como el gramo, litro, moles, número de átomos y moléculas que son las que más empleamos en nuestro quehacer diario. Manejaremos las siguientes:

1. Conversiones de gramos a moles y de moles a gramos 2. Conversiones de mol a número de moléculas o átomos y viceversa. 3. Conversiones de litros a gramos y de gramos a litros.

1. Conversiones de gramos a moles.

n = g n = número de moles

PM g = gramos de soluto PM = Peso Molecular o Masa

Molar

Para convertir moles a gramos o viceversa, es necesario calcular primero la masa molar de los compuestos en cuestión. Ejemplo 1. ¿Cuántas moles se encuentran contenidos en 250 gramos de sal común (NaCl)? Na = 23 x 1 = 23

Cl = 35 x 1 = 35. 58 g

como 1 mol de NaCl equivale a 58 g de NaCl

X 250 g de NaCl X = (1 mol de NaCl) ( 250 g de NaCl) = 4.312 moles de NaCl

58g de NaCl Respuesta:

250 gr. de NaCl equivalen a 4.312 moles de NaCl

QUÍMICA II

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Ejemplo 2. En 3.2 moles de alcohol etílico (etanol) ¿Cuántos gramos se encuentran contenidos?

CH - CH - OH C = 12 X 2 = 24 H = 1 X 6 = 6 O = 16 X 1 = 16 . 46 u.m.a.

como 1 mol de etanol equivale a 46 g de etanol 3.2 mol de etanol X X = 3.2 mol x 46 g = 147.2 g 1 mol Respuesta: 3.2 moles de etanol equivalen a 147.2 g de etanol Construye una mole de conocimientos con. ACTIVIDADES DE APRENDIZAJE I. Resuelve los siguientes problemas.

a) Calcule el número de moles de aluminio contenidos en 3.6 g de Al2O3 . b) ¿Cuántas moles de ácido sulfúrico H2 SO4 hay en 0.125 kg del mencionado

ácido? c) Determina la cantidad de moles que hay en 55 g de AgCl. d) ¿Cuántos g de Na3PO4 se encuentran contenidos en 1.5 moles de esta

sustancia? e) ¿Cuántos miligramos de K2SO4 hay en 0.00250 moles del sulfato? f) ¿Cuántos gramos de azúcar (C12H22O11) existen en 1.3 moles de azúcar?

2. Conversiones de moles a número de moléculas o átomos. Para realizar conversiones de gramos y moles a litros o viceversa, es necesario conocer las confirmaciones experimentales de Avogadro. Ley de avogadro: " Volúmenes iguales de diferentes gases a la misma temperatura y presión contienen el mismo número de moléculas "

He Cl O

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Una vez conocida la Ley de Avogadro, es necesario encontrar cuál es el número de moléculas. Fue hasta principios de siglo cuando se demostró que el valor del Número de

Avogadro es aproximadamente de 6.023 X 10 moléculas por cada mol. Ejemplo: ¿Cuántas moléculas se encuentran contenidas en 50g de Oxígeno? Se determina el peso molar:

O O = 16X2 = 32 g

como 1 mol de O2 equivale a 32 g O

X 50 g O

X = 1 mol de O x 50 g O = 1.56 mol de O

32 g de O

como 1 mol de O equivale a 6.022 X 10 moléculas de O

1.56 mol de O X

X = 1.56 mol de O X 6.023 X 10 moléculas de O = 9.41 x 103 moléculas de O

1 mol de O Juega con Avogadro y resuelve la siguiente: ACTIVIDAD DE APRENDIZAJE

1. Obtén el número de moléculas que se encuentran contenidas en 68 gramos de oxígeno? 2. ¿Cuántas moléculas están contenidas en 1.5 moles de HBr? 3. Determina el número de moléculas que se encuentran contenidas en 50 gramos de nitrógeno? 4. ¿Cuántas moles hay en 65x1023 moléculas de NaOH? 5. Calcula el número de moléculas que se encuentran contenidas en 62 gramos de carbono? 6. ¿Cuántos gramos de CaBr2 están contenidos en 15.82x1023 moléculas? 7. Calcula el número de moléculas que se encuentran contenidas en 3.8 gramos de Helio? 8. ¿Cuántas moléculas están contenidas en 3.10 moles de Hidrógeno gaseoso (H2)?

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3. Conversiones de litros a gramos. Para convertir de gramos a número de moléculas, se debe convertir primero a moles. Si una mol de un gas contiene el mismo número de moléculas que otra, bajo las mismas condiciones de presión y temperatura, condiciones estándar o a TPN, entonces una mol de un gas ocupará el mismo volumen que cualquier otro gas. De lo anterior se deduce que: El volumen molar o volumen molecular: Es el volumen ocupado por una mol de un gas bajo condiciones normales de presión (1atm.) y temperatura (0°C) teniendo un valor de 22.4 litros.

¿Cuántos litros ocupan 75 g de Anhídrido carbónico (CO)? Se determina el peso molecular: CO2 C 12 X 1 = 12 O 16 X 2 = 32 44 g

si 1 mol de CO = 44 g de CO2

y 1 mol de CO = 22.4 litros de CO2

entonces 44 g de CO equivale 22.4 lt de CO2

75 g de CO X

X = 75 g de CO2 x 22.4 lt de CO2 = 38.18 lt de CO

44 g de CO Eleva tu volumen realizando: ACTIVIDADES DE APRENDIZAJE Determina lo que a continuación se te pide:

a) Volumen en litros que ocupan 66g de N2O5 a TPN b) ¿A cuántos litros equivalen 72g de CO a TPN? c) ¿Qué volumen en litros está contenido en 85g de N2 en condiciones

normales? d) ¿Cantidad de moles contenidas en 69 lt de Cl2O a TPN? e) ¿Cuántos litros ocupan 1.65 moles de CO2 a TPN?

}

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Los cálculos estequiométricos aplicados en una ecuación química quedan de la siguiente manera:

2 H2 + O2 2H2O 4 g + 32 g 36 g H2O

44.8 lt + 22.4lt 2moles o 36 grs de H2O 2 mol + 1 mol 2 mol H2O

Con la anterior ecuación química balanceada es posible realizar cálculos estequiométricos:

a) GRAMOS b) MOLES c) LITROS

Observa los siguientes ejemplos:

¿Cuántos gramos de H2O se obtienen a partir de 7 gramos de oxígeno utilizando la ecuación anterior?

Basándonos en 2H2 + O2 2 H2O

4 g + 32 g 36 g tenemos que 32 g O2 producen 36 g H2O 7 g O2 X 7 g O2 x 36 g H2O = 7.875 g de H2O 32 g. De O2

¿Cuántos moles de H2 reaccionarán con 6 moles de oxígeno para obtener agua?

Considerando que: 2 H2 + O2 2H2O

2 mol + 1 mol 2 mol tenemos que: 2 moles H2 reaccionan con 1 Mol O2 X 6 moles O2

2 moles H2 x 6 moles O2 1 mol O2

= 12 moles H2

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¿Cuántos litros de oxígeno se requieren para reaccionar con 200 litros de hidrógeno y obtener H2O?

De acuerdo a: 2 H2 + O2 2H2O 44.8 lt + 22.4 lt 2 moles

tenemos que 44.8 lt H2 reaccionan 22.4 lt O2 200 L H2 X

200 lt H2 X 22.4lt O2 = 100 lt de O2 44.8 lt H2

Con 25 moles de O2 ¿Cuántos gramos de H2O se obtienen? Según la ecuación

2 H2 + O2 2H2O 4 g + 32 g 36 g 2 mol + 1 mol 2 mol

tenemos que: 1 mol O2 produce 36 g H2O

25 moles O2 X 25 moles O2 x 36 g H2O = 25 moles O2

Con 500 lt de H2 ¿Cuántos moles de H2O se obtienen? En la siguiente ecuación:

2 H2 + O2 2H2O 2 mol + 1 mol 2 mol

44.8 lt + 22.4 lt 44.8 lt tenemos que : 44.8 lt H2 producen 2 moles H2O 500 lt H2 X 500 lt H2 x 2 moles H2O = 44.8 lt H2

22.3 moles H2O

900 g H2O

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Demuestra que has aprendido y continúa resolviendo las ACTIVIDADES DE APRENDIZAJE

Balancea la ecuación por alguno de los métodos que ya conoces, determina gramos, moles y litros de cada una de las sustancias.

H2 + Cl2 HCl Moles Grs. Litros

a) ¿Cuántos gramos de HCl se obtiene a partir de 10g de Cloro?

b) ¿Cuántas moles de H2 reaccionan con 12 moles de Cloro para formar HCl?

c) ¿Cuántos litros de Cloro se requieren para reaccionar con 50 litros de

Hidrógeno y obtener ácido clorhídrico?

d) Con 12 moles de Cloro ¿Cuántos gramos de HCl se obtienen?

e) ¿Cuántos gramos de Cl2 necesitan reaccionar con 23 moles de H2 para

formar HCl?

Composición centesimal o porcentual. % = A X 100 B % = Porcentaje del componente en cuestión. A = Componente considerado expresando sus partes en masa o volumen. B = Masa Molar ( o masa molecular ) Analiza el siguiente caso: Calcula el porcentaje en peso de los elementos que intervienen en el H2SO4

Pasos: 1. Determina la masa molar (PM):

H = 1 X S = 32 X O = 16 X

2 = 2 g 1 = 32 g 4 = 64 g 98 g/mol

Pesos atómicos.

H = 1

Cl = 35.5

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2. Determinar el porcentaje de cada elemento, utilizando la siguiente regla de tres simple:

PM compuesto 100%

Cantidad de elemento en la fórmula- X

Tenemos que, para: H = 2 x 100 = 2.04 % 98

S = 32 x 100 = 32.65% 98

O = 64 x 100 = 65.31 % 98

total 100% Lo anterior se cumple en el volumen "X" de H2SO4 La composición porcentual de un compuesto es la misma, independientemente de la muestra que se tome para su análisis; por ejemplo: en el caso del agua ( H2O), cuya masa molar es 18, en una gota, en un litro o mil litros, la relación centesimal (%) es exactamente igual a 11.11% de H relación y 88. 8894 % de O. Como se puede observar, la composición centesimal de un compuesto, se puede calcular si se conoce:

a) La fórmula del compuesto.

b) La masa atómica de los elementos que la componen. Comprueba tu porcentaje de aprovechamiento con: ACTIVIDADES DE APRENDIZAJE Determina las composiciones porcentuales (%), para los siguientes compuestos:

a) H l

b) Au (NO3)3

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c) Pb (OH)2

d) FeSO4

e) Na2Cr2O7

f) Ca3 (PO 4)2

Problemas

1. El elemento más abundante en el mar (sin contar hidrógeno y oxígeno) es el cloro: hay 19g. de este elemento en cada litro de agua de mar. Si el volumen de los océanos es de 1.4 X 1021 litros.

a) Calcula la masa de cloro en el mar. b) Indica a cuántos átomos corresponde

2. Imagina que, para fertilizar la tierra, un campesino tiene las siguientes 3 opciones:

Nitrato de amonio...........................................NH4NO3

Nitrato de sodio...............................................NaNO3

Amoniaco........................................................NH3

Si te olvidaras de otros parámetros económicos o técnicas y pensaras que el mejor fertilizante es el que posee mayor porcentaje en peso de nitrógeno, ¿cuál le recomendarías? 3. Calcula el porcentaje de humedad del Cloruro de sodio pentahidratado (NaCl 5 H2O)

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ACTIVIDADES DE EVALUACIÓN

1. Determina las moles contenidas en:

a) 115g de HNO3 b) 50g de MgSO4 c) 0.7g de Al(OH)3 d) 210g de BaCl2 e) 12.9g de Na2CO3

2. Calcula los gramos contenidos en:

a) 1.5 mol de K I b) 6.7 mol de H2 S c) 0.8 mol de Zn O d) 75 mol de C O2 e) 0.1 mol de Cl2 O7

3. Determina cuantas moléculas se encuentran contenidas en:

a) 6g de N2 b) 3.2g de H2 c) 0.8g de O2 d) 15g de Cl2

4. Con la siguiente ecuación química:

N2 + H2 NH3 A) Realiza:

a) Balanceo por tanteo b) Determinación de gramos c) Determinación de moles d) Determinación de litros

B) Resuelve

a. ¿Cuántos gramos de amoniaco se obtienen a partir de 5g de Hidrógeno?

b. ¿Cuántos moles de nitrógeno reaccionarán con 4 moles de hidrógeno para obtener amoniaco?

c. ¿Cuántos litros de hidrógeno se requieren para reaccionar con 175 litros de nitrógeno y obtener amoniaco?

d. ¿Cuántos gramos de amoniaco se obtienen con 18 moles de hidrógeno?

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5. Con la siguiente ecuación balanceada calcula los primeros 5 ejercicios:

3Cu + 8HNO3 3Cu (NO3

)2 + 2NO + 4H2O

a. ¿Cuántos moles de cobre reaccionan con 13 moles de HNO3 ? b. ¿Cuántos gramos de HNO3 son necesarios para producir 15 moles de

Cu(NO3)2? c. ¿Cuántos gramos de cobre son necesarios para producir 84 litros del gas

NO? d. ¿Cuántos litros de NO se alcanzan a producir si reaccionan 120 gramos de

HNO3 con suficiente cobre ? e. ¿Cuántos moles de H2O se alcanzan a producir si se produjeron 52

litros del gas NO? 6. Calcula el porciento de nitrógeno en la urea. O

ll CO (NH2)2 NH2 C NH2

7. Determina la composición porcentual de la morfina C17H19NO3 8. ¿ Cuál es la Fm. de un compuesto que arrojó lo siguientes datos: 1.99 g de Al que se combinan con 1.76 g de O2 ? ¿ Cuál es el porcentaje de humedad en una molécula de sulfato cúprico

trihidratado ( Cu SO4 . 3H2O) ?

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SOLUCIONES La mayoría de los procesos químicos en la naturaleza se llevan a cabo en solución; así tenemos que los nutrientes que absorben las plantas son transportados en soluciones acuosas; también los medicamentos que se administran por vía intravenosa. Entiéndase como solución, aquella mezcla homogénea de dos o más sustancias una de estas sustancias se llama solvente y la otra soluto. Soluto. Componente que se encuentra en menor cantidad y es lo que se disuelve. Solvente. Aquél que existe en mayor cantidad y es lo que disuelve. Para entender el tema de concentración de una manera mejor te invito a que desarrolles las siguientes actividades:

1. En tu hogar utilizas una serie de soluciones anótalas. 2. De las soluciones que escogiste describe cual es el soluto y cual es

el solvente. 3. Lleva tus conclusiones a tu asesoría para intercambiar dicha

información con la de tus compañeros de equipo. 4. Ahora lee detenidamente la información que a continuación se te

presenta en esta antología. Por ejemplo Las soluciones existen en estado líquido, sólido y gaseoso; observa el siguiente cuadro:

Solución Componentes Estado

Aire Gas natural Aleación Agua de mar Vinagre

N2 , O2 , H2 y CO2

CH4 y CH3 - CH3

Cu y Zn H2O, NaCl y otras sales H2O y CH3COOH

Gaseoso Gaseoso Sólido Líquido Líquido

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Las soluciones pueden ser empíricas y valoradas, como lo muestra el siguiente esquema: Tipos de Soluciones:

Tipo de solución Soluto Solvente

Sólido Sólido Líquido Gas

Sólido Sólido Sólido

Líquida Sólido Líquido Gas

Líquido Líquido Líquido

Gaseosa Sólido Líquido Gas

Gas Gas Gas

Las propiedades de las soluciones:

Deben ser homogéneas en toda su extensión.

No son sedimentables.

No se pueden filtrar

Si es colorida no debe perder su homogeneidad.

Sus partículas son inferiores a 1 nm= 0. 000 000 001 m =1x10- m.

HOMOGÉNEAS ELEMENTOS

SUSTANCIAS

PURAS MEZCLAS

COMPUESTOS HETEROGÉNEAS

METALES NO

METALES SOLUCIONES SUSPENSIONES

COLOIDALES

EMPÍRICAS VALORADAS

MATERIA

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Factores que afectan la solubilidad en las soluciones Naturaleza del soluto y solvente: "Lo semejante disuelve a lo semejante". El agua es considerado el disolvente universal, pero sólo disuelve a los compuestos inorgánicos, y muy poco a los compuestos orgánicos, ya que estos se disuelven en solventes orgánicos tales como: gasolina, éter, alcohol, cetona, etc. Temperatura: En la mayoría de las sustancias sólidas, al aumentar la temperatura, aumenta la solubilidad como el azúcar; sin embargo, hay sustancias que reaccionan al revés, o sea que su solubilidad disminuye al aumentar la

temperatura; éstas son: CaCrO, CaSO, Ca(OH). Presión: Aparentemente los cambios de presión no afectan la solubilidad de las sustancias, esto es cuando un gas se disuelve en un líquido y que la solubilidad del gas es directamente proporcional a la presión y a la temperatura. Si se duplica la presión del gas en contacto con el líquido, la solubilidad del gas también se duplica. Lo anterior lo observamos al destapar una botella de champaña. Soluciones empíricas Las soluciones empíricas: Son aquellas en las cuales no se conoce la cantidad de soluto ni de solvente, y se definen mediante términos como: concentrada, diluida, saturada y sobresaturada. Estos términos nos dan una idea de la mayor o menor cantidad de soluto.

Soluciones diluidas: Cuando la cantidad de soluto disuelta en el solvente es

muy pequeña. Ejemplo: 5 g de NaCl disueltos en 5 lt. de HO. Soluciones concentradas: Cuando hay muchas partículas de soluto disueltas

en el solvente. Ejemplo: 300g de azúcar disuelto en 1 lt de HO. Solución saturada: Son las que tienen la cantidad exacta de soluto que un solvente puede disolver, se dice que en estas condiciones se encuentra en equilibrio dinámico. Solución sobresaturada: Son aquellas que contienen mayor cantidad de soluto del que normalmente pueden disolver, en este tipo de soluciones se rompe el equilibrio de disolución y el soluto se precipita al fondo. En este caso, ni calentando la solución podemos disolver el exceso de soluto.

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De los ejemplos de tu hogar que describiste en cual crees tú que se encuentran, como diluidas, concentradas. Saturadas o sobresaturadas.

Coméntenlo en equipo y lleguen a una conclusión para exponerla frente al grupo. Ahora por equipo en el laboratorio del plantel ó en cualquier otro espacio realiza las siguientes prácticas:

Practica 2

SOLUCIONES DILUIDAS

Objetivo El estudiante interpretará el concepto de soluciones diluidas. INTRODUCCIÓN La solución diluida es la que contiene una mayor proporción de solvente que de soluto, en esta solución no se guarda un equilibrio.

Material y Sustancias

6 vasos de precipitado de 250 ml.

Una probeta graduada

Una espátula

Una balanza granataria

Papel filtro

Sal común

Azúcar

Pinol (limpiador de pisos)

Polvo para preparar bebida refrescante sabor uva

agua

Procedimiento 1. Agrega 10 ml. a cada vaso. 2. Pesa 3 gramos de sal y 5 gramos de azúcar. 3. Mide 10 ml. de pinol. 4. En el primer vaso agrega una pequeña cantidad de sal y observa las

propiedades físicas del proceso. Agrega otra pequeña cantidad de sal y observa. Repite una vez más.

5. Haz el paso anterior con azúcar. 6. En el tercer vaso agrega 2 ml. de pinol, posteriormente otros 3 ml. de pinol y

por último 5 ml. más, haciendo la observación de la sustancia cada vez que se agregue el pinol.

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7. Agrega una pequeña cantidad de polvo para preparar bebidas, y observa; posteriormente agrega otra cantidad.

Práctica 3

SOLUCIONES SATURADAS

Objetivo El estudiante aprenderá a preparar soluciones saturadas y sobresaturadas. INTRODUCCIÓN Soluciones saturadas son aquellas en que a una determinada temperatura un solvente no puede disolver mayor cantidad de soluto es decir, contiene soluto disuelto en equilibrio. Solución sobresaturada-. Es aquella que a determinada temperatura contiene mayor cantidad de soluto que el solvente puede disolver, es decir, con soluto no disuelto.

Material y Sustancias

Cuatro vasos de precipitado de 250 ml.

Una probeta graduada de 100 ml.

Una espátula

Una balanza granataria

Papel filtro

Sal común

Azúcar

Agua

Procedimiento 1. Toma dos vasos de precipitados y agrega a cada uno de ellos 10 ml. de agua. 2. Pesa 15 gramos de sal y 20 gramos de azúcar. 3. Agrega al primer vaso pequeñas cantidades de sal hasta que ésta no se

disuelva en el agua y por diferencia de masas, determina la cantidad de sal que se disolvió.

4. Repite el paso anterior pero con azúcar. 5. Calienta la solución del paso número 3 y agrega pequeñas cantidades de sal

hasta que ya no se disuelva. Enfría y observa. Una vez realizadas las prácticas elabora en una cuartilla tus conclusiones para exponerlas ante el grupo y entregarlas a tu facilitador.

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Soluciones valoradas Las soluciones valoradas son aquellas cuyas cantidades de soluto y solvente tienen un valor determinado exacto, o sea una concentración exacta.

a) Porcentual b) Molalidad c) Molaridad d) Normalidad

a) Porcentual Existen varias formas para expresar la concentración de las soluciones: a) % en peso

c) % en volumen d) Partes por millón

El porciento en peso se refiere al peso del soluto por cada 100 gramos de solución.

Porciento en peso (%p) = Peso del soluto X 100 peso del soluto + peso del solvente

Ejemplo: Una solución al 5% de NaCl (5 g de Na Cl y 95 g de H2O). Problema: ¿ Cuál es el % en peso de una solución que se ha preparado disolviendo 15 g. de NaCl en 150 g de H2O? % en peso = 15 g x 100 15 g + 150 g % en peso = 15 g x 100 165 g % en peso = 0.09 x 100 % en peso = 9.0% La fórmula para determinar el porciento en peso surge (regla de tres): El peso de la solución (solvente + soluto) 100% El peso del soluto X Porciento en peso (%p) = Peso del soluto X 100 peso del soluto + peso del solvente

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Valora tus conocimientos elaborando las: ACTIVIDADES DE APRENDIZAJE a) Determina el porciento en peso de una solución preparada con 20g KCl en

200g H2O. (La densidad del agua = 1g/ml).

b) ¿Cuántos gramos de solución (solvente + soluto) al 5% en peso (soluto) de

Li2SO4 (Sulfato de Litio), se necesitan para tener 3.2g de Li2SO4 en solución?.

c) Si se desea preparar 100g de solución de NaOH al 19.7% en peso, ¿Cuántos

gramos de NaOH se necesitan?

d) Deseamos preparar 600g de solución con una concentración del 5%, calcula

qué cantidad de soluto necesita.

El porciento en volumen expresa el volumen del soluto con respecto al volumen total de la solución.

Porciento en volumen (%v) = volumen del soluto X 100 vol. del soluto + vol. del solvente Ejemplo: ¿Cuál es el porciento en volumen de una solución formada por 20 ml. de etanol (CH3CH2OH) en 200 ml. de H2O? % en volumen = 20 ml x 100 20 ml. + 200 ml. % en volumen = 20 x 100 220 % en volumen = 0.09 x 100 % en volumen = 9.0% Toma un respiro y con nuevos bríos y realiza lo siguiente:

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ACTIVIDADES DE APRENDIZAJE a) Determina el % en volumen de una solución formada por 35 ml de metanol

(CH3OH) en 300ml de H2O. b) Si una solución está formada por 35ml de soluto y tiene una concentración del

1.2%, ¿Cuántos ml de solución tenemos?. c) ¿Cuántos ml de H2S se necesitan para preparar 150ml de solución al 3%?. d) Una solución está formada por 45ml de HClO en 0.5 litros de solución;

determina el % en volumen. c )Partes por millón. Se refiere al número de miligramos de soluto disuelto por cada kilogramo de solución. Esta unidad se usa para expresar concentración de soluciones diluidas. A esta unidad de concentración se le asignan las letras ppm.

ppm = ____mg de soluto_____ Kilogramo de solución

Para soluciones acuosas, un kilogramo de solución es aproximadamente igual a un litro de solución; entonces se puede usar la siguiente relación:

ppm = mg de soluto

Litro de solución Ejemplo: En una mezcla de 500 ml. de una solución acuosa que contiene 2.20 mg. de ión fluoruro.¿Cuál es la concentración de ion fluoruro en partes por millón?

Datos Fórmula

Soluto = 2.2 mg Volumen = 500 ml = 0.5 lt ppm = ¿

ppm = mg lt ppm = 2.2 mg

0.5 lt ppm = 4.40 mg / Litros

La solución tiene 4.40 ppm de ion fluoruro.

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ACTIVIDADES DE APRENDIZAJE Resuelve los siguientes problemas. 1. Una muestra de 825 ml de agua contiene 3.5 mg de iones fluoruro. Calcule las partes por millón de ion fluoruro en la muestra. 2. Calcule los mg de ion fluoruro en 1.25 litros de una muestra de agua que contiene 4 ppm de ion fluoruro. 3. Calcule el número de mg de iones sodio en 1500 ml de una muestra de agua que contiene 285 ppm de ion sodio. 4. Calcule las partes por millón de 2.7x10-3 mg de oro en 450 ml de agua del océano. 5. Calcule los mg de soluto disueltos en 9.8 litros de agua del océano que contiene 65 ppm de iones bromuro. b) La Molalidad. Es un método gravimétrico para determinar la concentración de las soluciones, ya que tanto el soluto como el solvente se expresan en unidades de peso. La Molalidad es importante al estudiar las propiedades coligativas de las soluciones como son el punto de ebullición o el punto de congelación. La Molalidad expresa el número de moles de soluto por kilogramo de solvente. Se representa por m y su fórmula es: m = molalidad n = No. de moles Kg = kilogramo de solvente Ejemplo: Encuentra la molalidad de una solución formada por 20 g de CH3OH y 150 g de H2O. PM CH3OH = 32 g/mol Soluto = 20 g de CH3OH Solvente = 150 g de H2O = 0.150 Kg n soluto = 20/32 = 0.625 moles Sustitución: m = n = 0.625 = 4.167 mol/Kg Kg 0.150 La solución es 4.167 molal CH3OH

m = _n___ Kg.

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Con muchas ganas harán las siguientes: ACTIVIDADES APRENDIZAJE a) Calcula la molalidad de una solución de HNO3 del 32.3% en peso.

b) Encuentra la molalidad de una solución que esta formada por 10g de

CH3CH2OH y 120g de agua.

c) Se prepara una solución con 125g de metanol (CH3OH) disueltos en 2,700 ml

de agua. Calcula su molalidad.

d) ¿Cuál es la molalidad de una solución que está formada por 20 moles de

alcohol propílico (CH3CH2CH2OH) disueltos en 3Kg de agua?

c) La molaridad es un método volumétrico para expresar la concentración de las soluciones. Expresa el número de moles de soluto por unidad de volumen de solución. Su fórmula es: M = Molaridad M = n donde: n = g n = moles de soluto v PM v = volumen de solución (Litros) g = gramos de soluto M = g PM = Peso molecular o Masa Molar PM X V Ejemplo: Encontrar la molaridad de una solución que contiene 30 g de NaOH disueltos en agua, formando 2.5 Litros de solución. Desarrollo: g de NaOH = 30 Volumen de solución (v) = 2.5 lt. Convertir 30 g de NaOH a moles : 1.-Determinar PM 2.-Convertir gramos a moles

Por lo tanto

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3.- Sustituir moles en fórmula 4.- Realizar operaciones M = ? PM: g = 30 g NaOH M = 30g Na = 26 PM = PM xV O = 16 V = 2.5 lt H = 1 . 40 P.M: Na = 23 M = 30 g O = 16 40g/mol x 2.5 lt H = 1 40 M = 0.33 Moles/lt Ejemplo: Se prepararon 380 ml. de una solución en la que se disolvieron 0.85 moles de KOH. ¿ Cuál es la molaridad de dicha solución? Soluto = 0.85 moles Volumen = 380 ml Volumen = 380 1000 Volumen = 0.38 ml M = n v M = 0.85 Moles 0.38 Litros M= 2.23 moles litros La solución de KOH es 2.23 molar Valora tus soluciones con: ACTIVIDADES DE APRENDIZAJE

a) ¿Cuál es la molaridad de una solución que contiene 16g de CH3 – OH en 200

ml de solución?

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b) ¿Cuántas moles se necesitan para preparar 1.25 litros de solución 0.10 molar de yoduro de sodio NaI. c) ¿Cuántos gramos se requieren para preparar 200 ml de una solución de

Mg(OH)2 0.5 molar?

d) ¿Qué volumen de solución 0.9 molar se puede preparar disolviendo 3.6 moles

de KOH?

e) ¿Cuántos litros de solución 0.75 molar se preparan disolviendo 125 g de CaBr2?

f) Obtén la molaridad de 300 mL de solución que contiene 250g de NaCl disueltos

en agua.

c) La normalidad es otro método volumétrico para expresar la concentración de las soluciones. Expresa el número de Equivalentes-gramo de soluto contenidos en un litro de solución, y se representa N

Su fórmula es: N = Eq-g de soluto (E) o N = E Litros de solución (V) V Donde N = Normalidad Eq-g = equivalente-gramo.

V = Volumen de solución (en Litros) PM = Peso molecular Eq-g = PM cargas Para entender la Normalidad es necesario tener en cuenta una unidad química diferente al mol, este es el Peso Equivalente (Eq-g) a) Peso equivalente para un ácido. Peso Eq-g = PM No, H+

b) Peso equivalente para una base, Peso Eq-g = PM

No. (OH)-

c) Peso equivalente para una sal. Peso Eq-g = PM No. cargas

Cargas es igual al número de cargas positivas o negativas de la formula.

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Ejemplos: Calcula el peso equivalente para: a) El ácido sulfuroso H2SO3

Eq-g = 82 = 41 H = 1 x 2 = 2 2 S = 32 x 1 = 32 O = 16 x 3 = 48 82 b) Hidróxido de Bario Ba(HO)2 Eq-g = 171 = 85.5 PM = Ba = 137 x 1 = 137 2 H = 1 x 2 = 2 O = 16 x 2 = 32 1 71 Eq-g PM = 171 = 85.5 No.(OH) 2 c) Sulfato de potasio K2SO4

Eq-g = 174 = 87 K = 39 x 2 = 78 2 S = 32 x 1 = 32 O = 16 x 4 = 64 174 Eq-g = PM = 174 = 87 No. Cargas 2 Nota: Para determinar el Número de cargas, se multiplica el subíndice de cada ión. Ejemplos de Normalidad: Si se prepararon 530 ml. de solución de KOH, en la cual se disolvieron 0.35 equivalentes de KOH. ¿ Cuál es la normalidad de la solución?

Datos Fórmula Volumen = 530 ml Volumen = 530 1000 Soluto = 0.35 Eq-g Volumen = 0.53 lt Normalidad = ?

N = No. de Eq-g V N = 0.35 Eq-g 0.53 lt N = 0.66 Eq-g /litros

La solución de KOH tiene una concentración 0.66 N.

=

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¿Cuál es la normalidad de una solución, si tiene su volumen de 2500 mL y

contiene disueltos 40 gramos de H3PO4? PM H3PO4

P = 31 X 1 = O = 16 X 4 =

H = 1 X 3 =

31 64 3

98

Datos Fórmula Volumen = 2500 ml Volumen = 2500 1000 Volumen = 2.5 ml. Soluto = 40g Peq ácido = PM = 98 = 32.66g/ Eq-g

3 3 Normalidad = ?

N = E V

1 mol Eq-g de H3PO4 ________ 32.66 g X 40g X = 40g X 1 = 1,22E 32.66 N = 1.22 E 2.5 lt N= 0.48 Eq-g/lt.

La solución es 0.48 normal de H3PO4

Seguro que harás perfectamente las: ACTIVIDADES DE APRENDIZAJE a) Calcula la normalidad de una solución de ácido fosfórico (H3PO4) que contiene

12.5 g disueltos en 400ml de solución.

b) Una solución de H2SO3 utilizó 10mL de dicho ácido para neutralizar 25 ml de

una solución 0.05N de KOH, ¿Cuál es la normalidad del ácido?.

c) Calcula la normalidad de una solución que tiene una concentración de 8g de

HNO3 por litro de solución.

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d ) Calcula la normalidad de una solución que tiene una concentración de 26.5 g

de Na2CO3 por litro de solución.

e) Prepara una solución 1 N de ácido sulfúrico. (V=1lt). ¿Cuántos gramos de H2SO4 se necesitan?

ACTIVIDADES DE EVALUACION

Defina o explique los siguientes términos: a. solución l. porcentaje referido a la masa b. soluto m. partes por millón c. solvente n. molaridad d. líquidos miscibles o. normalidad f. ley de Henry p. equivalente de un ácido g. concentración q. equivalente de una base h. solución saturada r. molaridad i. solución no saturada s. propiedades coligativas j. solución sobresaturada t. coloide k. cristalización u. partículas dispersas Diga cuál es la diferencia entre: a. solubilidad y velocidad de disolución b. solución no saturada y solución saturada c. solución saturada y solución sobresaturada d. miscible e inmiscible e. partículas dispersas y medio dispersante Tipos de soluciones Clasifique las siguientes soluciones de acuerdo con los estados físicos del soluto y del disolvente.

a. sal en agua b. amoniaco en agua c. café instantáneo en agua caliente d. anticongelante agregado al sistema de enfriamiento de su auto e. glucosa (un azúcar) en la sangre f. alcohol en agua g. cloro agregado al agua para purificarla h. oxígeno disuelto en agua i. dióxido de azufre, un contaminante, en el fluido que rodea las membranas mucosas, como en su nariz y garganta. j. azúcar en agua Soluciones saturadas, no saturadas y sobresaturadas

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Describa con sus propias palabras el proceso de purificación de un sólido mediante la cristalización. ¿Cómo determinaría si una solución está saturada, no saturada o sobresaturada? Explique. Coloides y suspensiones

Clasifique los siguientes coloides de acuerdo con los tipos posibles, dándole nombre al coloide:

a. oro en agua c. espuma de jabón b. nubes d. mayonesa

Se dispersan en agua dos sólidos, A y B. Se hace pasar un estrecho haz de luz a través de A en el medio acuoso y no se observa una línea visible de luz, pero a través de B en el medio acuoso, la trayectoria de la luz es visible. ¿Cuál de los dos sólidos, A o B, forma un coloide y cuál una solución?

Hace aproximadamente mil años, se formó el delta de un río en el lugar donde ahora está localizada la ciudad de Nueva Orleáns. Este delta es un conjunto de depósitos de cieno que inicialmente se encontraban en dispersión coloidal en el río Missisippi. Explique por qué el cieno del río se depositó en el punto donde éste desemboca en el Golfo de México, que es agua salada.

Problemas Porcentaje referido a la masa Calcule el porcentaje de soluto en cada una de las siguientes soluciones acuosas: a. 7. 25 g de cloruro de sodio en 95.0 g de solución b. 25.2 g de carbonato de potasio en 100.0 g de agua c. 3.88 g de cloruro de calcio en 90.0 g de agua Calcule el porcentaje de soluto en cada uno de las siguientes soluciones: a. 13.0 g de cloruro de sodio en suficiente agua para hacer 110 g de solución b. 12.4 g de cloruro de bario en 80.7 g de agua c. 0.155 g de fenol (C6 H6 O) en 15. g de glicerol Calcule los gramos de soluto que deben disolverse en: a. 350 g de agua para preparar una solución de sulfato de potasio al 15.% b. 15. g de agua para preparar una solución de cloruro de sodio al 12.% c. 275 g de agua para preparar una solución acuosa de nitrato de potasio al 10.%. Calcule los gramos de agua que deben añadirse a: a) 16. g de azúcar ( C12 H22 O11) para preparar una solución de azúcar al 20 %.

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b). 4. g de yoduro de potasio para preparar una solución de yoduro de potasio al 1.9 % c) 6. g de nitrato de potasio para preparar una solución acuosa de nitrato de potasio al 7.5 % Calcule la cantidad de gramos de solución que se necesitan para tener: a. 68.3 g de cloruro de sodio a partir de una solución acuosa de cloruro de sodio al 15 % b.1.2 g de carbonato ácido de sodio a partir de una solución acuosa de carbonato ácido de sodio al 6 % c. 5 g de nitrato de potasio a partir de una solución acuosa de nitrato de potasio al 10. % Partes por millón Calcule las partes por millón de un soluto en cada una de las siguientes soluciones acuosas. (Suponga que la densidad de una muestra muy diluida es 1.00 g/ml.) a. 128 mg de iones sodio (Na+) en 550 ml de una muestra de agua b. 172 mg de iones potasio (K+) en 850 ml de una muestra de agua c.2.5 mg de iones aluminio (Al3+) en 1.5 litros de agua del océano. (sugerencias: la concentración del aluminio es independiente de los demás iones presentes en el agua.) Calcule las partes por millón del soluto en cada una de las siguientes soluciones acuosas. (Suponga que la densidad de la muestra muy diluida de agua es 1 g/ml ) a. 225 mg de cloruro de sodio (NaCl) en 300 ml de una muestra de agua b. 6.5 mg de potasio (K+) en 50 ml de una muestra de agua c. 2.7 x10-3 ml de oro (Au) en 450 ml de agua del océano Calcule los miligramos de soluto disuelto en las siguientes soluciones acuosas. (suponga que la densidad de la muestra de agua muy diluida es 1 g/ml) a. 5.50 lt, de una muestra de agua que tiene 15 ppm de iones estroncio (Sr2+) b. 9.80 lt. de agua del océano que tiene 65 ppm de iones bromuro (Br) c. 15 lt. de agua del océano que tiene 3.0 x 10-4 ppm de plata (Ag)

Molaridad Calcule la molaridad de cada una de las siguientes soluciones acuosas: a. 82.5 g de alcohol etílico (C2H6O) en 450 ml de solución b. 2.65 g de cloruro de sodio en 40.0 ml de solución; también, calcule la molaridad del Ion cloruro c. 20.8 g de azúcar (C12H22O11) en 275 ml de solución Calcule la molaridad de cada una de las siguientes soluciones acuosas:

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a. 27. g de bromuro de sodio en 850 ml de solución ; calcule también la molaridad de ion bromuro b. 12. g de cloruro de calcio en 640 ml de solución; calcule también la molaridad del ión cloruro c. 15 g de bromuro de bario en 1150 ml de solución; también calcule la molaridad del ion bromuro Calcule los gramos de soluto que se necesitan para preparar las siguientes soluciones acuosas. Explique cómo se debe preparar cada solución. a. 450 ml de una solución 0.110 M de hidróxido de sodio b. 250 ml de una solución 0.220 M de cloruro de calcio c. 100 ml de una solución 0.155 M de sulfato de sodio Calcule los mililitros de solución acuosa que se requieran para tener los siguientes compuestos : a. 5.50 g de bromuro de sodio a partir de una solución 0.4 M b. 7.65 g de cloruro de calcio a partir de una solución 1.40 M c. 1.20 mol de ácido sulfúrico a partir de una solución 6. M Calcule el número de mililitros de una solución patrón 15.4 M de ácido nítrico que se necesita para preparar las siguientes soluciones diluidas de ácido nítrico. Explique como se preparan las soluciones diluidas. a. 1. litro de una solución 6. M de ácido nítrico b. 1. litro de una solución 8 M de ácido nítrico c. 500 ml de una solución 3 M de ácido nítrico Calcule la molaridad de 500 mL de una solución de ácido sulfúrico que se prepara a partir de las siguientes soluciones patrón de ácido sulfúrico: a. 10. ml de ácido sulfúrico 17.8 M b. 25. ml de ácido sulfúrico 17.8 M c. 45. ml de ácido sulfúrico 17.8 M

Normalidad Calcule la normalidad de cada una de las siguientes soluciones acuosas: a. 9.50 g de hidróxido de sodio en 450 ml de solución b. 210 g de hidróxido de bario en 500 ml de solución que se utiliza en reacciones en donde se reemplazan ambos iones hidróxido c. 65.5 g de ácido fosfórico en 250 ml de solución que se utiliza en reacciones en las cuales se reemplazan los 3 iones hidrógeno Calcule la normalidad de cada una de las soluciones acuosas

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a. 18.2 g de ácido sulfúrico en 750 ml de solución que se utiliza en reacciones en las cuales se reemplaza ambos iones de hidróxido b. 14.1 g de hidróxido de potasio en 625 ml de solución c. 0.900 g de hidróxido de calcio en 830 ml de solución que se utiliza en reacciones en las cuales se reemplazan ambos iones hidróxido. Calcule los gramos de soluto que se necesitan para preparar las siguientes Soluciones acuosas: a. 350 ml de una solución 0.0100 N de ácido sulfúrico que se utiliza en reacciones en las cuales se reemplazan ambos iones hidrógeno. b. 145 ml de una solución 0.800 N de ácido fosfórico que se utiliza en reacciones en las cuales se reemplaza los tres iones hidrógeno c. 250 ml de una solución 0.0200 N de hidróxido de calcio que se utiliza en reacciones en las que se reemplazan ambos iones hidróxido Calcule los mililitros de solución acuosa que se requieren para tener los siguientes compuestos. . a. 75.0 g de ácido sulfúrico (H2 SO4) a partir de una solución 4.00 N que se utiliza en reacciones en las que se reemplaza ambos iones hidrógeno b. 1.85 g de hidróxido de bario a partir de una solución 0.0400 N que se utiliza en reacciones en las cuales se reemplaza ambos iones hidróxido. c. 0.500 g de hidróxido de calcio a partir de una solución 0.035 N que se en reacciones en las que se reemplaza ambos iones hidróxido

Calcule la normalidad de las siguientes soluciones: a. una solución 1.5 M de ácido sulfúrico que se utiliza en reacciones en las que se reemplaza ambos iones hidrógeno.

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Identifica los siguientes conceptos en la sopa de letras. 1. Forma parte de una solución y se encuentra generalmente en menor

cantidad.

2. Forma parte de una solución y se encuentra generalmente en mayor cantidad.

3. Es una propiedad física que tienen las sustancias.

4. La cantidad de soluto disuelta en el solvente es muy pequeña.

5. Estas soluciones tienen la cantidad exacta de soluto que un solvente

puede disolver.

6. Estas soluciones contienen mayor cantidad de soluto del que se pueda disolver.

7. En estas soluciones no se conoce la cantidad de soluto ni de solvente, se

expresan como: concentrada, diluida, etc.

8. En las soluciones valoradas las cantidades de soluto y solvente tienen un valor determinado exacto, o sea una ________________________ exacta.

9. Expresa el número de moles de soluto por unidad de volumen de solución.

10. Método volumétrico que expresa el número de equivalentes – gramo de

soluto contenidos en un litro de solución.

11. Se refiere al número de miligramos de soluto por cada kilogramo de solución.

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SOPA DE LETRAS

A B S O L V E N T E C D D E F G H J P P M I J K A

Z Z Y X X V V U T T T S R R D Q P O O N N M L D L

A A A B B C C N E D E F G G I H I J K L M N A N O

V X Y O Z Y O Y X D X V V U L T S S R R Q R Q P P

U U Q Q R I R R A S S Q Q U U P P O O M U M N L L

A B B C C C D D E E F F F G I G H H I T I J J K L

A A A U B B I C C C D D D E D E E F A F G G G H I

Q Q L P P L O O N N N M M M A L L S K K J J J I N

R O R R A S S S T W W U U U V V V W W W X X X O Y

S B B M A A S O B R E S A T U R A D A Z Z Z I X Y

C C R D D E E E F F G H H I I J J K K K R C R S S

C O C B B B A A A Z Z Y Y X X X W W W V A U U T T

N C D D D D E E E F F F F G G H I J J R K K L M N

U U T T E M P I R I C A S R Q Q Q P T P O O N N M

V V W W W W X X X Y Y Z Z Y Y X X N W W V V U S U

M M M N N Ñ Ñ O O O P P Q Q Q R E R S S S T T O T

D A D I L I B U L O S L L L K C K I I I H H H L G

C C B B A A A B B B C C C D N D D E E E F F F U G

M O L A R I D A D I J K L O M M O O Q Q S S U T W

D D E E F F G G H J K L C L N N P P R R T T V O X

A B S O L V E N T E C D D E F G H J P P M I J K A

Z Z Y X X V V U T T T S R R D Q P O O N N M L D L

A A A B B C C N E D E F G G I H I J K L M N A N O

V X Y O Z Y O Y X D X V V U L T S S R R Q R Q P P

U U Q Q R I R R A S S Q Q U U P P O O M U M N L L

A B B C C C D D E E F F F G I G H H I T I J J K L

A A A U B B I C C C D D D E D E E F A F G G G H I

Q Q L P P L O O N N N M M M A L L S K K J J J I N

R O R R A S S S T W W U U U V V V W W W X X X O Y

S B B M A A S O B R E S A T U R A D A Z Z Z I X Y

C C R D D E E E F F G H H I I J J K K K R C R S S

C O C B B B A A A Z Z Y Y X X X W W W V A U U T T

N C D D D D E E E F F F F G G H I J J R K K L M N

U U T T E M P I R I C A S R Q Q Q P T P O O N N M

V V W W W W X X X Y Y Z Z Y Y X X N W W V V U S U

M M M N N Ñ Ñ O O O P P Q Q Q R E R S S S T T O T

D A D I L I B U L O S L L L K C K I I I H H H L G

C C B B A A A B B B C C C D N D D E E E F F F U G

M O L A R I D A D I J K L O M M O O Q Q S S U T W

D D E E F F G G H J K L C L N N P P R R T T V O X

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Para poner en práctica lo aprendido realiza la siguiente práctica en el laboratorio de tu escuela o en cualquier otro. Puedes hacerla en equipo

Practica 4 SOLUCIONES VALORADAS

Objetivo El alumno preparará soluciones valoradas de concentraciones molares y normales. INTRODUCCIÓN Como en las soluciones las cantidades de soluto y solvente varían, es necesario especificar qué concentración presentan los solutos, mientras que las soluciones porcentuales se expresan en unidades físicas; las de molaridad y normalidad, se expresan en unidades químicas ya sea en mol y equivalentes gramo (Eq, g). En una solución molar siempre se encuentra presente un mol de soluto por litro de solución.

Material y Sustancias

Dos matraces aforados de 1 litro.

Dos matraces aforados de 500 ml.

Cuatro vasos de precipitado de 250 ml.

Cloruro de sodio

Azúcar

Procedimiento 1. Prepara 500 ml. de solución de cloruro de sodio con una concentración de 0.3

M. 2. Prepara 500 mL. de una solución de azúcar con una concentración de 0.1 M. 3. Prepara 1 litro de solución de azúcar con una concentración de 0.03 N. 4. Prepara un litro de cloruro de sodio con una concentración de 0.01 N. 5. Registra las observaciones de cada uno de los pasos. Una vez realizada la práctica elabora tus conclusiones en una cuartilla para exponerla ante el grupo y entregarla tu facilitador

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TEORIAS DE ÁCIDOS Y BASES ¿Cómo limpia un jabón? (a) Una molécula de jabón o de detergente consta de dos porciones bien diferenciadas: una de ellas muestra afinidad por el agua (hidrofílica: “filos” significa amor), mientras que la otra es repelente al agua (hidrofóbica; “fobia” significa odio), pero afín a las grasas. (b) El jabón estabiliza las gotitas de aceite ya que las rodea con un conjunto de porciones hidrofílicas que no permiten el acercamiento de otra gotita. (c) también una gota de agua suspendida en aceite es estabilizada por el jabón. (d) Una mancha de aceite, con un poco de trabajo mecánico, puede ser desprendida de la tela gracias a la acción del jabón. Para la producción de jabón se utilizan ácidos y bases. La mayoría de las personas conoce el término ácido, esto se debe a que algunas frutas como los cítricos tienen sabor agrio. Los chiles en escabeche son ácidos por el vinagre que contienen (ácido acético), las aspirinas también contienen ácido acetilsalicílico, etc. La palabra ácido proviene del latín acidus que significa agrio. Por otra parte la palabra base o alcali es tan común, aunque la mayoría de los productos de limpieza utilizados en nuestras casas son bases, como los limpiadores con amonio o la sosa cáustica utilizada para destapar caños y eliminar sarro. La palabra álcali proviene del árabe AL-QALY, que significa “cenizas de plantas” Desarrolla las siguientes actividades

1. De las diversas sustancias que tienes en tu hogar y en base a las definiciones que acabas de leer elabora una lista de las que creas que son ácidas y las que son bases o alcalinas.

2. Una vez elaborada la lista describe las características que presentan cada una en cuanto a color, estado físico, olor o sabor, estos últimos los que puedan ser olidos o probados.

3. Presenta tus respuestas durante la asesoría a tus compañeros de equipo y compáralas.

4. Realiza una investigación bibliografica sobre los beneficios y usos de las compuestos ácidos y los compuestos alcalinos en computadora y preséntala a tu facilitador no mínimo de dos hojas.

5. Ahora lee detenidamente la información que sobre este tema contiene tu antología y contesta las actividades de aprendizaje.

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Importancia de los ácidos y las bases Tanto los ácidos como las bases son de gran importancia en las actividades cotidianas; así tenemos que:

Los agricultores entienden que es de suma importancia conocer la acidez o la alcalinidad de los suelos, debido a que hay ciertas plantas que requieren de un medio ácido para crecer.

Ciertas sales como fosfatos, sulfatos, nitratos de amonio y de potasio son utilizadas en la elaboración de fertilizantes indispensables en el desarrollo de plantas necesarias en nuestra alimentación.

La acidez y la alcalinidad de los suelos desempeñan un papel muy importante en ciertos sistemas químicos, geológicos y biológicos.

Algunos medicamentos como el ácido ascórbico y la penicilina se desarrollan en medios ácidos.

Muchos procesos industriales dependen en gran medida del control de pH.

Especialistas en refinería de azúcar, cervecerías, fábricas de papel, telas, alimentos, etc., necesitan conocer el comportamiento de los ácidos y las bases.

En los procesos vitales resulta crítico la regulación del pH. Los siguientes ejemplos señalan cómo la naturaleza realiza su trabajo:

El pH de la saliva es de 7. El pH de la sangre es de 7.4 aproximadamente. El pH del jugo gástrico es de 2. El pH del sudor es de 7. El PH de la orina es de 7 (ionización y disociación) Para conocer más sobre los ácidos y las bases es necesario conocer algunos procesos como: La disociación y la ionización. Disociación: Es la separación de los iones existentes en una sustancia iónica cuando se encuentran en solución acuosa, fundidos o en estado líquido. La presentan sólo las sustancias que están unidas mediante el enlace iónico. Ejemplo: Disociación de NaCl y Na OH en H2O

NaCl--------en HO------------ Na+ (ac.) + Cl- (ac.)

NaOH-------en HO----------- Na+ (ac.) + OH- (ac.)

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Los signos de los iones indican: (+ ) deficiencia de electrones (- ) exceso de electrones Ionización: Es la formación de iones a partir de átomos o moléculas mediante la transferencia de electrones; ésta la presentan sustancias con enlace covalente. Ejemplo:

Ionización de HSO y HNO. H2 SO4 + H2O (H3O) +1 ac + (HSO4)-1ac

HNO3 + H2O (H3O)+1 ac +( NO3)-1 ac

Ionización del H2O

Ionización del HO

2H2O (H3O)+1 + ( OH)-1 Teorías ácido - base En esta parte nos ocuparemos de estudiar algunas de la teorías de los ácidos-bases como son:

Arrhenius

Bronsted-lowry

Lewis Teoría ácido-base de Arrhenius: Ácido.- Es toda sustancia que al estar en solución acuosa libera iones hidrógeno H+ o bien iones hidronio (H3O)+. Base. Es toda sustancia que al estar en solución acuosa libera iones hidróxido u oxhidrilo (OH) -1. Ejemplo: En ácidos HCl ac H+1 ac + Cl-1 ac En bases: NaOH ac Na+1 ac + (OH)-1 ac Teoría ácido-base de Bronsted-Lowry: Ácido.- Es una sustancia capaz de donar un protón H+. Base.- Es una sustancia capaz de aceptar un protón H+. Ejemplo: (H2O) HCN H+1 + (CN)-1

Ácido base

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En los ácidos como el clorhídrico y el cianhídrico nos permite identificar a ciertos aniones como bases, en las que se ve claramente que son aceptores de protones, cuando la reacción se efectúa de derecha a izquierda (reacciones reversibles). Teoría ácido-base de Lewis: Ácido.- Es cualquier especie capaz de aceptar un par de electrones. Base.- Es cualquier especie capaz de donar un par de electrones.

Ácidos: Cationes.- H+, Ag+, Cu+, Mg+, Pb+, Fe+

Neutros.- Metales, moléculas orgánicas con enlaces C=C

Bases. Aniones.- OH-. Cl-, SO, NO3

-1. Neutros.- Alcoholes, moléculas orgánicas con enlaces C=C. Comprueba lo sencilo de este tema realizando la siguiente:

ACTIVIDAD DE APRENDIZAJE

Base + Ácido

Sal + Agua

Ca(OH)2 + +

NaOH + +

Ba-(OH)2 + +

Fe(OH) 2 + +

NH4 OH + +

AgOH + +

Al(OH) 3 + +

KOH + +

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CONCEPTOS DE pH y pOH Potencial de hidrógeno (pH) y potencial de hidróxido (pOH). Son términos utilizados para determinar la concentración de iones (H)+1 y (OH)-1

en una solución ácida o básica. pH se define como el logaritmo negativo de la concentración de iones hidronio en la solución.

pH = -Log. (HO)+1 o bién pH= Log. 1 . H+1

pOH se define como el logaritmo negativo de la concentración de iones hidróxido de la solución. pOH = -Log. (OH)-1 o bién pOH = Log 1 . (O H)-1

Escala para determinar pH.

pH

0 0

Ácida Básica (H)+1 (OH)-1

NEUTRO De las fórmulas anteriores de pH y pOH se obtiene: pH + pOH = 14 y también podemos calcular pH y pOH utilizando el despeje de la fórmula: pH = 14 – pOH y pOH = 14 - pH Ejemplo:

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Una solución alcalina tiene una concentración de iones hidróxido de 0.001 Determinar su pH y pOH.

Datos Fórmula Resultados

OH -1 = 0.001

pOH = Log 1

OH -1

pOH = -Log 1 (0.001)

pOH = Log (1000)

pOH=3

pOH=3

pH + pOH = 14

pH = 14 - pOH

pH = 14 - 3

pH = 11

pH = 11

Con seguridad para ti, es fácil realizar las siguientes: ACTIVIDADES DE APRENDIZAJE 1. Una solución acuosa tiene una concentración de 0.003 M de HCl. Determina: a) pH

c) pOH.

2. Si una solución acuosa de HNO tiene una concentración de 0.04 M. ¿Cuál será su pH.?

3. El "Gatorade", una bebida popular para calmar la sed, tiene una concentración

de ion hidrógeno de 8 X 10 mol/l Calcula su pH y pOH. 4. Se midió el pH de la orina de Memo Clinton Russo, estudiante del 2do.

Semestre de la Especialidad de Técnico en Informática Agropecuaria del CBTa 197, éste fue de 5.4. Determina la concentración de iones hidrógeno de la orina.

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Indicadores. Para la determinación de pH de una solución se pueden utilizar ciertas sustancias, generalmente orgánicas, que responden a los medios ácidos o básicos con cambio de color. Estas sustancias son ácidos o bases débiles en las cuales la forma molecular tiene un color diferente al de la forma iónica, estas sustancias son conocidas como indicadores. Para determinar un pH en el laboratorio se debe seleccionar un indicador adecuado, ya que éste tiene un vire o cambio de coloración únicamente en cierto rango de pH. Para que pongas en práctica y reafirmes lo aprendido realiza la siguiente práctica en el laboratorio de tu escuela o en cualquier otro, puede ser por equipo.

Práctica 5 INDICADORES DE pH OBTENIDOS DE FLORES Y HORTALIZAS.

Objetivo El alumno aprenderá a obtener indicadores de pH de flores y hortalizas. INTRODUCCIÓN Para que la acidez o alcalinidad de una sustancia sea establecida correctamente, se pueden emplear varios métodos, el más rápido y cómodo es empleando un indicador universal comercial, con el fin de introducirlas como una tira de papel tornasol e inmediatamente ver sus resultados en forma de cambios de color según sea el grado de acidez o alcalinidad, aunque no son del todo exactos; para determinar con exactitud el pH y pOH se utiliza el pH-metro (potenciometro).

Material y Sustancias

Una espátula

Un vidrio de reloj

Un matraz aforado de 250 ml.

Dos matraces aforados de 50 ml.

Dos vasos de 50 ml.

Dos vasos de 600 ml.

Pipeta graduada de 10 ml.

Agitador magnético

Diez tubos de ensayo

Una gradilla

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Una balanza de granataria

Una parrilla eléctrica

100 ml. de alginato de sodio al 3%

500 ml de cloruro de calcio al 1%

50 ml de ácido clorhídrico al 0.1 molar

50 ml de hidróxido de sodio al 0.1 molar

Agua destilada

Betabel

Bugambilia roja

Flor de cempoatl

Flor amarilla de tulipán

Procedimiento 1. Pesa 100 g. de plantas, lávalas y hierve en 400 ml. de agua destilada, filtra el

extracto y enfria a temperatura ambiente. 2. Toma un volumen de 30 ml. de extracto y mézclalos con 20 ml. de una solución

de alginato de sodio al 3%. 3. Adiciona la mezcla gota a gota a 10 ml. de una solución de cloruro de calcio al

1%. 4. Durante la acción, mantén la agitación. 5. Al término de ésta, guarda la mezcla en el refrigerador durante 24 horas. 6. Después de este tiempo, las perlas formadas están listas para ser usadas

como indicadores de pH. 7. Observa las perlas e introdúce en un tubo de ensayo que contenga una

solución de ácido clorhídrico al 0.1 molar y observar el color. 8. Toma estas mismas perlas y colócalas en otro tubo de ensayo que contenga

una solución de hidróxido de Sodio al 0.1 molar y observa. En una cuartilla elabora tus conclusiones preséntalas al grupo y a tu facilitador.

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NEUTRALIZACIÓN Y TITULACIÓN. Es el proceso de transferir un protón de un ácido a una base. Durante este proceso se produce un ácido nuevo y la sustancia que pierde el protón se convierte en una nueva base. HCl + NH3 NH4+1 + Cl-1

ácido 1 base 1 ácido 2 base 2 En la reacción se observa que el HCl es un ácido porque cede protones y el NH3 es una base porque acepta protones. El residuo que queda es el ion Cl-1 y es una base conjugada porque es un aceptor. Se le llama base conjugada (a la base 2) porque proviene del ácido 1. El ion (NH4)+1 es un ácido porque es un donador de protones y se le llama ácido conjugado (al ácido 2) porque proviene de la base 1. Al poner en contacto un ácido y una base se produce una reacción de neutralización y el producto es una sal más agua Ecuación General:

H X + MOH MX + H2O ácido base sal agua

Frecuentemente, estas reacciones de neutralización se efectúan mediante un proceso llamado titulación. Este procedimiento se emplea para conocer la concentración de una solución (solución problema) y consiste en utilizar un ácido o una base de concentración conocida (solución patrón) que se le va adicionando a la solución problema, hasta alcanzar el punto de neutralización (equilibrio), el cual se determina utilizando un indicador, que puede ser fenolftaleína, o anaranjado de metilo, rojo neutro, etc. ¡Concéntrate ! y realiza ... ACTIVIDADES DE APRENDIZAJE 1) Enuncia la Teoría Acido-Base de Arrhenius. 2) ¿En qué consiste la Teoría Acido-Base de Bronsted-Lowry?. 3) ¿Cuándo se forma un ácido y una base conjugadas? 4) Escribe nombres y fórmulas de algunos electrolitos ácidos fuertes.

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5) Enseguida escribe nombres y fórmulas de algunos electrolitos ácidos débiles. 6) Anota la ecuación de ionización del agua. 7) ¿Cómo defines los términos pH y pOH? 8) ¿Qué valores de pH y pOH tienen las soluciones ácidas? 9) ¿Qué valores de pH y pOH tienen las soluciones básicas? 10) ¿Qué es un indicador? 11) ¿Qué desventajas presenta medir el pH con indicadores? 12) ¿Qué otros métodos se utilizan para medir el pH de las sustancias? 13) ¿Qué importancia tiene conocer el pH de las sustancias en la vida diaria? 14) Calcula el pH de las siguientes muestras:

a) De un suelo con una concentración de H+1 = 0.002 b) De orina con una concentración de H+1 = 9x10-7 c) De sangre con una concentración de H+1 = 7x10-8

Para saber mas El ácido de los cielos Hacia el año 1850, los científicos de Inglaterra observaron la presencia de compuestos fuertemente ácidos en el agua de la lluvia. El término lluvia ácida apareció por primera vez en 1872, en un libro titulado Air and Rain; The Beginning of Chemical Climatology (Aire y lluvia) el inicio de la climatología química). Sin embargo, su análisis sistemático no empezó antes de 1950 en el norte y occidente de Europa. A mediados de los sesenta, era evidente que la precipitación ácida estaba afectando los bosques de muchos países del norte y que el problema se estaba extendiendo. Luego, en los setenta, los estudios indicaron que la precipitación ácida también estaba cayendo sobre el norte de Estados Unidos y Canadá. En la actualidad, muchos científicos prefieren hablar de depositación ácida, en lugar de lluvía ácida; creen que el término “depositación ácida” describe mejor la distribución de los materiales ácidos sobre vastas áreas geográficas mediante los procesos naturales de vientos y precipitación. Independientemente del nombre, la raíz del problema radica en los materiales ácidos que generan los humanos por su forma de vida cotidiana. Estos materiales ácidos pueden estar dispersos como

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sólidos que lleva el viento o como soluciones en precipitación (lluvia, nieve y neblina). Para el propósito de este análisis, nos referimos a su dispersión mediante la lluvia. La lluvia ácida se define por lo regular como agua de lluvia que tiene un pH menor que 5.65 ¿Por qué 5.65?. Porque, normalmente, el agua pura que se ha expuesto a un aire que contiene dióxido de carbono (CO2) tiene pH cercano a 5.65. Este nivel de pH se debe al CO2 que se disuelve en el agua para producir una pequeña cantidad de ácido carbónico H2CO3: CO2 (g) + H2O(g) H2CO3 (ac) Este ácido carbónico es un ácido débil y se disocia para producir una pequeña, pero importante cantidad de iones hidrógeno en solución acuosa: H2CO3 (ac) H+(aq) + H2CO3 -(ac) Observe que ambas ecuaciones representan las condiciones de equilibrio donde sólo están presentes pequeñas cantidades de los productos. Entonces, cualquier lluvia que tenga un pH menor que 5.65, debe contener materiales más ácidos que el ácido carbónico contenido en el agua pura que se expone a la atmósfera. En casos extremos, la lluvia ácida puede tener un pH tan bajo como 3.0 o 4.0 Pero el pH promedio de la lluvia en el este de Estados Unidos se encuentra por lo común a niveles de 4.1 a 4.5. Como puede imaginarse, la escala de pH es logarítmica, lo cual significa que la lluvia con un pH de 4.65 es 10 veces más ácida que la lluvia normal (pH de 5.65). El análisis de la lluvia indica que el ácido sulfúrico (H2SO4) y el ácido nítrico (HNO3) representan casi el 94% de la acidez de la lluvia ácida con pH bajo. Estos ácidos son los productos finales de los procesos químicos que convierten al dióxido de azufre, el óxido de nitrógeno y el dióxido de nitrógeno atmosféricos en ácido sulfúrico y ácido nítrico respectivamente. El SO2 forma finalmente H2SO4. El NO ó NO2 forma finalmente HNO3 Cuando estos ácidos regresan a la tierra en la lluvia ácida, pueden afectar el ambiente de diversas maneras. La acidificación de los lagos y los arroyos pone en peligro la vida acuática, en la que se incluyen las plantas acuáticas, los peces y los animales que se alimentan de ellos. La acidificación de los suelos puede afectar el crecimiento de árboles en los bosques. La lluvia ácida puede lixiviar los cationes (especialmente Al+3) del suelo, incrementado así la concentración de estos cationes en los depósitos de agua.

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Estos cationes, a su vez, pueden despojar a las plantas de los agentes deseables o concentrar materiales nocivos en lagos y arroyos. Por último, la precipitación ácida puede deteriorar los edificios y monumentos antiguos. Por ejemplo, se le ha acreditado a la lluvia ácida la casi total destrucción de los frisos de mármol en el acrópolis en Atenas, Grecia. No será fácil acabar con la lluvia ácida. Las fuentes de los gases ofensivos están profundamente arraigadas en la sociedad moderna. Diversas industrias tendrían que modificar sus operaciones de manera radical, con un costo considerable, para reducir sus emisiones de manera importante, además, a diferencia del efecto invernadero y de la disminución del ozono, los efectos de la depositación ácida tienden a ser regionales, siendo más evidente en el norte de Estados Unidos, Canadá y áreas del norte de Europa. Por desgracia, los efectos de la lluvia ácida no siempre son visibles donde se genera la contaminación. Por ejemplo, Canadá y Nueva Inglaterra sufren a causa de las emisiones que se originan en las zonas industriales de los estados centrales de Estados Unidos. Al igual que el efecto invernadero y la disminución del ozono, los problemas de la lluvia ácida implican aspectos tanto políticos como sociales y será difícil solucionarlos. Pote en acción inmediatamente y en el laboratorio de tu escuela o en otro lugar al que tengas acceso realiza la siguiente práctica. Pude ser por equipo.

Práctica 6

NEUTRALIZACIÓN

Objetivo El estudiante identificará al ácido ascórbico en una pastilla de vitamina C, mediante la filtración y el cálculo estequiométrico. INTRODUCCIÓN Dos importantes grupos de sustancias, los ácidos y las bases, cada una por su lado, producen al tacto dolor, ya que reaccionan con el agua del cuerpo humano produciendo iones ya sea por disociación o ionización y estos lastiman en altas concentraciones a los tejidos. Se conoce como neutralización, al hecho de poner en contacto a un ácido con una base, éstas al reaccionar químicamente producen o dan lugar a una sal y agua, utilizando cantidades equivalentes, perdiendo las propiedades originales.

Material y Sustancias

Un matraz erlenmeyer de 500 ml.

Un agitador

Una bureta de 100 ml.

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Un soporte universal

Pinzas para bureta

Agua destilada

Fenolftaleína

Pastilla de vitamina C de 500 mg

Hidróxido de sodio 0.1 M

Procedimiento 1. Coloca la pastilla de vitamina C en el matraz erlenmeyer 2. Agrega 10 ml. de agua destilada agitándola para desbaratar la pastilla. 3. Adiciona 2 o 3 gotas de fenolftaleína. 4. En una bureta coloca el NaOH 0.1 M. 5. Añade el hidróxido de sodio lentamente al matraz con agitación continua, hasta

la aparición de un color rosa permanente. 6. Anota las observaciones de cada paso. Una vez realizada la práctica ya sea individual o por equipo elaboren en una cuartilla las conclusiones principales para compararlas con los demás en la asesoría presencial, entregando una copia al facilitador.

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II QUIMICA DEL CARBONO Te invitamos a que te adentres en el interesante mundo del estudio del carbono y de los compuestos que de él se derivan. Estructura quimica La química de los compuestos del carbono se denomina química orgánica. El término “orgánica” significa que pertenece a organismos vegetales o animales; pero en la actualidad se reconocen como compuestos orgánicos, todos aquellos que contengan carbono a excepción de los compuestos carbonatados y el bióxido de carbono estudiados dentro de la química inorgánica o mineral.

1. Concentrate detenidamente y trata de recordar todo lo que sabes sobre el elemento llamado carbono.

2. Una vez que recordaste anotalo en forma de resumen en una hoja de cuaderno.

3. Elabora en media hoja de papel bond y por medio de recortes de revistas o periodicos las ideas principapales de tu resumén.

4. A continuación lee detenidamente lasiguienteología que se te presenta. Carbono, de símbolo C, es un elemento crucial para la existencia de los organismos vivos, y que tiene muchas aplicaciones industriales importantes. Su número atómico es 6; y pertenece al grupo 14 (o IVA) del sistema periódico. La masa atómica del carbono es 12,01115. Las tres formas de carbono elemental existentes en la naturaleza (diamante, grafito y carbono amorfo) son sólidos con puntos de fusión extremadamente altos, e insolubles en todos los disolventes a temperaturas ordinarias. Las propiedades físicas de las tres formas difieren considerablemente a causa de las diferencias en su estructura cristalina. En el diamante, el material más duro que se conoce, cada átomo está unido a otros cuatro en una estructura tridimensional, mientras que el grafito consiste en láminas débilmente unidas de átomos dispuestos en hexágonos.

El carbono amorfo se caracteriza por un grado de cristalización muy bajo. Puede obtenerse en estado puro calentando azúcar purificada a 900 °C en ausencia de aire. El carbono es un elemento ampliamente distribuido en la naturaleza, aunque sólo constituye un 0,025% de la corteza terrestre, donde existe principalmente en forma de carbonatos. El dióxido de carbono es un componente importante de la atmósfera y la principal fuente de carbono que se incorpora a la materia viva. Por medio de la fotosíntesis, los vegetales convierten el dióxido de carbono en compuestos orgánicos de carbono, que posteriormente son consumidos por otros organismos.

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El carbono amorfo se encuentra con distintos grados de pureza en el carbón de leña, el carbón, el coque, el negro de carbono y el negro de humo. El negro de humo, al que a veces se denomina de forma incorrecta negro de carbono, se obtiene quemando hidrocarburos líquidos como el queroseno, con una cantidad de aire insuficiente, produciendo una llama humeante. El humo u hollín se recoge en una cámara separada. Durante mucho tiempo se utilizó el negro de humo como pigmento negro en tintas y pinturas, pero ha sido sustituido por el negro de carbono, que está compuesto por partículas más finas. El negro de carbono, llamado también negro de gas, se obtiene por la combustión incompleta del gas natural y se utiliza sobre todo como agente de relleno y de refuerzo en el caucho o hule. Ejemplos de la estructura átomica de los diferentes tipos de carbono:

Los átomos de carbono pueden unirse entre sí de diferentes maneras y formar sustancias con propiedades muy distintas. En el diamante, los átomos constituyen una red tridimensional que se extiende a lo largo de todo un cristal. Esta disposición hace que el diamante sea la sustancia más dura que existe en la naturaleza. El grafito está formado por capas de carbono compuestas por anillos hexagonales de átomos. Las capas se pueden deslizar una sobre otra, por lo que el grafito puede incluso utilizarse como lubricante. En los fullerenos, los átomos se unen para formar superficies esféricas o cilíndricas. El fullereno C60 está compuesto por 60 átomos de carbono que forman un ‘globo’ constituido por 20 hexágonos y 12 pentágonos. Sólo ahora se están empezando a descubrir las propiedades de los fullerenos debidas a su inusual estructura.

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Una de las preocupaciones de los químicos de la actualidad es el de conocer las formas geométricas que tienen los átomos y las moléculas, por que estableciendo su estructura geométrica es posible explicar su comportamiento químico; de esta manera es como analizaremos el átomo de carbono. Ahora después de esta lectura compara los conocimientos que tu tenías con los que acabas de leer, escribe las diferencias y elabora un resúmen en la computadora no minimo de tres hojas a doble espacio con letra times New Roman número 12 para entregar a tu facilitador. Propiedades químicas más importantes del átomo de carbono Losl átomos de carbono son tetravalentes.- Esto significa que un átomo de carbono tiene cuatro electrones en su último nivel ó capa de valencia. Tienen gran tendencia o afinidad para unirse entre sí y formar cadenas con ramificaciones ó esqueletos. Tienen gran afinidad para unirse con otros elementos. Para poder explicar la formación de enlaces del carbono, y otros elementos, así como la dirección, energía y distancia entre los mismos, se recurre a describirlos en términos de orbitales híbridos, que son aquellos que resultan de la combinación de propiedades de orbitales s, p, d y f. En el caso del átomo de carbono, se considera que todas sus uniones pueden ser explicadas por la formación de orbitales híbridos sp3 (un orbital s con tres orbitales p), sp2 (un s con dos p) y sp (un orbital s mezclado con un p). Fig. 1.

1 +

3

4

2s 2p

sp3

Fig.1. Representación esquemática de formación

de 4 orbitales híbridos sp3.

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Esto puede parecer difícil pero la explicación acerca de la formación de estos orbitales híbridos, resulta mas sencilla, utilizando la representación gráfica de la configuración electrónica del carbono. Este átomo en estado basal (menor energía) al ser excitado, sufre un pequeño salto de un electrón 2s al orbital 2pz que está libre, quedando: Finalmente viene un reacomodo energético, que da por resultado la formación de 4 orbitales idénticos sp3. De esta manera, queda explicado, porque el átomo de carbono puede formar 4 enlaces sencillos iguales. Además, como cada orbital tiende a estar lo mas separado posible de los demás, también se explica que queden orientados hacia los vértices de un tetraedro regular, formando ángulos de 1090 28’ entre ellos. Fig. 2.

1s2 2px1 2py

1 2pz0

6C

En estado basal BAbasal:

2s2

1s2 2px1 2py

1 2pz1

6C

2 s1

(estado excitado)

2 (sp3)1 2 (sp3)1 2 (sp3)1 1s2

6C

2 (sp3)1

(estado híbridado)

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Acabas de conocer la estructura del carbono ahora te invitamos a que juntos veamos como están enlazados los compuestos orgánicos. Adelante. Por su especial estructura atómica mostrada por su configuración electrónica estudiada en párrafos anteriores, el carbono presenta valores de electronegatividad, afinidad electrónica y energía de ionización tales, que resultaría imposible demostrar la formación de enlaces iónicos con este elemento. El carbono pues, no se une por enlaces iónicos. En cambio, muestra todas las características ideales para unirse por medio de enlaces covalentes con otros elementos y con otros átomos de carbono enlazados entre sí, que pueden ser desde unos cuantos, hasta miles de ellos. Esto permite explicar también, la existencia de alrededor de 2 millones de compuestos orgánicos. Recordemos que un enlace covalente, es aquel que se establece entre dos átomos, participando cada uno de ellos con un electrón, que al unirse, se comparten entre los dos átomos, formando así una pareja de electrones compartidos, causantes de la unión (covalente sencilla). Utilizando el sistema de Lewis, la unión de un átomo de carbono con cuatro hidrógenos para formar el metano (CH4) quedaría de la siguiente manera.

Fig. 2. Formación de orbitales híbridos sp3.

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Esto significa, que cada electrón del carbono (recuerde que tiene 4 en su último nivel) (puntos) establece una covalencia al unirse a un electrón del Hidrógeno (cruces) formando cuatro covalencias sencillas. Como cada covalencia puede representarse por una linea, esto mismo podría anotarse así: Sin embargo una explicación más completa de estas uniones, así como del carácter doble o triple que presenta el carbono, se logra a partir de los orbitales híbridos estudiados en el punto anterior.

La estructura del metano, corresponde a la superposición de un orbital 1s del H con su electrón, sobre cada uno de los orbitales sp3 del carbono que también poseen un solo electrón. Este enlace firme que se establece por la superposición de un orbital de un átomo sobre otro orbital de otro átomo, se denomina enlace

sigma (). De esta manera se entiende que el metano tendrá una forma tetraédrica con un átomo de H en cada vértice y un ángulo entre ellos de 1090 28’ como se explicó en la formación de orbitales híbridos sp3 (Fig. 4).

Esto mismo ocurrirá en cada ocasión que el carbono establezca enlaces sencillos con otros elementos o con él mismo.

H

H H

H

C

H

H H

H

C

Fig. 4. Representación plana y en el espacio, de una molécula de metano CH4.

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El carbono también forma enlaces dobles con otros elementos y sobre todo con átomos de él mismo. La explicación con el modelo de Lewis sería:

Esto significa que entre un carbono y otro del etileno (CH2 = CH2) se encuentra un enlace doble covalente. Sin embargo, el comportamiento químico de este compuesto revela que las uniones no son iguales en energía, ya que una se

rompe fácilmente y la otra no. Utilizando el concepto de orbitales híbridos sp2, se explican los enlaces del carbono, diciendo que existe un enlace sigma C-C y dos más de cada carbono con los Hidrógenos; estos enlaces presentarán ángulos de 1200 entre sí (Fig. 5) ya que se establecen entre orbitales híbridos sp2 y s del Hidrógeno.

Sin embargo, recordemos que en la hibridación sp2, queda un orbital p, sin hibridar con un electrón, por lo que éste será encargado de la otra unión entre carbono y carbono. Como este último enlace se establece entre orbitales paralelos y no superpuestos, se conoce como enlace ¶ (pi). Que forma un enlace más debil Fig. 5.

Finalmente, los enlaces triples covalentes quedarían explicados como formados

por un enlace sigma () (establecido entre orbitales híbridos sp del carbono) y dos enlaces pi (¶) ocasionados por los dos orbitales p no hibridados restantes. Por ejemplo, en el etino o acetileno (H-C = C-H) quedarían representados de acuerdo a la Fig. 6.

H

H

C C

H

H

Fig. 5. Representación de una molécula de etileno, donde se muestra el

enlace sigma entre 2 orbitales sp2 y el enlace ¶ entre 2 orbitales p.

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En capítulos posteriores, se descubrirá la importancia del tipo de enlace en la explicación de ciertas reacciones químicas que se efectúan gracias a la existencia de uniones débiles, como son los enlaces ¶.

La geometría molecular también se verá favorecida en su esclarecimiento, si tomamos en cuenta los ángulos tan especiales que se forman cuando las uniones son entre orbitales híbridos sp3 o sp2 o bien sp. (Tetraédricas, triangulares planas o lineales respectivamente).

Número de compuestos orgánicos. El número de compuestos orgánicos ha sido estimado recientemente como superior al millón. Este número es muy superior al de compuestos conocidos que no contienen carbono. El gran número de compuestos de carbono se explica por dos características de los átomos de carbono:

1. Unión de los átomos de carbono entre sí, compartiendo uno o más pares de electrones para formar cadenas o moléculas anulares.

2. Los átomos de carbono con cuatro electrones de valencia pueden formar cuatro enlaces covalentes. Esto significa que los átomos de carbono son capaces de formar anillos y cadenas y disponer todavía de electrones de valencia que pueden utilizarse para formar enlaces con átomos de otros elementos.

Los otros elementos del grupo IV A – silicio, germanio, estaño y plomo- tienen también cuatro electrones de valencia. Sin embargo, sus electrones de capa exterior están situados progresivamente más alejados del núcleo al crecer el número atómico y se mantienen unidos con menos fuerza. En consecuencia, estos elementos son más metálicos que el carbono y es menos probable que formen moléculas en cadena o anulares por medio de enlaces covalentes. El silicio, próximo al carbono en la familia, forma compuestos en los que los átomos de silicio se unen en cadenas, pero estas cadenas no son ni muy largas ni muy estables.

Fig. 6. representación de una molécula de acetileno, donde se nota la

formación de enlaces y ¶, así como su forma lineal.

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Para poner en práctica lo aprendido sobre el atomo de carbono realiza la siguiente práctica por equipo.

Practica No. 7

MODELOS ATÓMICOS

OBJETIVO: Que a través de la práctica y en el laboratorio los estudiantes aprendan de manera visual la estructura del átomo de carbono así como de algunos compuestos orgánicos.

El modelo de un átomo debe de basarse en la teoría de DIRAC y, por lo tanto, la presentación visual que nos propone el modelo construido deberá apegarse lo más posible, al concepto de regiones espacio-energética de manifestación probabilística electrónica (reempes). MATERIAL Y REACTIVOS 3 varillas de aluminio de 30 cm de largo 3 esferas de poli estireno de aproximadamente 2 cm de diámetro 2 esferas de poli estireno de aproximadamente 4 cm de diámetro 12 ovoides de poli estireno de aproximadamente 6 cm de diámetro en su dimensión mayor y 5 cm en su dimensión menor pinturas de agua roja y amarilla pinceles. Base de madera de aproximadamente 10 x 10 cm Navaja de afeitar PROCEDIMIENTO: Primero es conveniente pintar de amarillo, una de las esferas pequeñas, una de las grandes y seis ovoides de poliestireno. La misma cantidad de esferas y ovoides se dejará de color natural, por último se pintará una esfera pequeña de color rojo. A continuación, se procederá a partir en dos, las esferas grandes a través de su diámetro, lo que se logra fácilmente mediante una navaja de afeitar. Realizada la operación anterior, se obtiene cuatro semiesferas de manera que al juntar dos de ellas se pueden incluir, en su centro, una de las esferas pequeñas. Con las operaciones realizadas anteriormente, se pueden proceder a la construcción del modelo de un átomo a partir de los elementos de tipo representativo, según la clasificación cúantica de los elementos. Cuando una esfera o par de ovoides de poli estireno están pintados de amarillo significará una reempe que está ocupada por dos electrones; pero cuando la esfera o par de ovoides sean de color natural, quiere decir que la reempe está

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ocupada por un solo electrón. La esfera pequeña que está pintada de rojo representa el Kernel ( núcleo y reempes internas completas). Ejemplos: Hidrógeno: puesto que la distribución electrónica del átomo de hidrógeno es 1S1; para la construcción de su modelo se debe utilizar las siguientes piezas; base de soporte, las tres varillas de aluminio, que representan los ejes cartesianos X, Y y Z , la esfera pequeña ( que representa la reempe 1S1), de color blanco (ocupada por un solo electrón ). En la esfera pequeña podemos insertar las tres varillas de manera perpendicular entre sí para representar el núcleo del átomo. La esfera blanca representara la región espacio-energética de manifestación probabilística electrónica (1S1) que esta ocupada por un solo electron. Helio: en el caso del helio, su distribución electrónica es 1S2 se ocuparán las mismas partes que en las del modelo de hidrógeno, sólo que la esfera deberá ser amarilla para indicar que la región espacio- energética de manifestación probabilística electrónica (1S2), está ocupada por dos electrones. Cada equipo realizará un modelo de un átomo diferente, de acuerdo con su imaginación ingenio y creatividad. Lo llevará a la asesoría y explicará a sus compañeros todo lo referente a su estructura atomica

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NOMENCLATURA Y MECANISMOS DE REACCIONES DE HIDROCARBUROS

Los seres humanos nos distinguimos unos de otros por el nombre y apellido, así mismo los compuestos orgánicos difieren por el nombre que se les dá de acuerdo a los átomos de los elementos que intervienen en sus compuestos y los tipos de enlace que presenten. Aprendámoslo juntos. Clasificación de las cadenas de los compuestos orgánicos

Los esqueletos de hidrocarburos se clasifican tanto en su forma de encadenarse los carbonos, como en la saturación, homogeneidad y la arborescencia de la estructura. TIPOS DE ESQUELETO DE HIDROCARBUROS Saturada Cadena abierta No saturada ESQUELETO Sencillos y Homogéneas Arborescentes Cadena cerrada Saturados Heterogéneas No saturados

Cadena abierta.- encadenados linealmente | | | | | -C - C - C - C - C – | | | | |

| | Cadena cerrada.- - C – C- - C – C- / \ | | - C C- - C - C- \ / | | -C - C- | |

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Saturados.- Al encadenarse intercambian una sola valencia los carbonos entre sí. | | | - C – C – C - | | | No saturados.- Cuando un par de carbonos vecinos intercambian 2 ó 3 electrones

| |

- C – C = C – C – - C - C - C C -

| | | | Sencillos.- Sin ramificaciones | | | | - C – C – C – C – | | | |

Arborescentes.- con ramificaciones | | | | - C – C – C – C - | | | | - C - | Homogéneas.- Cuando la cadena sólo tiene átomos de carbono | | | - C – C – C - | | | Heterogéneos.- Cuando en la cadena hay 1 ó más átomos que no son de carbono. | | | S - C – C – O – C – / \ / | | | - C C - | | - C - C -

| |

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Enlazate con el carbono y realiza lo siguiente ACTIVIDAD DE APRENDIZAJE I. Contesta lo que se te pide: 1. ¿Qué es la Química Orgánica? 2. Cuáles son las características de los compuestos orgánicos. 3. ¿Cuáles son las diferencias entre compuestos orgánicos e inorgánicos? 4. Explica las propiedades más importantes del átomo de carbono. 2. Clasifica los siguientes hidrocarburos siguiendo el ejemplo: El Ejemplo: | | |

- C – C – C – C C - Cadena abierta, No saturada homogénea y | | | arborescente. - C - | | - C- Cadena cerrada, No saturada, homogénea y | | arborescente. - C - C- / \ - C C- \ // -C - C | | | | | | | __________________________ - C – C – C – C – C - __________________________ | | | | | __________________________ __________________________ | | | | __________________________ - C – C – C - C = C – C – __________________________ | | | | | | __________________________

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| | __________________________ - C – C – __________________________ | | __________________________ - C - C - __________________________ | | | | | __________________________ C – C – C - __________________________ | | | __________________________ - C C - __________________________ \ / S

C - C __________________________ / \ | __________________________ C C - C - __________________________ \ / | __________________________ C - C

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NOMENCLATURA DE HIDROCARBUROS

Ciertos compuestos orgánicos sólo contienen dos elementos, hidrógeno y carbono, por lo que se conocen como HIDROCARBUROS. Partiendo de su estructura, se dividen en dos clases principales: Aciclicos o alifáticos y Ciclicos. Los primeros se subdividen en familias: ALCANOS, ALQUENOS, ALQUINOS y los ciclicos en : carbociclicos y heterociclicos

La principal fuente de hidrocarburos es el petróleo, el cual tiene múltiples aplicaciones:

Observa detenidamente a tú alrededor. En tu casa, en tu calle, en tu ciudad, en tu país y describe:

Procesos donde creas es utilizado algún hidrocarburo

Articulos que tu creas se utilizó hidrocarburos para su elaboración

Realiza un ensayo de la importancia que creas tienen los hidrocarburos en la actualidad.

Lee detenidamente la información que al respecto contiene tu antología.

Los hidrocarburos se usan principalemente como combustible, en gasolinas, diesel. gasavión, así como en la Industria de los plásticos, ya que se producen transparentes y opacos, elásticos o rígidos, de cualquier forma y color, brillantes o mates, lisos o rugosos; en la industria textil, las telas con las que nos vestimos y decoramos la casa, se hacen en gran medida con fibras sintéticas producidas en reacciones químicas con los hidrocarburos, como el nylon, la terlenka, etc; en la industria de los agroquímicos esta presente en la producción de vegetales con fertilizantes e insecticidas. Además en Industria de los medicamentos, en los alimentos, en los vidrios, ladrillos, concretos, cerámicas, en productos caseros como pegamentos, jabones, cerillos, limpiadores, asimismo en la quimiocromía (la química del color), en la metalurgia, etc..

Ahora consulta en Intenet o alguna enciclopedia interactiva lo más interesante sobre los hidrocarburos.

Elabora un ensayo y comparalo con el que elaboraste inicialmente.

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Clasificación de los hidrocarburos.

Saturados . . . . . . parafinas ó alcanos (Enlace sencillo) Aciclicos Alquenos olefinas No saturados (doble y triple enlace ) ó eténicos

(doble enlace ) Hidrocarburos Alquinos o acetilenos (triple Saturados . . . . Cicloparafinas enlace) Cíclicos No saturados . . . Bencénico

Aciclicos Ahora te invitamos a que juntos conozcamos la estructura átomica de los hidrocarburos, su nomenclatura, propiedades químicas y Físicas más importantes así como sus principales usos y aplicaciones. Los alcanos son compuestos orgánicos que se definen como hidrocarburos saturados, es decir que poseen todos sus enlaces sencillos, en su clasificación por estructura pueden ser de cadena abierta (acíclicos) y de cadena cerrada (cíclicos). Su grupo funcional R-H. FÓRMULA GENERAL: Cn H2n + 2

n = número de átomos de carbono

Su primer representante es el metano (CH4 ) llamado también gas de los pantanos.

Estructura de las moléculas de los alcanos. Una propiedad sorprendente de los enlaces de los hidrocarburos de la serie de los alcanos es su equivalencia. Por ejemplo, los cuatro enlaces carbono-hidrógeno en el metano, CH4, son idénticos en reactividad y estabilidad. Además, las fuerzas de valencia están dirigidas uniformemente desde el átomo de carbono hacia los vértices de un tetraedro imaginario, formando ángulos de 1090 28’. Es difícil explicar estas características en función de los orbitales de valencia del estado más estable de un átomo de carbono aislado, un estado en el que se cree que dos de los cuatro electrones de

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valencia ocupan el orbital 2s como electrones apareados y que cada uno de los dos restantes ocupan orbitales 2p separados. En lugar de esto, se cree que en la formación de un alcano, uno de los electrones 2s es elevado a un orbital vacante 2p de mayor energía para proporcionar cuatro orbitales con cuatro electrones no apareados. En el proceso, los orbitales, resultantes son idénticos en todos los aspectos y se dirigen hacia fuera del núcleo con ángulos de 1090 28’. Por ser el resultado de la mezcla o hibridación de un orbital s y tres orbitales p, se les denomina sp3. Se cree también que la energía necesaria para promover un electrón s a un orbital p está mas que compensada por la energía liberada en la formación de cuatro orbitales de enlace equivalentes en la molécula de alcano resultante.

Se piensa que en la formación del metano, cada orbital sp3 penetra en el orbital s de un átomo de hidrógeno; esto es, cada átomo de hidrógeno se une con el carbono por un enlace sigma que envuelve a un orbital s del hidrógeno y un orbital híbrido sp3 del carbono. Esto da lugar a una molécula de forma tetraédrica, con los cuatro núcleos de hidrógeno en los cuatro vértices y el núcleo de carbono en el centro. Como el carbono y el hidrógeno tienen una electronegatividad de 2.5 y 2.1, respectivamente, podría esperarse que el enlace carbono-hidrógeno tuviese una cierta polaridad, con la nube de electrones ligeramente desplazada hacia el carbono. Las propiedades de los alcanos demuestran que eso es correcto. Sin embargo, la conformación simétrica de la mayor parte de las moléculas de los alcanos tienen el efecto de equilibrar las cargas parciales de forma que las moléculas, globalmente, no son polares. Son sustancias combustibles que cuando arden se combinan con el oxígeno del aire produciendo CO2 y H2O. Algunas son sólidas como la parafina, otras son líquidas como el benceno y gases como el metano y el acetileno. Hidrocarburos saturados acíclicos ó alcanos no ramificados. Son compuestos de cadena lineal, para nombrarlos se indica el número de átomos de carbono mediante los prefijos meta, eta, propa, buta, penta, hexa, hepta, octa, etc., con la terminación ANO. Ejemplos: Nombre fórmula molecular fórmula semidesarrollada Metano CH4 CH4 Etano C2H6 CH3 – CH3 Propano C3H8 CH3 – CH2 – CH3

Butano C4H10 CH3 – CH2 – CH2 – CH3 Pentano C5 H12 CH3 – CH2 – CH2 – CH2 – CH3

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Formula molecular Nombre CH4 . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . Metano C2H6 . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . Etano C3H8 . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . Propano C4H10 . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . Butano C5H12 . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .. . . . . . . . Pentano C9H20 . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . Nonano C10H22 . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . Decano C15H32 . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . Penta decano C20H42 . . . . . . . . . . .. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . Eicosano Radicales alquilo.- Cuando se le quita un hidrógeno a un hidrocarburo saturado, dan lugar a grupos monovalentes llamados “Radicales Alquilo” y cuyo nombre se forma del nombre del hidrocarburo del cuál proviene, pero remplazando la terminación ano por il o ilo.

ALCANO (R-R) ALQUILO (R - )

Metano CH4

Metilo o metil – CH3

Etano CH3 – CH3

Etilo o etil - CH2 – CH3

Propano CH3 – CH2 – CH3

Propilo o propil CH3 – CH2 – CH2- | Isopropilo o isopropil CH3 – CH – CH3

Butano CH3 – CH2 – CH2 – CH3

Butilo o butil CH3 – CH2 – CH2 – CH2 – Secbutilo CH3 – CH – CH2 – CH3

|

CH3

| Isobutano CH3 – CH – CH3

CH3

| Terbutilo o terbutil CH3 – C – |

CH3

Isobutilo o isobutil CH3 – CH – CH2 - | CH3

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Hidrocarburos saturados aciclicos ó alcanos ramificados. Son compuestos de cadena ramificada; para nombrarlos se siguen las siguientes reglas: Nomenclatura IUPAC ( Internacional Unión of Pure and applied Chemistry ) Unión internacional de la Química Pura y Aplicada. 1. Se elige la cadena continua más larga posible de átomos de carbono a la que

llamaremos cadena principal o patrón, todo lo que no forme parte de esa cadena serán arborescencias ( radicales alquilo).

2. Se enumera esta cadena, colocando el número 1 al carbono que tenga una

ramificación más próxima al extremo de la cadena principal. 3. Se van nombrando las arborescencias en orden de complejidad, indicando

con un número la posición que ocupa cada una de ellas en la cadena principal.

4. Se escribe el nombre de la cadena principal con un solo nombre al final.

NOTA: Los números se separan de los nombres por guiones y los números se separan unos de otros por comas. Si la misma arborescencia esta presente 2 ó más veces en la molécula, se indica con los prefijos di, tri, tetra, penta, etc. y mediante números las posiciones. Ejemplo 5 4 3 2 1 CH3 – CH2 – CH – CH – CH3 2 – metil - 3 – etilpentano | | CH2 CH3

| CH3 CH3 1 2 3 4 5 | 6 CH3 – CH2 – CH – CH – CH – CH – CH3 5,6 – Dimetil - 3- etil

| | | 4 – propiloctano CH2 CH2 7 CH2

| | | CH3 CH2 8 CH3

| CH3

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9CH3

|

CH3 8CH2 | |

CH3 CH3 – CH2- CH 7CH2

| | | CH3 – CH2 – C – CH – C – CH – CH3 3,5,6 – Trimetil - 4 – etil, 1 2 3 | 4 5 | 6 3 – isopropil - 5 – secbutil CH3 – CH CH2 CH3 Nonano | | CH3 CH3

Isomería Fenómeno por el cuál 2 ó más compuestos presentan igual fórmula molecular, pero con diferente forma de agrupar sus átomos y diferentes propiedades. Isómero. Compuesto con igual número de carbono e hidrógeno (fórmula molecular ) pero con diferente arreglo estructural y por lo tanto distintas propiedades. Butano normal Isómeros del butano CH3

| CH3 – CH2 – CH2 – CH3 CH3 – CH – CH3

C4 H10 C4 H10

n-butano Isobutano pentano normal isómero del pentano CH3

| CH3 – CH2 – CH2 – CH2 – CH3 CH3 – CH – CH2 – CH3 C5H12 C5 H12

n - pentano Isopentano

CH3

| CH3 – C – CH3 | CH3

C5H12

Neopentano

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Ahora comprendemos porqué en la química orgánica es necesario emplear fórmulas estructurales o semidesarrolladas para nombrar a sus compuestos ejemplo: En el caso del pentano si escribimos su fórmula condensada C5H12 no sabemos a cuál de sus isómeros nos referimos (ejemplo anterior). De tal manera que: Fórmula condensada Fórmula semidesarrollada Fórmula desarrollada H H

C2 H6 CH3 – CH3 H - C - C - H

H H El número de isómeros crece al aumentar el número de carbonos. Al fenómeno de isomería se debe que existan tantos compuestos orgánicos en relación con los compuestos inórganicos. Tipos de carbonos. Existen 4 tipos de carbonos y son: carbonos primarios, secundarios, terciarios y cuaternarios. Carbonos primarios.- Son aquellos que se unen a 3 átomos de hidrógeno y a un grupo monovalente. H H | | H – C - C - H CH3 – CH3 ó CH3 - R | | H H Carbono secundario. Son aquellos que se unen a 2 átomos de hidrógeno y a 2 grupos monovalentes H H H | | | H - C1 - C2 - C1 - H CH3 – CH2 - CH3 ó R - CH 2 - R | | | H H H

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Carbono terciario. Se une a un hidrógeno y a 3 grupos monovalentes. H | H H - C - H H CH3 R | | | | | H – C – 3C – C - H CH3 – CH - CH3 ó R - CH - R | | | H H H El carbono 3 es terciario Carbono cuaternario. Se une a 4 grupos monovalentes H | H H- C - H H CH3 R

| | | H – C – 4C - C - H CH3 – C - CH3 ó R - C - R

| | | H H - C - H H CH3 R | H El carbono 4 es cuaternario Haz finalizado el primer tema, ahora práctica lo aprendido elaborando las siguientes actividades. Suerte.

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ACTIVIDAD DE APRENDIZAJE 1. En el siguiente esqueleto de carbonos identifica el tipo al que pertenece indicando con un número. C C | | C C C - C | | | C – C – C – C - C - C - C - C – C - C | | | | C C C C | | | C - C - C C - C - C C | | C C

Carbonos primarios (1) Carbonos secundarios (2) Carbonos tercearios (3) Carbonos cuaternarios (4)

2. Investiga lo siguiente en libros de química o en enciclopedias. 1. Teoría que explica la presencia de moléculas como el CH4.

R___________________ 2. Análisis al que se recurre para saber cuales son los elementos que constituyen

a un compuesto orgánico. R. _________________________. 3. Elemento que se detecta cuando al calentar en un tubo de ensaye una pequeña

muestra con Oxido de cobre (III) se desprende un gas que al hacerlo burbujear en agua de cal, esta se enturbia. R. ______________________.

4. Elemento que se detecta colocando un tapón de lana de vidrio que contiene

Sulfato de cobre anhidro que es una sal blanca a un tubo de ensaye con una muestra seca que al calentarse el gas que se desprende hidrata adquiriendo un color azul. R. ____________________

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3. Las respuestas que obtuvistes encuéntralas en la siguiente sopa de letras

O N O B R A C A B B C D D E W H O L E R

N N N M M L L K J J I I H H H G G G F F

B B B C C X X Z Z Z X C C V V V B B B C

H J J K E K U L E K K Ñ Ñ Ñ M M N N N U

G F D S A A Q Q W W H E E R R R T T T A

J J J K K L L P P I O O O I I U U Y Y N

H H G G F F F D B D S S S A A Q Q Q W T

C D E S X X W R Z A Q P O I U Y T R E I

R F V T G B I Y H N U J M I K O L P H T

H Y M M J D J U U E K K I I O L L I P A

N R Q F A O T R R O T Q R V L Q D J U T

T F A C J L G F U L G A I H P R R M J I

G V I V M I U F J P B T F U O A T I M V

B O Z T I Z G G M P A S V G L A G K Y O

N E W G A K B G I T Y X E M I Z B O H V

K D S B K U R B I O T N T I U W Y L N E

O W E Y O J F L K L O E G K J S H P T D

L S D H L M A Y O U G D B O M X N O G W

B X C N P U V H N I T R O G E N O L R S

E Q R U C Y E N P J B C Y N N E U I F X

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Hidrocarburos saturados cíclicos ó cicloalcanos no ramificados y ramificados. Son compuestos que se encuentran dentro de un ciclo o de cadena cerrada; para nombrarlos se siguen las reglas ya conocidas anteponiendo la palabra ciclo antes del nombre. La cadena se númera siguiendo la orientación de las manecillas del reloj. Ejemplos: CH2 Ciclopropano CH2 CH2 CH3

CH CH2 CH CH3 1,2- Dimetil- ciclopentano CH2 CH2 Propiedades físicas de los alcanos:

Los 4 primeros términos de la serie son gases ( del metano al n-butano).

Del término C5H12 (n-pentano) al C15H32 (n-pentadecano) son líquidos.

Del C16H34 (n-hexadecano) en adelante son sólidos.

Son incoloros, generalmente sin olor, son prácticamente insolubles en agua.

El punto de ebullición, punto de fusión, la viscosidad y la densidad, generalmente aumenta conforme aumenta el peso molecular.

Propiedades químicas Los alcanos arden en el aire con llama no muy luminosa, produciendo agua y anhídrido carbónico. Reacciones de sustitución. Es una de sus reacciones principales de los alcanos, la cual consiste en introducir un átomo de un halógeno en la molécula de un alcano, sustituyendo un hidrógeno por un halógeno.

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CH4 + Cl2 HCl + CH3 – Cl Cloruro de metilo CH4 + 2Cl2 2HCl + CH2 - Cl2 Dicloruro de metileno CH4 + 3Cl2 3HCl + CH-Cl3 Tricloruro de metil o cloroformo CH4 + 4Cl2 4HCl + C Cl4 Tetracloruro de carbono

Por lo anterior observamos que la sustitución puede ser total o parcial. Orden de actividad de los halógenos: F > Cl2 > Br2

Obtenciones de alcanos o parafinas a).- Por hidrogenación de alquenos: En lo general: R = R + H2 Pt, Pd, Ni R - R

H H En lo particular: CH2 = CH2 + H2 Pt, Pd, Ni CH2 - CH2

H H b). Método de Wurtz. Consiste en tratar un derivado halogenado de parafina con sodio metálico a 200 – 300ºC y se forman alcanos simétricos. En general: 2R – X + 2Na 2NaX + R – R En particular: c).- 2 CH3 – Br + 2Na 2Na Br + CH3 - CH3 Brumuro de metilo Etano

d).- 2CH3 - CH - Cl + 2Na 2NaCl + CH3 - CH - CH - CH3

| | | CH3 CH3 CH3 Cloruro de isopropil 2,3 - dimetilbutano Usos. En general las parafinas se emplean como fuentes de energía (calorífica, mecánica, etc. ) como disolventes y en numerosas síntesis. El gas en cilindros usado en nuestra economía es principalmente una mezcla de propano y butano y algo de metano y etano.

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Alcanos más importantes Metano. También se le conoce como gas de los pantanos. En las minas de carbón suele formar mezclas explosivas con el aire y se le da el nombre de gas grisú. El peligro del gas grisú no solo se debe a los efectos mecánicos y térmicos de la explosión, sino también al enrarecimiento del aire por escasez de oxígeno (asfixia) y además, por la formación del monóxido de carbono (CO) que es altamente tóxico. El gas natural posee más del 95% de metano. Su formación en los pantanos se debe a la acción del agua, sobre la celulosa de hojas, fibras de madera y sustancias similares ( en putrefacción)

( C6H10 O5 ) n + nH2O 3n CO2 + 3n CH4

Celulosa

La descomposición de la celulosa en la panza del ganado vacuno es una fermentación metánica, y por ello, el aire expirado por estos animales que comen pajas tienen metano, también se ha encontrado en la sangre de estos animales.

H |

H : C : H

|

H

Modelo tridimensional del metano

Tetrahedro regular ACTIVIDADES DE APRENDIZAJE 1. ¿Cuáles son los principales usos de los alcanos 2. Construye una cadena siguiendo los siguientes pasos: a) Dibuja el esqueleto del octano y numeralo b) Coloca dos grupos etilo en el carbono numero 4 de la cadena c) Coloca tres grupos metil en las posiciones 2,3 y 5 respectivamente d) Coloca el número de hidrógenos necesarios y elabore la formula

semidesarrollada o condensada del hidrocarburo resultante. e) Escribe el nombre científico del hidrocarburo

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3. Algunos de los siguientes nombres son incorrectos, escribe una fórmula estructural para cada compuesto y dá el nombre correcto: a) 2 – dimetil propano b) 2,2,3 – metil butano c) 3,3,- dietil, 5,5 – dimetil heptano d) 2,2 – dipropil, 4,4 – dimetil pentano e) 2,4 – dietil pentano f) 3 – etil, 4-metil pentano g) 3-etil, 4 – metil 5 – propil hexano Realiza las siguientes prácticas en el laboratorio de tu escuela o en cualquier otro al que tengas acceso para que conozcas algunas características propias de los alcanos.

Práctica No. 8

OBTENCIÓN Y PROPIEDADES DE UN ALCANO

OBJETIVO.-El estudiante obtendrá metano y además ensayará su reactividad como miembro representativo de la familia de los alcanos. INTRODUCCIÓN.- A los compuestos orgánicos que en sus moléculas sólo contienen dos elementos (Carbono e hidrógeno) se les conoce como hidrocarburos. Dependiendo de su estructura, se dividen en dos grupos principales: alifáticos y ciclicos. Los hidrocarburos alifáticos a su vez se clasifican en alcanos, alquenos, alquinos y los cíclicos (cicloalcanos cicloalquenos y cicloalquinos). Los alcanos, por ser poco reactivos, reciben el nombre de parafinas. Estos compuestos son saturados porque en su estructura entre carbono y carbono contienen enlace simple. La fuente principal de los alcanos es el petróleo y el gas natural. El primer miembro de la familia de los alcanos es el metano, de la fórmula molecular CH4 , llamado gas de los pantanos . Es el principal constituyente del gas natural, y en menor proporción se encuentran en él otros componentes como etano, propano y butano. Se produce en las minas de carbón y su mezcla con el aire en determinadas proporciones se llama gas grisú , que es explosivo. El metano es un gas incoloro y, en estado líquido, es menos denso que el agua, además es poco soluble en ésta. En estado gaseoso es más ligero que el aire y

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difícil de licuar (volverlo líquido). Es muy soluble en disolventes de naturaleza orgánica, por ejemplo éteres y alcoholes. El metano se utiliza como combustible, y el calor de combustión es de 213 kcal/mol; además es materia prima para la obtención de hidrógeno, acetileno, metanol y otros productos. Material y equipo: Sustancias Mechero de Bunsen Acetato de sodio anhidro Tela de alambre de asbesto Cal sodada Pinzas para tubo de ensayo Solución de Ba(OH)2 Probeta graduada de 25 ml Solución diluida de KMnO4 al 1%. Tubo de ensayo grande Solución diluida agua de bromo al 1% Crisol de porcelana Solución de yodo Soporte con anillo Gasolina Papel encerado Eter de petróleo Tubos de ensayo pequeños Parafina Tubo de desprendimiento Eter de petróleo Varilla de vidrio Parafina Mortero de porcelana con pistillo Vaselina sólida Pipeta Balanza granataria Tripié Tapones de hule Gotero Espátula de porcelana. PROCEDIMIENTO I.- Obtención del metano:

1. En una balanza granataria y sobre un papel encerado pese 10 g de acetato de sodio y vierte esta masa en un crisol de porcelana. Para eliminar la humedad de la sal, proceda a su calentamiento. Observa como la sal se funde, agita ésta con una varilla de vidrio, caliente durante 3 minutos más y deja enfriar. La sal anhidra debe quedar de color gris, sino se cumple esta condición vuelva a deshidratar el sólido.

2. En un mortero provisto de su pistilo, tritura finamente 4 g de acetato de sodio anhidro y 4 g de cal sodada.

3. Con ayuda de un papel encerado coloca la mezcla en un tubo de ensayo grande y, mediante un tapón de hule monohoradado, conéctalo con un tubo de desprendimiento.

4. Prepara 6 tubos de ensayo pequeños llenos de agua para colectar gas, que se obtendrá por desplazamiento de agua en la cuba hidroneumática.

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5. Calienta el tubo de ensayo con la mezcla sólida, primero suavemente en los lados y después intensificando el calentamiento en la parte inferior del tubo.

6. Introduce el tubo de desprendimiento en el interior de cada uno de los tubos de ensayo y colecte el gas por desplazamiento de agua.

7. Descarta los dos primeros tubos porque contienen una mezcla de aire y gas (el metano forma mezclas explosivas con el aire). Huele el gas contenido en estos tubos. Anota tus observaciones. _______________________________________________________ _______________________________________________________

CUESTIONARIO:

1. ¿Cuáles son los principales elementos que forman los hidrocarburos?. __________________________________________________________ __________________________________________________________ __________________________________________________________

2. Escribe la fórmula del metano. __________________________________________________________ __________________________________________________________ __________________________________________________________

3. ¿ Cuáles son las principales características del metano?

______________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________

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Practica No. 9

OXIDACIÓN DE LOS ALCANOS

OBJETIVO: Que a través de la práctica los estudiantes aprendan a identificar algunas de las propiedades químicas de los alcanos.

Los alcanos tienen muy baja actividad química es decir poca afinidad, razón por la cual se les ha llamado parafinas. Sin embargo, reacciona rápidamente con el oxígeno en una reacción de combustión. MATERIAL SUSTANCIAS Matraz Erlenmeyer de 250 ml. Velas de parafina Vidrio de reloj Hidroxido de calcio Pipetas graduadas de 10 ml. Vaso de precipitado de 125 ml. Tubo de vidrio PROCEDIMIENTO Paso 1: En un matraz de Erlenmeyer introduce una vela prendida, tápalo con un vidrio de reloj y espera a que se apague la vela y se asiente el humo. Paso 2. Destápalo, saca la vela, agrega 10 ml de agua de cal y con un tubo de vidrio sopla vigorosamente. Paso 3. En un vaso de precipitados, agrega 10 ml de agua cal y con un tubo de vidrio sopla burbujeando hasta que tome aspecto lechoso. En base a lo observado completa lo que se te pide. Al expirar expulsamos __________________, que al reaccionar con el agua de cal Ca (OH)2, forma un precipitado blanco de carbonato de calcio o sea: Ca (OH)2 + CO2 _____________

CO2/O2/N2

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ALQUENOS

Fórmula general CnH2n Son hidrocarburos similares a los alcanos que entre 2 átomos de carbono vecinos poseen una doble ligadura. H H H H H H H C = C | | | | | H H H – C – C – C = C – C - H | | | H H H Nomenclatura. Es la misma expuesta para los alcanos; pero con la correspondiente terminación ENO para indicar la presencia de la doble ligadura: Eteno, propeno, buteno etc. H H H H H H H C = C | | | | | H H H – C – C – C = C – C - H | | | Eteno H H H 2 - penteno En los alquenos arborescentes también se siguen las reglas de los alcanos, pero se indica el lugar de la doble ligadura. En igualdad de condiciones una arborescencia y una doble ligadura, tiene preferencia esta última. Ejemplos: CH3 5 4 3 | 2 1 CH3 – CH – CH – C = CH – CH3

| | 6CH2 CH2 3,5 - Dimetil – 4 – etil – 2 - hepteno | | 7CH3 CH3

CH3

5 4| 3 2 1 CH3 – CH – CH – CH = CH2

| CH2 4 - metil – 3 – etil – 1 - penteno | CH3 Cuando en la cadena principal se encuentren más de una doble ligadura se utilizan las terminaciones: “dieno” cuando hay dos dobles ligaduras, “trieno” cuando hay tres dobles ligaduras, “tetraeno” cuando hay cuatro dobles ligaduras, etc.

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Ejemplos: CH3

5 4| 3 2 1 CH3 – C = CH – CH = CH2

| CH2 4 metil – 3 – etil – 1,3 - pentadieno | CH3 CH3 7 6 5 I 4 3 2 1 CH3 – CH – CH2 – C = CH – CH = C = CH2

| 8CH2 5,7 - dimetil - 1,2,4 - Nonatrieno. | 9CH3 Propiedades físicas

Son insolubles en agua

Solubles en solventes orgánicos

Menos densos que el agua

Hasta el carbono 4 estan en estado gaseoso

Del carbono 5 al carbono 18 son líquidos. Alquenos mas importantes Eteno o Etileno ( CH2 = CH2 ). Se le conoce como gas oleificante. Comercialmente se obtiene por la pirólisis del propano en las refinerías de petróleo y de gas natural. Se emplea mucho en la industria como la principal materia prima de compuestos alifáticos. (Etanol, Etilenglicol etc. ) Se usa como anestésico en cirugía, en la maduración de frutas como la manzana, limones, plátanos etc. El Etileno exhibe propiedades semejantes a los de las hormonas acelerando el crecimiento de algunos tubérculos como la papa. Grandes cantidades de etileno sirven para obtener dicloruro de metil. Cuando el etileno es sometido al proceso de polimerización produce el polietileno, compuesto extraordinariamente resistente a las acciones químicas.

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Propiedades químicas Los alquenos se convierten en un halogenuro de alquilo al adicionarseles HCl, HBr o H I CH3 –CH = CH-CH2-CH3 + HBr CH3 –CH2- CH-CH2-CH3 ó CH3 –CH – CH2-CH2-CH3 2 - penteno Br Br

3- Bromopentano 2- Bromopentano *Nota: Recuerde que esta reacción sigue la regla de Markownikov, la cual dice: “El elemento más electronegativo (halógeno) se une al carbono más pobre en hidrógeno de los dos que comparten la doble ligadura. CH3 – CH = CH2 + HCl CH3 – CH – CH3

Cl propeno 2 – cloropropano Reacción general de oxidación con permanganato dilúido. CH3 - CH = CH2 + 2KMnO4 + H2O CH3 – CH –CH2 + MnO2 + 2KOH

Propeno OH OH 1,2 - propanodiol Obtenciones de alquenos a) Por deshidratación de alcoholes: R – CH - CH2 H 2SO4 R – CH = CH2 + H2O

H OH CH3 – CH2 - OH CH2 = CH2 + H2O Etanol eteno

b) Tratando un derivado monohalogenado con solución alcohólica de potasa cáustica. Se puede emplear KOH sea en polvo o fundida. En lo general: R – CH2 – CH2 – x + KOH solución alcohólica KX + H2O + R – CH = CH2

QUÍMICA II

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En lo particular: CH3 – CH2 – CH2 – Cl + KOH solución alcohólica KCl + H2 O + CH3 – CH = CH2

Cloropropano propeno Alquenos cíclicos Se siguen las mismas reglas que los alquenos para nombrarlos: Ejemplos: CH Ciclo propeno CH2 CH CH3

CH3 - C 1,5- Dimetil- 1,2 - ciclo pentadieno Dentro de los alquenos existe un gupo llamado aromaticos o bencenicosque se estudian de manera independiente por la importancia economica que representan. Estos compuestos se caracterizan por tener tres dobles enlaces alternados llamado anillo de Kekule en honor al cientifico que o descubri Ejemplo:

QUÍMICA II

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CH3 C 2H 5 C 3 H 7

CH3 A continuación lleva a cabo la siguiente práctica en el laboratorio de tu escuela o en cualquier otro al que tengas acceso. La práctica puede ser por equipo. Elabora un ensayo con las principales conclusiones del experimento que llevaste a cabo y exponlas ante el grupo.

Dimetil benceno Etil benceno Propill benceno

QUÍMICA II

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Practica No 10

OBTENCIÓN Y PROPIEDADES DE LOS ALQUENOS

Objetivo: Obtener un alqueno y conocer sus propiedades

MATERIAL SUSTANCIAS Matraz de destilación de 500 ml. Etanol Probeta de 100 ml. Ácido sulfúrico Termómetro Sulfato de cobre Mechero Agua de bromo Tubo de látex Reactivo de Bayer Cuba hidrolítica Tubos de ensayo Tripié Soporte universal Malla con asbesto Tapón de hule horadado

Experimento No. 1 En un matraz de destilación de 500 ml . agrega 25 ml de etanol, después agrega en el matraz que contiene el alcohol 75 ml de ácido sulfúrico concentrado (H2SO4), agregándole gota a gota y agitando. Nota: esta operación es altamente exotérmica por lo tanto, efectúa esta mezcla con mucho cuidado. Posteriormente agrega 5 g de sulfato de cobre II (CuSO4) en polvo y arma el equipo de destilación, que tu asesor te indicará como montar. Calienta sobre la tela de asbesto hasta 160°C, que es la temperatura a la que se obtiene el eteno. En los tubos de ensayo llenos de agua agrega el eteno por desplazamiento del agua. En el primer tubo donde se obtiene eteno está impurificado, se deshecha y se vuelve a llenar de agua. Llenamos sucesivamente los 4 tubos de ensaye de eteno manteniéndolos boca abajo. Retiramos el tubo de desprendimiento de la cuba hidroneumática y también retiramos el mechero del matraz de destilación.

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Experimento 2. Aproxima rápidamente uno de los tubos llenos de eteno a la llama del mechero y observa si arde o no. Experimento 3. A un segundo tubo agrega un ml de agua de Bromo (1:1), agita y observa lo que pasa procurando no se te escape el gas. Se debe tener precaución al trabajar con bromo. Experimento. 4 A un tercer tubo agrega 1. un ml. de reactivo de Bayer ( KMnO4 , NaOH y H2O), agita y observa lo que pasa procurando que no se escape el gas. Experimento 5 En el último tubo de ensayo observa el estado físico del eteno color y olor.

QUÍMICA II

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ALQUINOS Estos compuestos orgánicos pertenece al grupo de los Alifáticos. El triple enlace –

C C- es la característica en la estructura de los alquinos, en donde se comparten tres pares de electrones; contienen dos átomos de Hidrógeno menos que los alquenos con el mismo numero de átomos de Carbono. Su formula general es: Cn H2n-2

El primero de la serie y mas importante es el Etino o Acetileno, cuya formula es:

C2H2, o HCCH, o H:C:::C:H. Nomenclatura. Las reglas son las mismas que se utilizan para nombrar los Alquenos, sólo que la terminación “eno” cambia por “ino”, y se enumera de tal forma que los números más bajos le correspondan al triple enlace. Ejemplo:

HCC-CH2-CH3 CH3–CC-CH3 1-Butino 2-Butino

Si hay más de un triple enlace, se emplean las terminaciones “diíno” y “triíno”. Ejemplo:

HCC-CCH HCC-CC-CCH 1,3-Butadiíno 1,3,5-Hexatriíno

Lo cual significa que en el primer ejemplo tiene dos triples enlaces y en el segundo tirene 3 triples enalces. Si hay radicales o sustituyentes en la cadena, se le da prioridad al triple enlace. Ejemplo: CH3

CH3-CC-CH-CH3 HCC-C-CH3 CH3 CH3 4-Metil-2- Pentino 3,3-Dimetil-1-Butino

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Alquinos ciclicos C Ciclo propino CH2 C CH3

CH C CH CH3 3,4- Dimetil- 1-ciclopetino

C CH2 Propiedades físicas

Son similares a las de los alcanos

Son insolubles en agua, pero bastante solubles en solventes orgánicos como: éter, benceno, CCl4, etc.

Son menos densos que el agua, sus puntos de ebullición aumentan conforme aumente el número de carbonos.

Propiedades químicas El triple enlace es menos reactivo que el doble enlace. La adición de hidrógeno, la halogenación, y la adición de haluros de hidrógeno, es similar a la de los alquenos, excepto que en este caso pueden consumirse dos moléculas del reactivo por cada triple enlace. Reacciones importantes: 1.- Adición de Hidrógeno: H H Pd

H – C C – H + H2 H – C = C – H Ni

Alquino Catalizadores Alqueno

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H H

H – C C – H + 2H2 H – C - C – H Ni, Pd

H H Alquino Alcano H H Pd

CH3 – C C – CH3 + H2 CH3 – C = C – CH3 2-Butino Ni 2-Buteno

H H Pd

CH3 – C C – CH3 + 2H2 CH3 – C - C – CH3 2-Butino Ni

H H Butano 2. Adición de Halógenos: Reacción general: X X X2

R – C C – R + X2 R – C = C – R R – C – C – R Alquino X X X X Derivado dihalogenado derivado tetrahalogenado Ejemplo: Br Br Br Br I Br2 I

CH3 – C CH + Br2 CH3 – C = CH CH3 – C – CH I Propino 1,2-Dibromopropeno Br Br 1,1,2,2-Tetrabromopropano 3.- Adición de Haluros de Hidrógeno o Halogenuros de Hidrógeno: Esta reacción sigue la regla de Markownikov: El Hidrógeno del Haluro se une al Carbono que inicialmente ya tiene un numero mayor de Hidrógenos”.

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Reacción general: H X H X

R – C C – R + HX R – C = C – R HX R – C – C – R Haluro de derivado alquino hidrógeno monohalogenado H X derivado dihalogenado Ejemplo: Cl Cl H

CH3 – C CH + HCl CH3 – C = CH2 HI CH3 – C – CH Propino 2-Cloropropeno I H 2-Cloro-2-Yodopropano Alquinos importantes: La adición de Ácido Cianhídrico (HCN) al Acetileno, produce Acrilonitrilo: CuCl

HC CH + HCN H2C = CH – CN Acetileno > 70ºC Acrilonitrilo (80%) El acrilonitrilo se puede polimerizar dando fibras sintéticas de Acrilán y Orlón, o para dar tintes sintéticos. Reacciones de obtención. Se pueden obtener a través de la deshalogenación de tetrahalogenuros: Reacción general: X X

R - C - C- R + 2Zn R - C C - R + 2ZnX2 X X Tetrahalogenuro Alquino

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Ejemplo: Br Br

CH3 – C – CH + 2 Zn CH3 – C CH + 2 Zn Br2 Br Br 1,1,2,2-Tetrabromopropano Propino Deshidrohalogenación de Halogenuros. Se deben utilizar dihalogenuros vecinales.

CH3 – CH - CH2 + 2KOH ALCOHOL CH3 – C CH + 2KBr + 2H2O Br Br

Usos. Se utiliza mucho el Acetileno (HCCH) para consumo como combustible en el soplete Oxiacetilénico. Walter Reppe, trabajó en Alemania a principios de 1940, quien desarrolló técnicas para el manejo de Acetileno, a presión en condiciones de seguridad.y desarrolló una serie de reacciones, a partir del Acetileno se pueden hacer tapones de hule sintético que se utilizan en el laboratorio, que a diferencia del hule natural tienen mas resistencia al hinchamiento por la acción de los solventes (de ahí su importancia). Se flexible como el hule y realiza:

ACTIVIDAD DE APRENDIZAJE 1. Escriba las fórmulas de los nueve isómeros estructurales de cadena abierta de fórmula C5H8, y nómbrelos de acuerdo con la IUPAC. 2. Haga la estructura de los siguientes compuestos:

a) 2-Buteno b) 1,3-Butadiíno c) 4-Metil, 2-hexino d). 1,4- Ciclo Pentadiíno e). 4-Etil -3-Octeno f). 1,3,5-Octatriíno g). 2-Butino h). Acetileno i). 3,3-Dimetil Decano

j). 4,4 – dietil-5-isobutil – 1, 7 -octadiíno k). 3, 5 – dimetil – 3 – isopropil- 1, 5, 7- decatrieno l). 2 - heptino m). 2 , 4 –dimetil - 2 -propil – 1, 3 pentadieno n). 2- metil – 5 – isopropil- 7- nonino ñ). 3, 5 – dimetil – 3 – butil – 5, 9 – disecbutil – 1, 6 - undecadiíno

QUÍMICA II

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3. Da el nombre correcto a las siguientes estructuras de acuerdo al sistema iupac

CH2 – CH3

CH C – C – CH2 – CH - C CH

CH2 CH3

CH3

CH3

CH3 CH – CH3

CH C – CH – C C – C – CH2 – CH3

C CH

CH3 CH2 – CH3

CH2– C C – C - CH2 – C - CH2 - CH3

CH3 C – CH2 – CH3

CH3

CH3 CH CH2

CH3 - C – CH2 – C – CH2 – CH

II CH3 CH CH3

CH CH –CH CH –CH3 CH2 – CH3

CH2 CH – C – CH2 – CH2 - C CH2

CH3 CH3

En el laboratorio de tu escuela o en cualquier otro lleva a cabo la siguiente práctica

QUÍMICA II

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Práctica No. 11

OBTENCIÓN Y PROPIEDADES DE LOS ALQUINOS Objetivo: Obtener un alquino y conocer sus propiedadaes

MATERIAL SUSTANCIAS Matraz de destilación de 500 ml. Probeta de 100 ml. Embudo de separación Tapón de hule horadado Tubo de látex Tubos de ensaye Cuba hidrolítica

Carburo de calcio Alcohol etílico Agua de bromo Reactivo de Bayer

PROCEDIMIENTO

Experimento 1. En un matraz de destilación de 500 ml. agrega 15 g. de acetiluro de calcio C Ca C Agrega 20 ml. de alcohol y tapa el recipiente. El agua reacciona muy rápidamente con el acetiluro de calcio. Por lo tanto ten preparado el equipo. En el embudo de separación abre la llave para que vaya cayendo de gota a gota el agua. El primer tubo donde se obtiene el etino está contaminado se desecha y se vuelve a llenar de agua. Llenamos sucesivamente de etino los 4 tubos de ensaye manteniéndolos boca abajo. Experimento 2.

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Aproxima rápidamente uno de los tubos llenos de etino a la llama del mechero y observa si arde o no. Experimento 3. A un segundo tubo agrega 1 ml. de agua de bromo, agita y observa lo que pasa procurando no se te escape el gas. Experimento 4. A un tercer tubo de ensaye agrega 1 ml. de reactivo de Bayer (KMnO4 NaOH H2O) agita y observa lo que pasa procurando que no se te escape el gas. Experimento 5. En el último tubo de ensaye observa el estado físico del etino, color y olor.

QUÍMICA II

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NOMENCLATURA DE FAMILIAS ORGÁNICAS Cada carbono tiene cuatro posibles ligaduras y cada ligadura puede ocuparse con sustituyentes que en general se simbolizan con la letra “R” (radical) los cuales pueden ser iguales o diferentes; cuando el compuesto presenta radicales diferentes da origen a lo que conocemos como familias orgánicas . Te invitamos a que juntos aprendamos a distinguir cada uno de estas familias. Adelante. Familias orgánicas. Es un grupo de átomos unidos de manera característica, responsable del comportamiento químico y físico de un compuesto.

FAMILIA Familia orgánica

CARACTERÍSTICAS

Alcanos Alquenos Alquinos Derivados halogenados Alcoholes Eteres Cetonas Aldehídos Acido carboxílico

R – H R - C = C- R

R - C C- R R – X R – OH R – O – R O // R – C – R O // R - C H O // R – C - OH

Enlace sencillo Enlace doble Enlace triple X = halógenos (F,Cl, Br, I) Derivados del agua por sustitución de 1 ó ambos H por grupos orgánicos ( H – O – H) Grupos carbonilo C= O Grupo carbonilo con un hidrogeno Grupo carboxílico

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Esteres Aminas Amidas

O // R – C – O – R R – NH2

R – NH – R R – N – R | R O // R – C - NH2

El H del grupo carboxílico se sustituye por un grupo orgánico Derivados del amoniaco, sustituyendo 1,2, ó 3 H por grupos orgánicos. Derivados del ácido carboxílico por sustitución del grupo OH por un grupo amino.

HALUROS

Derivados halogenados o halogenuros de alquilo

Consideramos como halogenuros de alquilo a todos los compuestos de fórmula general R- X, en donde R es cualquier grupo alquilo simple o sustituido por un halógeno, como por ejemplo.

X = halógeno (F, Cl, Br, I) Nomenclatura: Se siguen las reglas para alcanos, pero numerando la cadena por dónde está más cerca el halógeno. Se escribe primero la posición y nombre de los halógenos, después los radicales y por último la cadena principal. Ejemplos CH3

CH3 – C – CH3 Cl Cloruro de terbutil

CH3 - CH2 - CH2 – Cl Cloropropano

Cl CH3 - C - CH2 - CH3 Cl 2,2- Diclorobutano

CH2 - CHF – CHCl - CH3

2 –Fluor - 3-Clorobutano

QUÍMICA II

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Cl F CH3 - C - C - CH2 - CHBr- CHF- CH3 Cl Cl 2,2,3 – tricloro – 5 – bromo –3, 6 - Difluoroctano

CH3-– CH = CH2 - CHBr- CH2

1 -Bromo –2 - Buteno

Cl Cl

CH C - C - C - CH3 Cl Cl 3,3,4,4- tetracloro – 1 - pentino

Cl Cl 1,2 - Dicloro Ciclopropano

CH2 - CH2 CH3 - CH - CH CH2 - CH3

I I I I

Br Br Cl CH3

1, 2 - dibromoetano 2 - cloro - 3 - metilpentano F l Cl - C – F Diclorodiflúorometano l Cl Cl Cloro Ciclopentano

Br Br Dibromo Ciclohexano

Propiedades Físicas

Tienen puntos de ebullición mayores que los alcanos con el mismo número de carbonos

Son insolubles en agua, solubles en disolventes orgánicos

Los yoduros y bromuros son mas densos que el agua, los monoclorados son menos densos que el agua.

Tienen olor agradable, son volátiles. Su densidad y punto de ebullición aumenta según el halógeno presente, del más electronegativo al menos.

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Propiedades químicas: Los derivados monohalogenados de los alcanos presentan propiedades, tales como ser agentes importantes en algunas reacciones de síntesis. Los derivados yodados, generalmente difíciles de preparar directamente, se pueden obtener por la acción del Yoduro alcalino sobre un derivado clorado o bromado reacciones que se conocen como cambio de halógeno

R-Cl + NaI NaCl + R- I

La hidrólisis y la saponificación (reacciones inversas a la esterificación, la primera con agua y la segunda con un álcali cáustico) de los derivados monohalogenados producen los alcoholes correspondientes.

C2H5 Cl + HOH C2H5 OH + HCl

C2H5 Cl + NaOH C2H5 OH + NaCl Compuestos importantes de los derivados halogenados:

El Cloruro de metilo CH3 Cl

Se utiliza en los refrigeradores y como anestésico local

Bromuro de métilo CH3 Br

Utilizado como insecticida

Yoduro de metilo CH3 I

Se emplea como agente de metilación

Cloruro de Etilo C2 H5 Cl

Anestésico local y antidetonante en gasolinas

Bromuro de Etilo C2 H5 Br Líquido que arde con flama verde. Utilizado en síntesis.

Yoduro de Etilo C2 H5I

Líquido que se descompone por la acción de la luz dejando libre el Yodo

Tetracloruro de carbono CCl4

Se utiliza como disolvente, agente de limpieza y en extinguidores de incendios.

Teflón (C2 F4)n

Polímero muy estable y de gran aplicación en el recubrimiento de metales.

QUÍMICA II

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Quitate el teflón para realizar las siguientes: ACTIVIDADES DE APRENDIZAJE

I.- Escribir la fórmula de los siguientes compuestos:

a) Bromuro de secbutilo b) 2 – Cloro - 2- metil -3-etilpentano c) 3-Bromo- 2,4-dimetilhexano d) 2-Yodo - 4,5-dimetil, 3-isopropilheptano e) 4-Cloro - 3,5,7-trimetil - 6-etil - 4,6-diterbutilnonano. f) Cloruro de neopentilo ó 1-cloro - 2,2-dimetilpropano g) 2,3,3,6,7-Pentametil - 4,5-diisopropil - 4-yodooctano h) 2,2-Dimetil - 1-cloropropano i) 3- Cloro - 2,2,5,5-tetrametil -4-etilheptano j) 5- Yodo - 3,7,10,10-Tetrametil - 9-Etil -4,8- Disopropil - 6-Secbutil -8-Terbutil

6- Neopentildodecano II. Haz la estructura de los siguientes derivados halogenados: a). Tricloroetileno b). Yodoetano c). Hexacloruro de benceno d). Bromometano e). 1,1,1,2 - tetraclorobutano f). Bromuro de isobutilo g). Cloruro de isopropilo h). 2,2 - diyodopropano i). 2,3,4 - tricloro - 2,3,4 - trimetilpentano k). 1,5 - dibromo -1- penteno l). 4,5,5 - tribromo - 1- pentino m). Clorobenceno

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ALCOHOLES Su fórmula es R-OH.; Se pueden considerar como derivados de un hidrocarburo alifático ( alcano ) por sustitución de un átomo de hidrógeno por un grupo hidroxilo ( OH ). También como el resultado de sustituir en el agua un hidrógeno por un radical hidrocarbonado. Los alcoholes alifáticos (cadena lineal) pueden ser primarios, secundarios y terciarios. Si tienen más de un grupo (-OH), se está en presencia de polioles o polialcoholes.

R -CH2 – OH

Alcohol Primario

R –CH-OH

R2

Alcohol Secundario

R

R –C-OH

R

Alcohol Terciario

Cuando el grupo OH aparece repetido en una molécula en carbonos distintos se tienen polioles, de los cuáles son más importantes aquellos que tienen tantos OH como carbonos.

Nomenclatura

Existen dos formas de nombrar a los alcoholes, la nomenclatura común y la nomenclatura IUPAC.

La nomenclatura IUPAC consiste en:

Seleccionar la cadena más larga de átomos de carbono que contengan al grupo OH.

Se numera la cadena empezando por el extremo mas próximo al grupo OH.

Se utilizan las mismas reglas de los alcanos para indicar los grupos sustituyentes.

Por último se da nombre a la cadena principal cambiando la terminación ANO por OL.

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Ejemplos: CH3 – OH CH3 –CH2 –OH CH3 –CH-CH3

OH Metanol Etanol 2-Propanol En términos generales se pueden seguir dos formas: 5 4 3 2 1 CH3 – CH2 – CH2 – CH –CH3

I

OH

2- Pentanol

OH 6 5 4 3 CH3 – CH2 – CH2 – C –CH3

2 CH2

I 1 CH3

3- Metil - 3- Hexanol Si hay más de un grupo OH llevan las terminaciones diol, triol, tetraol, etc. Indicando las posiciones de los OH. 4 3 2 1 CH3 – CH – CH2 – CH2 - OH OH

1,3-Butanodiol

5 4 3 2 1 OH OH CH3 – C – CH2 – C –CH3

OH OH

2,2,4,4 - pentanotetraol

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1 2 3 CH2 = C – CH3 l OH

1- Propenol 2

OH l 5 CH3 – 4 C = 3 C = 2 C – OH

l 1 CH3

2,3 – dipentenodiol 2,4

6-8 OH OH C3H7

l HC C – CH – CH CH - CH3 1 2 3 4 5

5-Metil , 1- octinodiol 3,4

OH

Ciclo propanol

OH OH OH

1,2,3 Ciclo Pentatriol

OH CH3 6- Metil ciclo Hexenol 1

Nomenclatura común. Se utiliza generalmente en los radicales alquil o alquilo como son metil, etil, propil, entre otros, con la terminación ICO y anteponiendo (antes) la palabra ALCOHOL. Ejemplo: CH3 – OH CH3 –CH2 –OH CH3 –CH-CH3

OH Alcohol Metílico Alcohol Etílico Alcohol isopropílico

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Propiedades Físicas.

La Densidad, punto de ebullición y de fusión aumenta al incrementarse el número de carbonos

Los primeros tres son solubles en agua

Los primeros miembros de la serie son líquidos

Olor peculiar

Decreciente Solubilidad en el agua

A partir del 12 son sólidos, a temperatura ambiente semejan parafinas. Propiedades Químicas. 1.- Deshidratación y obtención de alquenos. R – CH - CH2 – R H2SO4 R – CH = CH - R + H2 O OH 2.- Reaccionan con los ácidos y se obtienen Esteres. AH + R – OH R- A + H2O 3.- Reaccionan con los metales y forma alcoholatos R – OH + Na R – O - Na + ½ H2

Obtenciones. 1.- A partir de un alqueno. R – CH = CH - R + H2 O R – CH2 –CH2 –R

OH 2.- A partir de Halogenuros de alquilo R – X + H2 O R – OH +HX 3.-Por fermentación. C6 H12 O6 2CH3 – CH2 OH + 2CO2

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Usos. Su uso principal es en la industria de las bebidas alcoholicas. El alcohol Etílico es el único alcohol líquido inocuo al hombre y las bebidas etanoicas son fermentadas o destiladas. En los destilados se recoge la porción con mayor contenido de etanol y por lo tanto es donde va más concentrada. El siguiente cuadro proporciona una idea de las características principales de alguna bebidas etanóicas:

FERMENTADAS

BEBIDA ETANOICA FUENTE CONTENIDO DE

ETANOL Vinos Jugo de uva 7 a 20 % Cerveza Extracto de Malta 3 a 7 % Sidra Jugo de Manzana 3 a 6 % Pulque Jugo de Maguey 3 a 10 %

DESTILADAS

BEBIDA ETANOICA FUENTE CONTENIDO DE ETANOL

Whisky Extractos de Cereales y malta

40 a 50 %

Brandy Uva, durazno, cereza, manzana

40 a 40 %

Ron Mieles de azúcar 40 a 55 % Tequila Agave tequilero 40 a 55 % Extractos Etanol, prod. Vegetales o

azúcar 35 a 55 %

Ginebra Frutas 35 a 55 % ACTIVIDADES DE APRENDIZAJE I. Investiga en las bibliotecas cercanas a tu localidad o en enciclopedias como la encarta los siguientes conceptos. 1.- ¿Qué es un alcohol? 2.- ¿Qué elementos contiene el alcohol? 3.- Menciona ejemplos de alcoholes que utilices en tu vida cotidiana 4.- Proporciona la ecuación química del proceso de fermentación

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II .- Nombra los siguientes compuestos no saturados. a) CH3 – OH b) CH3 – CH2 – OH c) CH3 – CH – CH = CH - OH CH3

d) CH3 – CH = CH – CH2 - OH e) CH3 – CH2 – CH = CH - OH f) CH3 – CH = C = CH – CH2 –OH g) CH3 –CH2 –CH2 – OH h) CH3 –CHOH –CH3 OH i) CH3 –CH –CH2 – CH – CH3 CH3 OH j) CH3 –C – CH3 CH3

OH k) CH3 –CH –CH2 – CH – CH3 OH

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III.- Proporciona la estructura correcta de los siguientes compuestos.

a) 3- hexanol b) 1,2 – propanodiol c) 3 – metil -5-Isopropil- 2 – octanol d) 3 – metil - 2- pentanol e) 2 - propanol

En el laboratorio de tu escuela o en cualquier otro al que tengas acceso realiza por equipo la siguiente práctica.

Practica No.12

PROPIEDADES QUÍMICAS DE LOS ALCOHOLES

OBJETIVO: Que el alumno aprenda en el laboratorio algunas de las propiedades químicas de los alcoholes. MATERIAL SUSTANCIAS Tubos de ensayo Alcohol etílico Pipetas graduadas Sodio metálico Mechero Dicromato de potasio Pinzas Ácido etanoico

Ácido clorhídrico conc. Ácido sulfúrico conc. Bromuro de sodio Acetato de etilo Hidróxido de sodio

PROCEDIMIENTO Experimento 1. A). Formación de alcoholatos. En un tubo de ensayo coloca 1 ml de etanol y después agregarle con precaución un pedazo pequeño de sodio metálico. La reacción que ocurre es: CH3 – CH2 – OH + Na _________________ + ___________________

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Se nota el desprendimiento de un gas ________. Si / no Experimento 2. B). Oxidación. En un tubo de ensayo coloca 2 ml de etanol y percibe su olor, agrégale 50 miligramos de dicromato de potasio K2 CR2 O7 se calienta, percibe su olor, sigue calentando y vuelve a percibir su olor. El alcohol se oxida muy rápidamente. Por este método y las reacciones ocurridas son: CH3 – CH2 – OH + O2 ___________ + O2 rápido __________ Experimento 3.

C). Esterificación . En un tubo de ensayo agrega 1 ml de etanol y 1 ml de ácido etanoico y percibe el olor, para catalizar la reacción agrega 1 ml de HCl conc., calienta el tubo y después de un minuto percibe el olor. La reacción efectuada es: CH3 – COOH + HO – CH2 – CH3 HCl ____________ + _________ Reacción con hidrácidos. En un tubo de ensayo agrega 1 ml de etanol y 1 ml de HCl. Para catalizar la reacción agrégale 1 ml de H2SO4 y 50 miligramos de NaBr. Caliéntalos en el mechero durante un minuto. La reacción efectuada es: CH3 – CH2 – OH + HCl H2SO4 ___________ + ______________ NaBr Experimento 4. D). Saponificación de ésteres. En un tubo de ensayo agrega 1 g de acetato de etilo y 3 ml de solución 1 molar de NaOH, agita bien y calienta durante un minuto, la reacción efectuada es:

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CH3 –CH2 – OOC – CH3 + NaOH ____________+__________ CUESTIONARIO a) CH3 – CH2 – Br + OH _______________________ b) CH3 – CH – I + -OH ______________________ CH3 400 oC c) CO + H2 _____________________________ 150 Atms. Catalizador d) azúcar + H2O fermentación ________________________________ e) CH3 - CH = CH2 + H2O H+ ______________________ f) 2CH3 – CH 2 - CH2 – OH + 2Na _______________________

ETERES En los éteres un átomo de oxígeno está unido a dos radicales alquilo o arilo. Los éteres derivan de los mismos alcoholes por eliminación de una molécula de agua.

CH3 –OH + CH3 –OH CH3 –O-CH3 + H2 O Nomenclatura: Para nombrarse se antepone la palabra éter seguida del nombre del primer radical y finalmente el nombre del segundo radical con la terminación ilico. (IUPAC) CH3 – O – CH2 - CH3 Eter metil-etílico CH3 – O - CH3 Eter dimetilico Otra forma común de nombrar a los éteres es la siguiente: Se nombran con el radical más corto, terminado en oxi, seguido del otro, con el nombre del alifático o del aromático correspondiente. CH3 –O-CH3 CH3 – O - Metoximetano Metoxibenceno

QUÍMICA II

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Propiedades físicas

La mayor parte de los éteres son líquidos.

Sus puntos de ebullición son muy bajos.

Son poco solubles en agua.

Los primeros términos de la serie son muy volátiles e inflamables. Propiedades químicas Los éteres son menos reactivos que los alcoholes. Métodos de Obtencion Una forma de obtención es por deshidratación de alcoholes, calentándolo con ácido sulfúrico. CH3 –CH2 –OH + CH3 –CH2 –OH + H2 SO4 130º CH3 –CH2 – O - CH2 –CH3 + HO 140º

Usos. El éter etílico es el más usado; como solvente, como anestésico y en la fabricación de perfumes.

Volatizate y animate al realizar: ACTIVIDAD DE APRENDIZAJE I.- Construye la estructura de los siguientes compuestos a) Eter dipropílico a) Eter dimetílico b) Isopropil – oxi - propil c) Eter metil – etílico d) Eter etil - isopropilico

QUÍMICA II

138

II - Nombre las estructuras siguientes: a).- CH3 –CH-CH2 - O - CH2 - CH2 –CH3 _________________________________

CH3

b).- CH3 –O - CH-CH2 – CH3

CH3 __________________________________ c).- CH3 –CH2 – O – CH2 –CH3 __________________________________ d).- CH3 – CH2 – CH2 –O- CH3 __________________________________ e).- CH3 –CH- O- CH3 _

CH3 f).- CH3 – O – CH3 __________________________________ g).- CH3 - CH2 -CH2 - CH2 – O - CH3 __________________________________

QUÍMICA II

139

ALDEHÍDOS Los aldehídos se consideran producto de la deshidrogenación de un alcohol primario. Formula general es: R - CH = O Los aldehídos se nombran cambiando la O final del alcano correspondiente por AL siempre al carbóno del grupo aldehído – CH=O tendrá siempre el número 1, pero no se pone, es únicamente para indicar la posición de los radicales. O // CH3 –CH2 - OH CH3 - C \ H Etanol Etanal En la práctica es muy común encontrar aldehídos con ramificaciones insertadas en una cadena principal. O // CH3 – CH2 – CH - C

\ CH3 H 2 - Metil – Butanal Ejemplos: CH3 –CHO Etanal

CH3 – CH2 – CH2 – CHO Butanal

CH3 - (CH2)6 – CHO Octanal

CH3 – (CH2)8– CHO Decanal

CH3 – CH – CHO I Cl 2 – Cloro propanal

CH3 – CH= CH – CHO Butenal

CH2 –CH2 –CHO CHO 3- Fenil propanal Ciclo propilmetanal

QUÍMICA II

140

Los aldehídos se conocen por algunos nombres comunes provenientes de los acidos. Orgánicos. FORMULA NOMBRE H- CHO Formaldehido CH3-CHO Acetaldehído CH3-CH2-CHO Propionaldehido CH3-CH2-CH2- CHO Butiraldehido CH3-(CH2)4 –CHO Caproaldehido CH3-(CH2)5-CHO Heptaldehido Propiedades físicas

La densidad es menor que la del agua

El metanal es el único gaseoso a temperatura ambiente

La mayoría se presentan en estado liquido

Los términos elevados son sólidos

Sustancia de aroma agradable

Propiedades químicas 1. Al oxidarse forma ácidos. Carbónicos. KMnO4 R-CH = O + 02 R-COOH KMnO4 2. CH3 - CH2 - C=O + O2 CH3 - CH2 - COOH H Propanal Ac. Propionico 3. Presenta el fenómeno de aldolizacion, donde se adicionan moléculas de aldehídos iguales. 4. Reacción de adicción del hidrogeno H R C + H2 R – CH2 OH O Aldehído Hidrogeno Alcohol primario

QUÍMICA II

141

Métodos de Obtención 1.- Obtención por deshidrogenación de un alcohol fase vapor

Alcohol primario Aldehído catalizador O //

CH3 –CH2 –OH CH3 –C + H2O + MnO2

KMnO4 \ H Etanol Etanal Usos. El metanal se fabrica en forma industrial por oxidación del metano por el oxígeno del aire a 600 grados y usando plata como catalizador. Los acetales son muy utilizados en las fragancias de cosméticos, el formaldehído es utilizado como antiséptico, como fuente de obtención de alcoholes, como materia prima en la fabricación de gas lacrimogéno. Oxigenate contestando: ACTIVIDAD DE APRENDIZAJE 1.Escribe la fórmula de los siguientes compuestos. a) 3 – metil butanal b) Formaldehido c) propanal d) 2 –metil - butanal f) 2, 4 – dimetil pentanal g) Octadecanal

QUÍMICA II

142

CETONAS Las cetonas son compuestos que resultan de la deshidrogenación de los alcoholes secundarios y al igual que los aldehidos, se caracterizan por presentar en su estructura el grupo funcional carbonilo o cetónico: C = O Esto hace que tanto los aldehidos como las cetonas tengan propiedades comunes dependientes de la reactividad y determinados por el enlace doble del grupo carbonilo. O || Su fórmula general es: R – C - R El nombre de las cetonas normales y arborescentes se da de la misma manera que para alcoholes secundarios que las producen cambiando el sufijo ol por la terminación ona, indicando con un número la posición del grupo funcional. Se nombran sustituyendo la “o” final del nombre del alcano por ONA. Ejemplos: FORMULA NOMBRE CH3-C-CH3 || O propanona

CH3-C-CH2-CH2-CH3

|| O

2- pentanona CH3-C - CH2 - C - CH3 || || O O 2,4 – pentanodiona

CH3 – C – C – C – C - CH3

|| || || || O O O O 2,3,4,5 –hexatetranona

Ejemlos: CH3-CH- – C - CH3 CH3-C- CH2 - CH2 - CH3 CH3 O O Metil Isopropil cetona o Metil – propilcetona o 3 – metil – 2 - butanona 2 - pentanona

QUÍMICA II

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O || CH3 – C – CH3 Propanona ó dimetil cetona

O

|| CH3 – CH2 – C – CH3 2 – Butanona ó metil – etil cetona

O ||

6CH3 –5CH –4CH2 – 3C – 2CH2 – 1CH3 5 – metil – 3 – hexanona ó etil isobutilcetona

CH3

Propiedades físicas

La mayoría se encuentran en estado líquido

Los términos elevados son sólidos

Sustancias de aroma agradable

Los primeros 7 términos son solubles en agua

Su peso molecular es similar al de los alcoholes

Su densidad es inferior a la del agua

Propiedades químicas 1. Reducción de cetonas a alcoholes

R – C - R´I + H2 R – CH - R O OH Cetona Hidrógeno Alcohol Obtención 1. Obtención por deshidrogenación de un alcohol CH3 – CH – CH3 fase de vapor CH3 – C – CH3

catalizador || OH O Alcohol isopropilico Propanona

QUÍMICA II

144

Usos. En la fragancia de cosméticos, la propanona, dimetilcetona o acetona como comunmente se le conoce, se utiliza como solvente. Despintate las uñas y reliza la: ACTIVIDAD DE APRENDIZAJE Proporciona el nombre de cada una de las siguientes estructuras. O O

|| a) CH3 – CH2 – CH2 – CH – CH e) CH3 – CH2 – C – CH3

| CH3

O O

// || b) CH3 – C f) CH3 – CH2 – C – CH2 – CH3 \

H O || c). CH3 – CH2 – CH = O g) CH3 - (CH2)4 – C – (CH2)3 – CH3

O O // || d) H – C h) CH3 – C – CH3 \ H Existen aldehidos aromáticos y el más importante es el benzaldehído. Investiga todo acerca de él y repórtalo en forma escrita a tu profesor.

QUÍMICA II

145

ÁCIDOS CARBOXÍLICOS Los ácidos carboxílicos se consideran derivados de los hidrocarburos por sustitución de uno o más hidrógenos por el radical OH. Su fórmula general es R- COOH Se considera que su grupo funcional se distingue por tener un grupo carboxilo en su fórmula. H- C = O H-COOH OH Los ácidos carboxilicos también denominados ácidos alifáticos se caracterizan por contener el grupo funcional R- C =O ó R – COOH denominado carboxílico y se les llama OH ácidos grasos, en virtud de que algunos de ellos pueden separarse, por hidrólisis, de las grasas animales y aceites vegetales.

La presencia de un grupo carbonilo y un grupo oxidrilo ligados al mismo carbono hace que interfieran entre sí e impide que las dos funciones se comporten como tales. Estos ácidos forman un conjunto de compuestos orgánicos de importancia, en la industria como fuente para obtener gran número de derivados y numerosos productos, de uso industrial. Nomenclatura: Para nombrarlos se usa el nobre del alcano correspondiente cambiando la terminación “o” por “oico” y anteponiendo la palabra ácido. Cuando los ácidos son arborescentes, el número uno de la cadena principal corresponde al carbono del grupo funcional. Ejemplos:

HCOOH Acido metanoico O // CH3 – C Acido etanoíco \ OH

QUÍMICA II

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O // CH3 – (CH2)8 – C Ácido decanoico \ OH O // CH3 – CH2 – CH – C Ácido – 2 – Metilbutanoico | \ CH3 OH CH3-CH2-COOH Ac. propanoico Cuando la cadena es abierta pero ramificada se le nombra de acuerdo a la regla IUPAC tomando como mas importante el grupo COOH. CH3- CH - CH -CH2-COOH CH3 C2 H5

Acido - 4 - Metil - 3- Etilpentanoico

CH3- CH – CH3 CH3- CH - CH2- CH - C H2 – CH2 COOH CH3

Acido - 4, 6, 7- trimetilheptanoico

En el caso del ac. cíclico el grupo funcional no forma parte de la cadena principal pero debe estar unido inmediatamente a un carbono de la cadena principal. C2H5 - - COOH Ac. Etil ciclo pentanoico - COOH Ac. 2-Metil Ciclo hexano - CH3

QUÍMICA II

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- COOH - COOH - CH3 | CH3

Acido Benzoico Acido - 2,3 – Dimetil Benzoico

Acidos carboxílicos más importantes con sus nombres comunes:

FORMULA NOMBRE NOMBRE COMUN

H-COO H Ac. Metanoico Ac. Fórmico

CH3-COOH Ac. Etanoico Ac. Acético

CH3-CH2-COOH Ac. Propanoico Ac. Propiónico

CH3-(CH2)2-COOH Ac. Butanoico Ac. Butírico

CH3-(CH2)3-COOH Ac. pentanoico Ac. Valeriánico

CH3-(CH2)4-COOH Ac. hexanoico Ac. Capróico

CH3-(CH2)5-COOH Ac. heptanoico Ac. Heptílico

CH3-(CH2)6-COOH Ac. octanoico Ac. Caprílico

CH3-(CH2)7-COOH Ac. nonanoico Ac. Nonílico

CH3-(CH2)8-COOH Ac. decanoico Ac. Cáprico

CH3-(CH2)9-COOH Ac. Undeacanoico Ac. Undecanóico

CH3-(CH2)10-COOH Ac. dodecanoico Ac. Láurico

CH3-(CH2)11-COOH Ac. tridecanoico Ac. tridecanoico

CH3-(CH2)12-COOH Ac. tetradecanoico Ac. Mirístico

CH3-(CH2)13-COOH Ac. penatadecanoico Ac. Pentadecanoico

CH3-(CH2)14-COOH Ac. hexadecanoico Ac. Palmítico

CH3-(CH2)15-COOH Ac. heptadecanoico Ac. Margárico

CH3-(CH2)16 -COOH Ac. octadecanoico Ac. Esteárico

CH3-(CH2)17-COOH Ac. Nonadecanoico Ac. Nonadecanoico

CH3-(CH2)18-COOH Ac. eicosanoico Ac. Araquico

Propiedades físicas

Son ácidos débiles

Su acidez es superior al ácido cianhídrico

La solubilidad de los ácidos disminuye al aumentar el número de átomos de carbono.

Los ácidos dan sales metálicas con las bases

QUÍMICA II

148

Propiedades químicas

Atacan los ácidos a los metales liberando hidrógeno CH3- COOH + Fe-------------------(CH3-COO)2 Fe + H2 Si una sal, la ponemos en presencia de álcalis fuertes (NaOH), se forma un hidrocarburo. O // CH3 – C + NaOH CH4 + Na2 CO3 \ O - Na

Método de preparación Generalmente los ácidos carboxílicos son producto de oxidación de numerosas sustancias orgánicas. La oxidación de alcoholes primarios y aldehídos dan como producto ácidos carboxílicos. R – CH2 – OH + O2 R – COOH + H2O O O // // R – C + 2 O2 R - C \ \

O O

QUÍMICA II

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Metodos de obtención Se puede obtener mediante la saponificación de los ésteres. a).- R – COOCH2 R – COONa CH2 – OH | | |

R – COOCH + 3NaOH R – COONa + CH - OH | | | R” – COOCH2 R – COONa CH2 – OH Glicérido Jabón Glicerina b).- Jabón + H2SO4 Acido grasos Usos. Los ácidos carboxílicos tienen importancia industrial en la fabricación de jabones. Lavate la mente y realiza la: ACTIVIDAD DE APRENDIZAJE

1. Explica a qué se debe el carácter ácido de los ácidos carboxílicos. De acuerdo a su fuerza de ionización y comparándolos con los ácidos minerales, menciona si son fuertes o débiles. 2. Explica por qué algunos ácidos carboxílicos son solubles en agua y dí cuáles

son. 3. Investiga los usos de los principales ácidos carboxílicos. 4. Investiga las siguientes características del ácido Fórmico. a) Nombre científico. b) Punto de Fusión, de ebullición y densidad. c) Principales usos. d) La reacción de obtención en la industria. e) El lugar natural donde se encuentra.

QUÍMICA II

150

5. Investiga la siguiente información del ácido acético. a) Punto de Fusión, de ebullición y densidad. f) Principales usos. b) Qué otro nombre recibe. c) Cómo se produce industrialmente. d) ¿A qué se llama ácido glacial y por qué?. 6. Investiga la siguiente información para el ácido. Laurico, Míristico, Palmítico, y

Esteárico. a) Las fuentes naturales. b) ¿Para qué se utilizan?. ESTERES Los ésteres pueden considerarse como sales de los ácidos, ya que estos compuestos se originan al reemplazar el hidrógeno del grupo carboxilo por un grupo carbonado. Se caracterizan por tener el grupo funcional ( - C - O ) llamado carboxilato, su fórmula ll O

O // general es R – C – O – R’ donde R y R’ puede ser iguales o diferentes. El nombre de los ésteres proviene del nombre del ácido correspondiente, cambiando la terminación “ico” por “ato”, seguido del nombre del grupo alquilo. O // CH3 – CH2 – C \ O – CH3 Propanoato de metilo O // CH3 – CH2 – CH2 – C | \ CH3 O – CH2 – CH – CH2 – CH2 – CH3 | CH3 ( 3 – metil ) – butanoato de ( 2 – metil ) – pentilo

QUÍMICA II

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Ejemplos

FÓRMULA NOMBRE H – COO – CH3

Metanoato de metil

CH3 – CH2 - COO –CH - CH3

CH3

Propanoato de isopropil

CH3 CH3 - C - COO

CH3

2,2-dimetil propanoato de metilo

CH3 –(CH2)4 - COO – CH3

Hexanoato de metil

CH3 –(CH2)2COO -----

Butanoato de ciclopropil

Propiedades físicas

Los primeros términos son líquidos

Se caracterizan por poseer olores agradables a frutas

Los esteres de bajo número de carbonos son de ebullición menor que el alcohol o ácidos

Propiedades químicas 1. Por hidrólisis dan como resultado un ácido y un alcohol R – COOR + H2O R – COOH + ROH Ester Ácido alcohol 2. Reacción de saponificación R – COORI + NaOH R – COONa + ROH Ester Sosa Sal Alcohol

QUÍMICA II

152

Usos. Como disolventes, plastificantes de nitrocelulosa, disolventes de grasa, usos medicinales, en confiterías los aromáticos Sumergete en el tema y disfruta de la siguiente: ACTIVIDAD DE APRENDIZAJE

1.- Completa el siguiente cuadro

NOMBRE IUPAC

FÓRMULA

SABOR O AROMA

Metanoato de etilo

Ron

CH3 (CH2 )4 – COO-CH3

Plátano

Etanoato de etilo

Naranja

Butanoato de pentilo

Chabacano

2.- Realiza una investigación de los siguientes ésteres que son de importancia Industrial. a).- Nitroglicerina b).- Ésteres del ácido salicílico c).- Poliésteres 3.- Escribe la fórmula de los siguientes ésteres. a).- Formiato de metilo _____________________________ b).- Acetato de metilo ____________________________ c).- Propanoato de metilo _____________________________ d).- Butanoaoto de metilo _____________________________ e).- Acetato de etilo _____________________________ f).- Acetato de pentilo _____________________________

QUÍMICA II

153

4.- Escribe el nombre de los siguientes ésteres: O II a).- CH3 –C – O - CH2 – CH3 _____________________________ b).- CH3 – CH2 –CH2 -COO-CH3 _____________________________ c).- CH3 -CH2 - CH2 –CH2 -COO-CH3 _____________________________ e).- HCOO-CH3 _____________________________ f).- CH3 -COO-CH3 _____________________________ g).- CH3 – CH2 –CH2-COO-CH2-CH3 _____________________________ h).- CH3 -COO-CH-CH3

CH3 ____________________________

QUÍMICA II

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AMINAS Su fórmula general es R - NH2 Son compuestos orgánicos que son producto de la sustitución total o parcial de los H del amoniáco por radicales alquilos. NH3 R - N - R Amoniaco R Amina NH2 Amina primaria NH3 NH Amina secundaria N Amina terciaria NH Amina secundaria N Amina terciaria Nomenclatura: Para las aminas primarias se emplea la terminación amina anteponiendo el nombre del grupo alquilo R, en las secundarias y terciarias, cuando los grupos alquilo son iguales, se antepone el prefijo di,tri al nombre del alquilo.

Aminas primarias

Comp. De secundarias

Cadena abierta terciarias

Amidas hidróxidos

de amonio

COMPUESTOS

ORGANICOS

NITROGENADOS

Aminas aromáticos

o anillados

Comp. de Amidas

cadena cerrada

QUÍMICA II

155

Ejemplos: FORMULA NOMBRE CH3 -NH2

Metilamina (primaria)

C2H5 -NH - C2H5

Dietilamina (secundaria)

CH3

N - C2H5 CH3

Dimetil – etilamina (terciaria)

NH2 -

Fenilamina (primaria)

CH3 - NH - CH2 –CH3

Metil-etil amina (secundaria)

CH3 - N - CH2 –CH3

CH2 –CH2 – CH3

Metil-Etil-propilamina (terciaria)

NH2 -

ciclo propilamina (primaria)

- NH –

Fenil ciclo propilamina (secundaria)

CH3 NH2 –CH CH3

sopropil amina (primaria)

QUÍMICA II

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Propiedades físicas:

Las 3 primeras aminas son gaseosas

Los demás son líquidos

Son solubles en agua

Tienen olor a pescado

Los aromáticos son tóxicas Propiedades químicas 1. Reaccióna con un ácido CH3 - NH2 + HCl CH3 - NH - Cl + H2

Amina Ácido Sal 2. Reaccióna con el oxígeno y con un halogenuro de alchohílo CH3 – NH2 + CH3 - Cl + KOH CH 3 – NH – CH3 + KCl + H2O Amina Halogenuro Potasa Amina Sal Agua Usos. Como antirreumático, estabiliza el látex de hule, fabricación de nylon, en la fabricación de fertilizantes.

QUÍMICA II

157

AMIDAS

O II Su grupo funcional es R - C - NH2 donde se sustituye el OH de un ácido orgánico por un grupo NH2 las amidas pueden tener sustituidos los hidrógenos del grupo NH2 RI R – CO – N RII Nomenclatura. Para nombrarlas el radical unido al grupo CO se le agrega la terminación amida y los sustituyentes se nombran como radicales alquilicos FORMULA NOMBRE CH3 - CONH2

Etanoamido o acetamida

CONH2

Ciclobutanoamida

CONH2

Benzamida

CH3 –CONH-CH3

Metil etananoamida o metil acetamida

CONH

Ciclo pentilbenzamida

- CONH – CH2 – CH3

Etil ciclobutanoamida

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CH3 CH3 - CON CH2-CH3

Etilmetiletanoamida

Propiedades físicas

Sólo la formamida es líquida

Los demás a temperatura ambiente son sólidos cristalizados

Puntos de ebullición son altos

Los primeros términos son solubles en agua

Los términos de mayor peso molecular son insolubles en agua

Propiedades químicas

1. Hidrólisis a saponificación R – CO – NH2 + NaOH R – COONO + NH3 2. Deshidratación R – CO – NH2 R – C = N Usos. Como Fertilizante es un derivado es la urea, como materia prima para la fabricación de plásticos para producir ácidos cianhídricos. SALES ORGANICAS su grupo funcional es R—COO – M donde M = metal y el radical ( R-COO) trabaja con valencia -1 para nombrarlas se dice primero la raíz con la terminación oato y luego se nombra el metal de acuerdo a la valencia principal. CH3 –COONa Etanoato de sodio CH3-CH2-COOLi Propanoato de Litio

QUÍMICA II

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GLOSARIO

Halógeno.

Que engendra o forma sales.

Basicidad o alcalinidad.

Es la propiedad de un líquido en el que hay disueltos (OH)-1 en mayor cantidad que iones hidrógeno.

Tornasol.

Sustancia colorante que se extrae de ciertos líquidos.

Indicador.

Sustancia colorante que se usa para distinguir la acidez o basicidad.

Acidez.

Propiedad de un líquido en el que hay disuelto iones hidrógeno en mayor proporción que iones (OH)-1.

Neutralizar.

Proceso en el cual al combinarse un ácido y una base con igualdad de equivalencias de soluto, pierden sus propiedades.

pH.

Se llama así al número que determina la concentración de iones hidrógeno en una solución.

Electropositivo.-

Átomo que al perder electrones queda en forma de ión positivo.

Electronegativo. Átomos que ganan electrones y se transforman en iones

negativos. Descomponer una sustancia.

Es cuando se separan las partes que lo forman.

Síntesis.

Proceso químico mediante el cual se hacen reaccionar varios elementos o compuestos para obtener otro compuesto.

Elemento.

Átomos del mismo tipo y con las mismas características en sus cargas eléctricas.

Ión.

Átomo o grupo de átomos que tienen carga eléctrica positiva o negativa.

Reactivo.

Sustancia que en determinados cambios químicos se combina fácilmente.

Homogéneo.

Uniforme, parejo, igual, formado por cosas iguales.

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Fórmula estructural.

Fórmula que representa los enlaces entre sí de los átomos que constituyen la molécula.

Base débil.

La que tiene pocos iones hidróxido en solución.

Base fuerte.

La que tiene una gran cantidad de iones hidróxido en solución.

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161

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