introducciÓn - ctacachi · web view... 6,2 x 10-9m = 6,2..... ii) 3,0 x 10-1g = 3,0… ….…....

QUÍMICA

Que todo lo excitante del nuevo conocimiento,

Que todo lo importante de la investigación actual,

Que todo lo maravilloso de las nuevas ideas

Desarrolladas por la generación actual y aquellas que nos precedieron,

Nunca pierda valor ni significado real y,

Que la gente joven de hoy y mañana pueda apreciarlo y usarlo,

Para descubrir y construir un mundo mejor para el cual investiguen(1).

CAPITULO I

LA QUÍMICA Y SISTEMAS DE UNIDADES

CONTENIDO TEMÁTICO: La Química – Definición - Ramas - Importancia

El Método Científico

Sistema Internacional de Unidades (S.I) y Factores de Conversión

La Densidad – Su uso como factor de conversión

La Temperatura – Escalas de Temperatura.

La Pureza como factor de conversión.

OBJETIVOS ESPECÍFICOS:Al finalizar el estudio del presente capítulo, el estudiante estará en capacidad de:

1. Definir y conocer la importancia de la química.

2. Reconocer y diferenciar etapas del método científico.

3. Reconocer las unidades básicas y derivadas del S.I

4. Emplear los factores de conversión comunes en química.

5. Aplicar correctamente los conceptos de Densidad y % de Pureza como factores de conversión.

6. Reconocer las escalas de temperatura y realizar conversiones entre ellas

Tal vez todos en algún momento de nuestras vidas nos hemos hecho la pregunta, ¿porqué estudiar

química?, y cada uno de nosotros hemos tenido una respuesta distinta. Quienes la estudiamos diríamos que

es la ciencia fundamental para entender la biología, la geología, la medicina, la ciencia de los materiales,

muchas ramas de la ingeniería, etc. además, la química desempeña un papel fundamental en nuestra

economía, pues las sustancias químicas afectan nuestra vida diaria de diversas maneras. La necesidad de

dar respuesta a las transformaciones que sufre la materia y los cambios que en ella ocurren motiva al

hombre hacia el conocimiento de esta nueva ciencia que hoy por hoy nos da muchas explicaciones de los

fenómenos químicos que se producen en el mundo en que vivimos y que su desarrollo tecnológico nos

brinda una mejor calidad de vida.

DEFINICIÓN:

(1) Química – centro Preuniversitario UNMSM - 1999

5

QUÍMICA

La química es la ciencia que estudia la materia, sus propiedades físicas y químicas, los cambios y

transformaciones que experimenta y las variaciones de energía que acompañan a dichas transformaciones.

LA AMERICAN CHEMICAL SOCIETY, la define como: “ciencia que estudia la composición, estructura y

propiedades de la sustancia, así como las transformaciones de la materia”. Tiene un campo de acción que

abarca todos los aspectos de la vida. Sirve de fundamento a las ciencias de la vida.

RAMAS DE LA QUÍMICA:Por su gran amplitud y desarrollo, la química se divide en:

a. Química General:Estudia los fundamentos básicos comunes a todas las ramas de la ciencia química.

b. Química Descriptiva:Estudia las propiedades específicas y la obtención de cada sustancia pura en forma particular. Se

subdivide en:

b.1 Química Inorgánica:Estudia todas las sustancias del reino mineral o inanimado.

b.2 Química Orgánica:Estudia todas las sustancias que contiene carbono (con excepción del CO, CO2, carbonatos, etc).

c. Química Analítica:Estudia las técnicas para identificar, separar y cuantificar los elementos presentes en una muestra de

materia. Se subdivide en:

c.1 Q.A. Cualitativa:Estudia las técnicas para identificar las sustancias químicas (elementos y/o compuestos) que están

presentes en una muestra de materia.

c.2 Q.A. Cuantitativa:Estudia las técnicas para cuantificar la cantidad de sustancia (elemento y/o compuesto que están

presentes en una muestra de materia.

d. Físico Química:Estudia las leyes generales que rigen el comportamiento de toda materia a partir de los principios físicos

y químicos

e. Química Aplicada:Conjunto de ciencias especializadas que basan su desarrollo en la química, tenemos: bioquímica,

petroquímica, química de los alimentos, farmoquímica, geoquímica, química nuclear, etc.

EL METODO CIENTÍFICO:Es un conjunto de “pasos” que tenemos que dar cuando realizamos una investigación a partir de un hecho

que nos llama la atención, estos pasos son:

1. Observación de un fenómeno.

6

QUÍMICA

2. Búsqueda de información acerca del fenómeno observado o algo que tenga relación con lo que

vamos a investigar.

3. Plantear una hipótesis que consiste en una explicación o predicción tentativa a partir de las

observaciones y estudios iniciales.

4. Experimentación, conjunto de experimentos que se realizan para confirmar la hipótesis planteada.

5. Teoría, si los resultados de la etapa de experimentación son congruentes con la hipótesis

planteada; entonces, la hipótesis se convierte en una teoría, que es un principio unificador que explica

un conjunto de hechos y las leyes que se basan en ellos. La teoría inclusive puede sugerir nuevas

hipótesis.

6. Ley es un conjunto general de reglas, expresiones verbales, matemáticas concisas de una relación

que siempre se da en las mismas condiciones.

IMPORTANCIA DEL ESTUDIO DE LA QUÍMICA:Casi todos los días leemos afirmaciones como: se puede crear una vacuna contra el SIDA, sí trabajaramos

con mayor rapidez; debemos eliminar el asbesto de todos los edificios públicos; el cloro y los productos

hechos con él deberían prohibirse; comer alimentos ricos en Selenio evita el cáncer, hay que prohibir los

plaguicidas y herbicidas, etc. la lista es interminable, teniendo muchos de estos temas relación con la

química. El desarrollo de muchos campos de la actividad humana como la agricultura, medicina, metalurgia,

alimentación, el medio ambiente, etc, son áreas que deben su desarrollo a la química de allí la importancia

del estudio de esta ciencia básica.

SISTEMA INTERNACIONAL DE UNIDADES (SI):El Sistema Internacional de Unidades, es una extensión del Sistema Métrico, fue adoptado por la 11ª

Conferencia General de Pesos y Medidas en 1960. El SI se construye a partir de 7 Unidades Básicas, cada

una de las cuales representa una cantidad física determinada, estas son:

Magnitud Física Dimensión Unidad Básica Símbolo dela unidad

Longitud

Masa

Tiempo

Temperatura

Cantidad de Sustancia

Corriente Eléctrica

Intensidad Luminosa

L

M

T

n

I

Iv

Metro

Kilogramo

Segundo

Kelvin

Mol

Ampere

Candela

m

kg

s

K

mol

A

cd

Las cinco primeras unidades son especialmente útiles en química.

Las fracciones y múltiplos decimales de las unidades métricas y del SI se designan empleando un conjunto

de prefijos.

Los prefijos tienen por finalidad expresar de manera más sencilla magnitudes muy grandes o muy

pequeñas. Para expresar una determinada magnitud, se realiza de la siguiente manera:

7

QUÍMICA

Los prefijos se añaden a las unidades básicas para dar unidades de magnitud congruente con lo que se

esta midiendo. Estos son:

MULTIPLOS

Prefijo Símbolo Factor

SUBMULTIPLOS

Prefijo Símbolo Factor

YOTTA

ZETTA

EXA

PETA

TERA

GIGA

MEGA

KILO

HECTO

DECA

Y

Z

E

P

T

G

M

k

h

da

1024

1021

1018

1015

1012

109

106

103

102

101

YOCTO

ZEPTO

ATTO

FEMTO

PICO

NANO

MICRO

MILI

CENTI

DECI

y

z

a

f

p

n

m

c

d

10-24

10-21

10-18

10-15

10-12

10-9

10-6

10-3

10-2

10-1

Unidad Base ? 100 Unidad Base ? 100

Ejemplo:

1. ¿Cuántos gramos hay en un kilogramo?

El prefijo kilo, indica que la unidad base (gramos) se multiplica por 103.

1 Kilogramo = 1 x 103 gramos

2. ¿Cuántos gramos hay en un centigramo?

El prefijo centi indica que la unidad de base (gramos) se multiplica por el factor 10-2.

1 centigramo = 1 x 10-2 gramos

Ejercicios:

1. ¿Cuántos gigalitros y nanolitros hay en 100 litros?

2. ¿Cuántos megametros y micrometros hay en 0,03 metros?

En el SI, todas las cantidades físicas se representan con combinaciones apropiadas de las unidades base

nombradas. El resultado es una unidad derivada para cada tipo de cantidad medida. Algunas unidades

derivadas de uso frecuente en química son:

N = Newton = Kg.m/s2 Pa= Pascal

Cant. Fisica Símbolo DefiniciónVolumen

Densidad

Presión

Concentración

V

D

P

C

m3

kg/m3

N/m2 = Pa

mol/m3

Cant. Física Símbolo Definición

Volumen

Densidad

Presión

Concentración

V

D

Pa (Pascal)

C

m3

kg/m3

N/m2

mol/m3

8

(Cant. Numérica) (Prefijo) (Unidad)

QUÍMICA

UNIDADES DE MEDICIÓN COMUNES:1. Longitud:

1m = 3,281 pies = 39,37 pulg= 1,094 yardas

1 pie = 30,48 cm = 12 pulg

1 pulg = 2,54 cm

1 yd = 3 pie = 0,9144 m

1 m = 10 dm = 102 cm = 103 mm

1 = 10-8 cm

1 milla = 1609 m

2. Masa y Peso:1 Kg = 103 g = 2,205 libras

1 lb = 16 onz = 453,6 g

1 onz = 28,35 g

1 TM = 103 Kg = 2205 lb

1 gramo = 6,022 x 1023 unidades de masa atómica.

1 unidad de masa atómica = 1,6605 x 10-24 gramos

3. Volumen y Capacidad:1 m3 = 103 dm3 = 106 cm3

1 L = 1 dm3 = 103 cm3 = 103 mL

1 mL = 1cm3

1 galón USA = 3,785 L

1 galón inglés = 4,545 L

4. Presión:1 atm = 760 mmHg = 760 Torr = 14,7 lb/pulg2 (psi)

1 atm = 1,013 bar = 1,013 x 105 Pa

1 bar = 105 Pa = 0,98692 atm = 750 mmHg = 14,5 psi

5. Energía:1 Joule = 1 Kg.m2/s2 = 107 ergios

1 caloría termoquímica = 4,184 joules = 4,184 x 107 ergios

1 BTU = 252 cal = 1055 joule = 1,055 x 1010 ergios

Para resolver problemas de conversión de unidades, modernamente se recomienda aplicar el método de

factores de conversión, que consiste en relacionar la equivalencia entre unidad de conversión y lo que se

desea.

9

QUÍMICA

Ejemplos:

1. ¿Cuántas onz. hay en 15 toneladas?

15 TM x x = 5,292 x 105 onz

2. ¿Cuántos m3 hay en 7,481 galones?

7,481 galones USA x x x = 2,83 x 10-2 m3

Ejercicios:

1. Si el radio atómico del Cloro es 0,99 , ¿Cuál es el diámetro en megametros y nanometros?.

2. ¿Cuántos attosegundos hay en 10 kilosegundos?

DENSIDAD:Es la concentración de masa de una sustancia por unidad de volumen. Matemáticamente se calcula

mediante:

Se expresa en g/cm3 ó g/mL para sólidos y líquidos; y para gases en g/L.

Como es característica de cada sustancia a una determinada temperatura, se puede usar para determinar la

pureza. Además, es un factor de conversión que nos permite convertir:

ó

DENSIDAD RELATIVA:Es la densidad de una sustancia (x) dividida entre la densidad de otra(A) considerada como referencia. No

tiene unidades (es adimensional).

Cuando “A” es el agua para sólidos y líquidos o aire para gases, se denomina gravedad específica (G.E).

Ejemplos:

1. ¿Cuál es la densidad de una pieza metálica de 80g, si al ser introducida en una probeta con agua

desplaza un volumen de 20 mL?

D = = = 4g/mL

2. ¿Cuál es la G.E. del CO2 a 20°C si su densidad es 1,96 g/L?

10

D =

DR = G.E =

DH2O = 1g/cm3 (4°C) Daire = 1,293 g/L (20°C)

Masa a Volumen Volumen a Masa

QUÍMICA

G.E = = = 1,52.

Ejercicios:

1. Calcular la densidad de un trozo de metal que mide 2,0 cm x 10 dm x 15 mm, que tiene 3,0 Kg de

masa.

2. ¿Cuál es la gravedad específica del oxígeno a 20°C si su densidad a dicha temperatura es 1,43

g/L?

TEMPERATURA:Es una magnitud arbitraria que nos mide el valor promedio del movimiento de las partículas que componen

la materia. Nos indica la dirección del flujo de calor. Para su cuantificación se conocen 4 escalas, estas son:

Para convertir temperaturas entre las 4 escalas se aplica:

Para variaciones de temperatura entre las mismas se aplica:

Ejemplos:

1. ¿A cuántos grados centígrados equivalen 0°F?

2. ¿A cuántos °F corresponde una variación de 80K?

PORCENTAJE DE PUREZA:Generalmente las sustancias en la naturaleza nunca se encuentran puras, sino combinadas con otras, de

ahí que siempre se utilice el porcentaje de pureza para saber que cantidad de sustancia hay en una mezcla

de sustancias impuras. Por ejemplo, si nos dicen que el porcentaje de NaCl contenido en una salmuera es

de 90%; quiere decir, que en cada 100g de sustancia impura hay 90g de sustancia pura (NaCl).

11

°C °F K R

Relativas Absolutas

100 212 373 672

0 32 273 492

-273 -460 0 0

Pto. Ebullición H2O

Pto. Congelación H2O

Cero absoluto (no hay movimiento molecular)

t: 1°C = 1,8°F = 1K = 1,8R

QUÍMICA

Ejercicio:

¿Cuántos gramos de Cobre hay en una muestra mineral que contiene 2% del mineral por tonelada métrica?

12

QUÍMICA

EJERCICIOS DE AFIANZAMIENTO:Decir si son verdaderos (V) o falsos (F) las siguientes proposiciones:

( ) La química estudia la composición de los planetas.

( ) Cuando decimos que el agua contiene Hidrógeno y Oxígeno, hemos realizado un análisis cuantitativo.

( ) La teoría tiene rigor científico superior a la hipótesis.

( ) El Kelvin es la unidad básica de temperatura en el SI.

( ) Giga es a 109 como nano es a 10-9.

( ) La atmósfera es la unidad de presión en el SI.

( ) 2,54cm = 1 pulg y 1 = 10-10 m.

( ) 1 m3 = 1L

( ) 1 Joule = kg.m2/s2.

( ) Mediante la densidad podemos saber si una sustancia es pura.

( ) Sólo en el agua se cumple 1g = 1 mL

( ) La G.E. de los gases se halla frente al Oxígeno.

( ) 50°C = 90°F

( ) Kelvin y Rankine son escalas de temperatura absoluta.

( ) La variación de °F es igual en °R.

( ) En una sustancia al 66% hay 66g de sustancia pura por cada 100 de sustancia impura.

AUTOEVALUACIÓN I:1. El estudio de los minerales forma parte de la.........., en tanto que la composición de los compuestos

del Carbono está determinado por la....

a) Fisicoquímica – Química Orgánica

b) Química Inorgánica – Química Orgánica

c) Química Inorgánica – Química Analítica.

d) Química Inorgánica – Fisicoquímica

e) Fisicoquímica – Bioquímica

2. De los siguientes pasos involucrados en el Método Científico

I. Hipótesis II. Teoría

III. Experimentación IV. Observación

La secuencia a seguir es:

a) I, II, III, I b) IV, III, II, I c) IV, I, II, III d) IV, II, III, I e) IV, I, III, II

3. La expresión: “La hoja del árbol, cae hacia el suelo porque hay una fuerza de atracción entre ella y

la tierra”, corresponde a una etapa del Método Científico denominada:

a) Ley b) Hipótesis c) Observación d) Teoría e) Experimentación.

4. De las siguientes magnitudes:

a) Tiempo b) Intensidad de corriente c) Fuerza

d) Masa e) Cantidad de sustancia f) presión

Las que corresponden a las básicas del SI son:

a) c,f b) a, b, c c) a, b, d, e d) a, b, d e) a, b, c, d

13

QUÍMICA

5. Los símbolos de las unidades SI para las magnitudes fundamentales: tiempo, masa, longitud y

temperatura, respectivamente son:

a) h, g, Km, °C b) s, g, m, °C c) s, g, m, k

d) h, Kg, Km, °C e) s, Kg, m, k

6. Establecer la correspondencia entre prefijo y factor

a) mili 106 ( ) b) kilo 10-2 ( )

c) Mega 10-6 ( ) d) Centi103 ( )

e) Micro 10-3 ( )

a) c, d, e, b, a b) c, d, e, a, b c) a, b, d, e, c

d) a, b, d, c, e e) a, b, c, d, e

7. Complete con unidades los espacios en blanco

I) 6,2 x 10-9m = 6,2............ II) 3,0 x 10-1g = 3,0…….….

III) 7,8 x 109 s = 7,8 ………

a) m, dg, Ms b) m, kg, Ms c) nm, dg, Gs

d) nm, kg, Gs e) pm, dg, Gs

8. El radio atómico de un átomo de plata es 1,44 . Su diámetro, expresado en unidad básica SI es:

a) 1,44x10-8 b) 2,88x10-6 c) 1,44x10-10 d) 2,88x10-8 e) 2,88x10-10

9. La medición de la masa de 3 tubos de ensayo fueron expresados de la siguiente forma:

a) 6,45x1012pg b) 2,48x1010ng c) 1,23x10-2kg

Ordénelos de mayor a menor masa.

a) a, b, c b) c, b, a c) a, c, b d) b, d, a e) b, c, a

10. La unidad SI de la fuerza es el Newton. Su equivalencia en unidades básicas Si es:

a) kg m s-1 b) kg m s-2 c) g m s-2 d) kg m s 2 e) g cm s-2

11. Un tanque contiene un volumen de agua de 1,5 x 103 L. Exprese dicho volumen en unidades del SI

a) 1,5x106 b) 1,5x100 c) 1,5x10-3 d) 1,5x102 e) 1,5x101

12. El área superficial y la profundidad promedio del Océano pacífico son de 1,8x108Km2 y 3,9x103m

respectivamente. Calcule el volumen de agua en L

a) 7,0x1020 b) 7,0x10-20 c) 7,0x10-10 d) 7,0 x 1014 e) 7,0 x 1017

13. Una persona recorre una milla en 20 minutos. Exprese la velocidad en Km/h.

a) 4,827 b) 8,427 c) 4,500 d) 6,490 e) 4,800

14. Cuando se enciende un foco eléctrico que contiene Argón, el gas alcanza la temperatura de 85°C y

una presión aproximada de 1,5 atm. Exprese la presión en Pa y mmHg respectivamente.

a) 1,14 x 103 ; 1,52 x 105 b) 1,52 x 105 ; 1,14 x 103

c) 1,14 x 105 ; 1,52 x 103 d) 1,14 x 103 ; 1,52 x 10-5

e) 1,14 x 10-3 ; 1,52 x 105

15. La temperatura corporal de una persona fue de 38°C. Exprese dicha temperatura en °F y K

respectivamente:

14

QUÍMICA

a) 90,4; 311,0 b) 100,4; 311,0 c) 70,0; 235,0

d) 311,0 ; 100,4 e) 104,0 ; 311,4

16. Una muestra de carbón es calentada desde 25°C hasta 125°C. ¿A cuánto equivale el incremento de

temperatura en °F?

a) 100 b) 180 c) 108 d) 150 e) 190

17. Una muestra de plata metálica que pesa 105g se introduce en una probeta que contienen 252 mL

de agua. La lectura de la probeta es ahora de 262 mL. Calcule la densidad de la plata con estos datos.

a) 10,0 b) 18,0 c) 10,8 d) 10,5 e) 11,0

18. El Osmio (Os), es el elemento más denso que se conoce. Calcular la masa en lb de un cubo de

Osmio de 2 dm de arista, cuya densidad es de 22,7 g/cm3.

a) 4,0x102 b) 4,0x10-2 c) 4,0x10-1 d) 4,0x103 e) 4,0x104

19. El fármaco anticáncer cisplatino contiene 65.0% de platino. Si tenemos 1,53 g del compuesto,

¿cuántas libras de platino contiene la muestra?

a) 3,2x103 b) 2,2x10-3 c) 1,5x103 d) 2,8x10-3 e) 3,8x10-3

20. Las baterías de los automóviles se llenan con ácido sulfúrico. ¿Qué masa (en gramos) de ácido

puro contienen 500 mL de la solución ácida de una batería si la densidad de la solución 1,285 g/cm 3 y

tiene un 38,00% de ácido?

a) 4,24x102 b) 1,69x102 c) 3,89x102 d) 2,89x102 e) 2,44x102

AUTOEVALUACIÓN II:1. Indique la secuencia correcta:

( ) La química es una ciencia que se basa en la observación y

experimentación

( ) La química orgánica estudia las sustancias obtenidas de los seres

vivos

( ) El análisis cualitativo indica que la fórmula de la sacarosa es

C12H22O11

( ) El agua es estudiada por la química inorgánica

( ) La teoría tiene un rigor científico superior a la hipótesis.

a) VVFVF b) VFFVV c) VVFVV d) FVVFV e) VVFFV

2. Si M = 15 y M = N ; el valor de N es:

a) 303 b) 330 c) 253 d) 325 e) 150

3. Si , calcular R en

a) 10,7 b) 7,01 c) 13,5 d) 0,082 e) 6,90

15

QUÍMICA

4. El acero tiene una conductividad de 0,03348 calcular dicha conductividad en

a) 8,35 b) 3,34 c) 20,8 d) 15,1 e) 16,2

5. Según el S.I, cuántos átomos existen en 100 petamoles de átomos

a) 6x1023 b) 6x10-40 c) 6x10-35 d) 6x1040 e) 6x1035

6. En una mezcla formada por 2 líquidos A y B, la masa de A es el doble de la masa de B, calcular la

densidad de la mezcla en g/cm3; si las gravedades específicas de A y B son 2 y 6 respectivamente.

a) 2,58 b) 3,50 c) 4,00 d) 4,58 e) 5,11

7. En una mezcla formada por volúmenes iguales de los líquidos A, B y agua, la densidad es 4 g/cm3.

Calcular la suma de G.E de los líquidos A y B.

a) 8 b) 10 c) 11 d) 7 e) 13

8. Entre dos escalas de temperatura se cumple que: 150°A = 100°B y 0°A = 10°B. ¿A qué temperatura

coinciden ambas escalas?

a) 30 b) 25 c) 20 d) 40 e) 55

9. La suma de temperaturas en °C de 2 sustancias A y B es 280, y la diferencia en °F es 180. La

temperatura de A en °C es:

a) 230 b) 300 c) 160 d) 190 e) 250

10. Cuántos gramos de ácido puro se tiene en 400mL de una solución al 40% cuya densidad es 1,25g/cm3

a) 150 b) 160 c) 170 d) 180 e) 200

16

QUÍMICA

CAPITULO II

MATERIA Y ENERGIA

CONTENIDO TEMÁTICO: Materia – Definición

Propiedades de la materia

Estados de la materia

Cambios que sufre la materia.

División de la materia

Sistemas – Definición y clasificación

Clasificación de la materia – Mezclas y sustancias puras.

Métodos de separación de mezclas.

Energía – Definición

Ley de conservación Materia-Energía

Clases de energía

Calor – calor específico y capacidad calorífica.

OBJETIVOS ESPECÍFICOS:Al finalizar el estudio del presente capítulo el estudiante estará en capacidad de:

1. Definir la materia y reconocerla por sus propiedades particulares.

2. Conocer y diferenciar los estados de la materia.

3. Clasificar grupos de materia

4. Definir y clasificar los sistemas materiales.

5. Diferenciar los tipos de energía.

Si damos una mirada al Universo en que vivimos, encontramos que hay cientos de miles de sustancias

entre nosotros. El aire que respiramos, los alimentos que consumimos, las plantas, sus flores y sus frutos, el

firmamento y sus estrellas; etc, muchos de ellos nos impresionan y causan curiosidad, de ahí que desde los

antiguos alquimistas hasta los investigadores de la química moderna han dedicado y dedican años de

trabajo al estudio de la materia de la que están formados; sus propiedades, composición y transformaciones

que sufre esta materia y los cambios de energía que en ellos se producen, serán el tema del presente

capítulo.

MATERIA:

17

QUÍMICA

Es toda realidad objetiva que tiene masa, ocupa un lugar en el espacio e impresiona a nuestros sentidos.

Por ejemplo, el agua, el aire, las frutas, la tinta, madera, etc.

PROPIEDADES DE LA MATERIA:

A. Por su Naturaleza:Son aquellas que nos proporcionan información de la forma como una sustancia se comporta o distingue

de las demás, pero que no nos sirven para identificar que clase de materia es. Pueden ser:

1. Generales:Comunes a todo tipo de materia, estas son: extensión, inercia, indestructibilidad, divisibilidad,

dilatación, porosidad (discontinuidad), impenetrabilidad, ponderabilidad (peso), atracción, color, olor,

sabor.

2. Específicas:Comunes a determinado conjunto de sustancia, tenemos: para sólidos (dureza, maleabilidad,

ductibilidad, tenacidad, elasticidad) y para fluidos (gases y líquidos) estas son: (tensión superficial,

viscosidad, compresibilidad, expansibilidad).

B. Propiedades Particulares:Aquellas que dependen de cada tipo de sustancia y que sirven para diferenciarlas unas de otras, estas

son:

1. Físicas:Aquellas que pueden medirse sin alterar la estructura o composición de la materia, tenemos:

temperatura, punto fusión, punto ebullición, densidad, color, índice de refracción, solubilidad, etc

2. Químicas:Son aquellas que describen el comportamiento de una sustancia en las reacciones químicas. Así

tenemos: que ha la interperie el Hierro se oxida, mientras el oro no; el oxígeno es comburente, el

nitrógeno no, etc. dentro de este grupo tenemos: corrosión, acidez, inflamabilidad, combustibilidad,

electronegatividad, poder reductor, etc.

Ejercicio:

Indicar que propiedades son físicas y cuáles químicas: afinidad electrónica, tensión superficial, viscosidad,

pH, coeficiente de dilatación, poder oxidante.

C. Por la cantidad de masa:

1. Extensivas:Aquellas que dependen de la cantidad de masa. Tenemos: volumen, inercia, impenetrabilidad,

tenacidad, calor ganado o perdido, etc.

2. Intensivas:

18

QUÍMICA

Aquellas que no dependen de la cantidad de masa. Tenemos: temperatura, densidad, color, acidez,

dureza, etc.

Ejercicio:

Clasificar las siguientes propiedades como intensivas o extensivas: sabor, solubilidad, electronegatividad,

atracción, porosidad.

ESTADOS DE AGREGACIÓN DE LA MATERIA:

En el universo la materia se encuentra en cuatro estados. Los que pueden interactuar entre ellos. Sus

principales características son:

Sólido:Las fuerzas de cohesión son mayores que las de repulsión, tienen forma y volumen definido. Ejemplo:

madera, hielo, ladrillo, alambre, etc.

Líquido:Las fuerzas de cohesión y repulsión son parecidas, tienen volumen definido y toman la forma del

recipiente que los contiene. Ejemplo: agua, aceite, alcohol, etc.

Gaseoso:Las fuerzas de repulsión son mayores que las de cohesión, no tienen forma ni volumen definido,

ocupando todo el volumen del recipiente que los contiene. Ejemplo: aire, propano, oxígeno, etc.

Plasmático:Se halla a elevadas temperaturas (mayores a 10 millones de grados Kelvin); es el más abundante del

universo, se encuentra en las estrellas como el sol, núcleo de los cometas, etc.

Los cambios de estado que sufre la materia y el correspondiente nombre de cada uno son:

CAMBIOS DE LA MATERIA:

19

Fusión Solidificación

Vaporización Licuación o Condensación

Ionización

Sólido

Líquido

Gaseoso

Plasmático

subl

imac

ión

Deposición

Proceso endotérm

ico con

Absorción de calor

Pro

ceso

exo

térm

ico

con

Des

pren

dim

ient

o de

cal

or

QUÍMICA

a. Físicos:Son aquellos que ocurren sin que se produzca alteración en la composición química de la materia. Se

cambia la forma, el tamaño, el estado de agregación, el estado de movimiento. Ejemplo: cambios de

estado, doblar un alambre, disolver azúcar en agua, etc.

b. Químicos:Son aquellos en los que se altera la composición química de la materia. Ejemplo: oxidación de un clavo,

digestión de los alimentos, fermentaciones, fotosíntesis, quemar un papel, etc.

c. Nucleares:Aquellos en los cuales se modifica la constitución del núcleo de los átomos. En ellos hay un gran

desprendimiento de energía y pérdida lenta de masa. Ejemplo: fusión y fisión nuclear.

Ejercicio:

Describa los cambios físicos y químicos implícitos en la siguiente afirmación: El gas propano arde, y el calor

de la combustión se usa para cocinar un huevo y hervir agua.

ALOTROPIA:Propiedad de ciertos elementos de hallarse en un mismo estado físico en 2 ó más formas distintas. Ejemplo:

O2 – O3 (Oxígeno – Ozono); S4 – S8 (Azufre rombico y monoclínico); P4 – P12 (Fósforo blanco y rojo)

GRADO DE DIVISIÓN DE LA MATERIA:El concepto de partícula es amplio y lo usamos mucho en química, abarca desde una pequeña porción de

materia hasta la más infima porción concebible de un material. Por lo tanto son partículas, las moléculas, los

átomos, los protones, neutrones, electrones, fotones, etc.

La materia se puede dividir en:

Materia Cuerpo Partícula Molécula Átomo Partículas Sub atómicas

Hasta el grado de molécula la materia conserva sus propiedades características y se puede llegar a ella

mediante medios mecánicos y físicos. Para obtener átomos tenemos que usar medios químicos.

SISTEMA:Es una porción limitada de materia que tiene fronteras y que se aisla para su estudio. Pueden ser:

a. Abiertos:Cuando hay transferencia de masa y energía entre el sistema y el medio ambiente. En estos hay que

limitar el sistema a lo que tenemos en estudio.

b. Cerrados:Cuando no hay transferencia de masa pero si de energía con el medio ambiente.

c. Aislados:Cuando no hay transferencia de masa y energía con el medio ambiente.

20

QUÍMICA

Los sistemas se clasifican en:

a. Homogéneos:Aquellos en donde todos los puntos de su masa presentan las mismas propiedades físicas y químicas.

Ejemplo: solución de NaCl, agua pura, aire, etc.

b. Heterogéneos:Aquellos que están formados por dos ó más fases que pueden estar en un mismo o diversos estados de

agregación. Ejemplo: agua con aceite, granito con arena, etc.

FASE:Es cada una de las partes homogéneas que forman un sistema material. Por el número de fases los

sistemas pueden ser: monofásicos, difásicos, trifásicos, etc.

COMPONENTE:Es cada una de las sustancias (simples o compuestas) que están presentes en un sistema.

Ejemplos:

1. En un vaso a medio llenar se tiene agua y aceite ¿cuántas fases y componentes hay?

2. En un recipiente cerrado se tiene agua, alcohol, hielo y aceite hasta sus ¾ partes, ¿cuántas fases y

componentes hay?

Ejercicios:

1. En un vaso con agua se tiene hielo y 2 piedras pequeñas, ¿el número de fases y componentes es?

2. En un recipiente cerrado se tiene alcohol, 3 trozos de hielo y aceite de oliva hasta la mitad del

recipiente. ¿Cuántas fases y componentes tiene?

CLASIFICACIÓN DE LA MATERIA:

21

Aceite

H2O

2 fases ySe tiene:

2 componentes

Aceite

Agua y alcohol

Vapores de agua, alcohol y aceite

Hielo 4 fases y

Se tiene: 3 componentes

QUÍMICA

MEZCLA:Sistema formado por dos ó más sustancias en cantidades variables, donde cada componente conserva sus

propiedades. No tienen fórmula y pueden ser:

a. Homogéneas:Cuando las sustancias que la constituyen forman una sola fase. Ejemplo: agua azucarada, bronce,

gasolina, vinagre, oro de 18 kilates, etc.

b. Heterogéneas:Aquellos sistemas que presentan dos ó más fases. Ejemplo: agua-hielo, aceite-agua, arena-cemento, etc.

pueden ser:

Agregados: como ensalada de frutas

Suspensiónes: como néctar de frutas

Coloides: como la mayonesa.

Ejercicio:

Clasifique las siguientes mezclas como homogéneas o heterogéneas: sal disuelta en agua; arena; cemento;

una moneda de 20 céntimos; neblina, leche fresca; esmalte de uñas; ketchup.

SUSTANCIAS PURAS:Toda sustancia homogénea con características físicas y químicas propias. Pueden ser:

a. Elementos:Sustancias simples formadas por un solo tipo de átomos no pueden ser separados en otras más

simples. Estos son los 109 elementos químicos oficialmente reconocidos. A las moléculas formadas por

átomos iguales como el H2, O2, N2, P4, etc se les llama sustancias elementales.

b. Compuestos:

22

Métodos

Físicos Sustancias PurasMezclas

MATERIA

Átomos diferentes

Átomos iguales

MétodosQuímicos

Soluciones

M.F HomogéneasHeterogéneas Compuestos Elementos

Molécula Átomo

QUÍMICA

Sustancias formadas por átomos de elementos diferentes, se pueden separar por procesos químicos.

Se les representa mediante fórmulas. Ejemplo: agua (H2O); alcohol etílico (C2H5OH), ácido sulfúrico

(H2SO4); etc.

Ejercicio:

Clasifique las siguientes sustancias como elementos o compuestos: metanol, plutonio, oro, amoníaco,

argón, cobalto, cloruro de sodio.

MÉTODOS DE SEPARACIÓN DE MEZCLAS:1. Filtración:

Nos permite separa sólidos insolubles de un líquido. Ejemplo: arena de agua.

2. Decantación:Nos permite separa líquidos inmiscibles como agua con aceite o sólidos muy finos de líquidos

aprovechando su diferencia de densidad como en el agua turbia; a esta también se le llama

sedimentación.

3. Cristalización:Nos permite separa un sólido soluble de un líquido como la sal del agua, se puede acelerar calentando

la solución o colocándola en un depósito de gran área.

4. Destilación:Se utiliza para separa líquidos miscibles, aprovechando su diferente temperatura de ebullición. Pueden

ser: simple (separación de 2 líquidos, como agua y alcohol etílico) y fraccionada (separación de tres o

más componentes, como el petróleo).

5. Tamizado:Técnica que nos permite separar sólidos de diferente diámetro, como el usado en las canteras para

separar piedras grandes, piedra mediana, confitillo, arena gruesa y arena fina.

6. Centrifugación:Se utiliza para separar sólidos suspendidos en un líquido mediante la aplicación de una fuerza

centrífuga.

7. Licuación:Técnica usada para separar mezclas gaseosas, como nitrógeno del oxígeno.

Entre otras técnicas tenemos: fusión, precipitación, levigación y cromatografía.

Ejercicio:

Que técnicas emplearía para separar: agua y kerosene; azúcar de agua; mercurio del oro; argón e

hidrógeno; limaduras de hierro de arena;

ENERGÍA:Es la capacidad que tiene la materia para efectuar trabajo o transferir calor.

LEY DE CONSERVACIÓN MATERIA - ENERGÍA:

23

QUÍMICA

Fue enunciada por Albert Einstein, dice: “la materia y la energía no se crean ni se destruyen, sólo se

transforman”. Dicha interconversión se expresa mediante la ecuación:

Donde: E = Energía, en joule

m = Masa, en kilogramos

v = velocidad de la luz = 3 x 108 m/s

Ejemplo:

Cuál es la cantidad de energía, en joule, que se obtiene al desintegrase 2 gramos de Hidrógeno.

E = ( 2g x ) ( 3 x 108 ) 2 = 6 x 1015 Joule

Ejercicio:

Qué masa en gramos de una sustancia radiactiva se desintegra cuando se libero 9 x 1010 joule.

CLASES DE ENERGÍA:1. Cinética:

Es aquella que posee la materia debido a su estado de movimiento. Se expresa mediante:

Donde: m = Masa del cuerpo

v = Velocidad del cuerpo

2. Potencial:Es aquella que posee la materia por la posición (altura) en la que se encuentra. Se calcula mediante:

Donde: g: Aceleración de la gravedad

h: altura

Cuando un cuerpo está en movimiento, está sujeto a los dos tipo de energía; luego, su energía total

estará dada por la expresión:

Otras formas de energía son: radiante, nuclear, química, luminosa, eléctrica, eolica, sonora, hidráulica,

etc.

CALOR:

24

E = mv2

E = mv2

E = mgh

E = Ec + Ep

QUÍMICA

Es una forma de energía, se mide frecuentemente en calorías. En el S.I la unidad de medida es el joule.

CALOR ESPECIFICO (c.e):Es la cantidad de calor necesario para elevar la temperatura de un gramo de sustancia en un grado

centígrado (o grado Kelvin) sin cambio de fase.

ó

El c.e de una sustancia difiere del estado (sólido, líquido o gaseoso) en que se encuentre.

Ejemplo:

c.e; H2O (Hielo) = 2,09 ; H2O ( ) = 4,18 ; H2O(x) = 2,03

CAPACIDAD CALORÍFICA (C):Es la cantidad de calor necesaria para elevar la temperatura de una masa de sustancia en 1°C. Esto es:

ó

Conocido el calor específico de una sustancia, se puede determinar la energía liberada o absorbida,

aplicando:

Además, en todo sistema en el que se tiene varios objetos, cuando se llega al equilibrio térmico se cumple:

Ejemplos:

1. Qué cantidad de calor en joule se necesita para elevar la temperatura de 250g de plata (c.e. = 0,056

cal/°C) de 25°C a 50°C

Q = (250g) (0,056 x ) (50 – 25) °C = 1464,4 joule

2. Se introduce un trozo de 100 g de Hierro (ce= 0.106 cal/g°C) a 80°C en un recipiente que contiene

250mL de agua a 20°C ¿Cuál es la temperatura final del sistema?

Q perdido(Hierro) = Q ganado(agua)

100g x (0,106 ) (80 – Tf) = 250g (1 ) (Tf – 20)

Tf = 22,4 °C

Ejercicios:

25

1 joule = 1kg x = 107 ergios

c.e =

C = m.Ce

Q = C x T = m. c.e. T

Q Ganado = Q perdido

QUÍMICA

1. ¿Qué masa de aluminio (c.e = 0,21 cal/g°C) se tenía cuando con 1500J se elevo su temperatura en

75°C?

2. Al adicionar 50 g de plata (c.e = 0,056 cal/g°C) a 50°C en 250g de alcohol etílico (c.e = 0,60 cal/g°C)

a 5°C, ¿cuál es la temperatura final del sistema?

EJERCICIOS DE AFIANZAMIENTO:1. Decir si las siguientes proposiciones son verdaderas (V) o falsas (F).

( ) En una molécula todos los átomos son iguales.

( ) Las partículas de una suspensión no se pueden filtrar.

( ) Todas las mezclas se pueden separar.

( ) La digestión de los alimentos es fenómeno físico.

( ) La maleabilidad es propiedad extensiva.

( ) Hornear pan es un fenómeno químico.

( ) El aceite y el vino son mezclas heterogéneas.

( ) El vacío también ocupa un lugar en el espacio; por tanto, es materia.

( ) La dilatación, porosidad, elasticidad son propiedades generales de la materia.

( ) Cuando una fruta madura, ha ocurrido un cambio químico.

( ) El color y la atracción son propiedades extensivas.

( ) El oxígeno y el Nitrógeno se separan por condensación.

( ) En el estado plasmático no se observan fuerzas de cohesión y repulsión.

( ) Un jugo de papaya es una mezcla homogénea.

( ) En la centrifugación se aprovecha la fuerza centrípeta.

( ) En el tamizado las sustancias se separan aprovechando su diferente temperatura de ebullición.

( ) En el S.I la energía se mide en Joule.

( ) El calor específico depende de la masa.

( ) En el equilibrio térmico ningún cuerpo cede calor.

AUTOEVALUACIÓN I:1. Marque verdadero o falso según corresponda:

I) La materia se clasifica en mezclas y sustancias.

II) La sustancia se caracteriza por tener características definidas.

III) La mezcla homogénea se puede separa por decantación.

IV) Una mezcla heterogénea se separa por métodos físicos

a) VVFV b) VVVV c) FFFF d) FFVV e) VFVF

2. Con respecto a las sustancias marque verdadero o falso según

corresponda

I) Todos los compuestos son iónicos

II) Algunos compuestos están formados por moléculas

III) Los elementos están formados por un solo tipo de átomos

a) FVV b) FFF c) VFV d) VFF e) FFV

26

QUÍMICA

3. Seleccione mezclas homogéneas:

I) gasolina II) acero III) arena IV) jugo de frutas

a) I, IV b) I,III c) II,III d) III,IV e) I,II

4. La alternativa que contiene una sustancia elemental y una mezcla,

respectivamente es:

a) ozono – aire b) alcohol – éter c) gasolina - diamante

d) cuarzo – azufre e) vino – fósforo

5. La propiedad de la materia que indica la presencia de espacios vacíos en

ella se denomina __________ y es una propiedad _________

a) extensión – particular b) discontinuidad - particular

c) discontinuidad – general d) divisibilidad – general

e) indestructibilidad – general

6. La _________ es la capacidad que tienen algunos sólidos de ser

transformados en hilos y es una propiedad ____________

a) ductibilidad – general b) ductibilidad – particular

c) maleabilidad – particular d) elasticidad – general

e) elasticidad – general

7. La materia _____ se caracteriza por presentar fuerzas de cohesión de igual

magnitud que las fuerzas de repulsión, y presenta fluidez.

a) sólida b) líquida c) gaseosa d) plasmática e) amorfa

8. El término licuación se emplea cuando un ...... pasa al estado ..........

a) sólido – líquido b) gas – líquido c) vapor – líquido

d) líquido – gas e) líquido – vapor

9. ¿Cuál de los siguientes cambios es químico?

a) fusión de un metal b) combustión de leña e) desintegración del uranio

c) sublimación de la naftalina d) evaporación del agua

10. En el párrafo: “El azufre es un sólido amarillo pálido, que tiene dos formas

alotrópicas, se quema en el aire para formar SO2. Al calentarse a 180°C toma coloración marrón. Funde

a 113°C y no es soluble en el agua. Cuántas propiedades son físicas y cuántas químicas.

a) 0, 6 b) 4, 2 c) 5, 1 d) 2, 4 e) 3, 3

11. Si un profesor de química le solicita separar el aceite y azúcar de una

mezcla de aceite y azúcar disuelto en agua; ¿qué métodos de separación utilizaría?

a) decantación y destilación b) destilación y filtración

b) cristalización y filtración d) filtración y centrifugación

e) decantación y cristalización

12. Una solución acuosa de sacarosa con aceite en un vaso de precipitado a

medio llenar formar un sistema de .... fases y .... componentes

a) 3, 3 b) 2, 3 c) 2, 2 d) 3, 2 e) 3, 4

27

QUÍMICA

13. Etanol, cloroformo, agua y 2 cubitos de hielo se mezclan en un sistema

cerrado y aislado, entonces el número de fases y componentes es:

a) 4, 4 b) 5, 4 c) 3, 4 d) 4, 3 e) 3,3

14. ¿Cuál será la energía en Joule liberada cuando se descomponen 5 mg de

material radiactivo?

a) 4,5x1011 b) 5,0x10-10 c) 4,5x1017

d) 1,5x1014 e) 1,5x1010

15. Calcular la masa en mg desintegrada en un proceso nuclear, si se liberaron

9x1012 J.

a) 1x1011 b) 1x109 c) 1x1010 d) 1x102 e) 1x103

16. Calcule el calor específico en J/g°C del oro si para variar la temperatura en

100°C de una muestra de 10g de este metal se necesitaron 129J.

a) 1,20x10-2 b) 2,09x10-1 c) 1,29x10-1

d) 7,75x10-1 e) 7,75x100

17. Calcular la capacidad calorífica en kJ/°C de 50 g de agua si el ceagua

= 1cal g-1°C-1

a) 5,00x10-3 b) 5,00x10-2 c) 2,09x10-1

d) 5,00x103 e) 2,09x10-2

18. Calcular el calor en kJ absorbido cuando un recipiente de 100g de vidrio

pirex se calentó desde 25°C hasta 95°C. ( cevidrio pirex = 0.8Jg-1°C-1)

a) 7,2x101 b) 5,06x10-1 c) 5,6x100

d) 3,6x101 e) 7,7x108

19. Una plancha de hierro (ce= 0,106 cal/g°C) de 100g se calentó desde 20°C

hasta 120°C. Calcule el calor ganado en calorías.

a) 1,42x104 b) 1,10x104 c) 1,06x103

d) 1,76x103 e) 1,62x104

20. A un termo que contenía 50mL de agua a 80°C se agregaron 30mL de

agua a 8°C rápidamente se cerró herméticamente. ¿Cuál será la temperatura de equilibrio en °C de la

mezcla?

a) 53 b) 25 c) 66 d) 78 e) 58

AUTOEVALUACIÓN II:1. Indique la relación correcta entre el proceso realizado y el tipo de partícula obtenido, que verifican la

discontinuidad de la materia:

1. Molienda ( ) Moléculas o Iones

2. Disolución ( ) Electrones, protones y neutrones

3. Electrolisis ( ) partículas

28

QUÍMICA

4. Reacción nuclear ( ) Átomos

a) 1,2,3,4 b) 3,1,2,4 c) 4,2,1,2 d) 2,4,1,3 e) 2,1,3,4

2. Indique la secuencia correcta:

( ) Todo compuesto químico es una sustancia.

( ) Toda sustancia es un compuestos químico.

( ) El agua de mar es una mezcla.

( ) Las aguas duras son sustancias químicas.

a) VFVF b) VFFF c) VVFF d) VVVF e) FFVV

3. El número de proposiciones correctas es:

I. El estado de agregación de un cuerpo depende de las condiciones de presión y

temperatura.

II. Los estados fundamentales de la materia son sólido, líquido, gaseoso y coloidal.

III. Existen sistemas heterogéneos donde hay una sola sustancia.

IV. El volumen y la masa son propiedades físicas.

V. El aire es una sustancia compuesta.

a) 5 b) 3 c) 1 d) 2 e) 4

4. Indicar la secuencia correcta:

( ) Las prop. Físicas se pueden medir sin modificar la identidad de la sustancia.

( ) Las prop. Físicas pueden ser extensivas e intensivas.

( ) La inflamabilidad es una propiedad química.

a) VVF b) FVV c) VFV d) VFF e) VVV

5. Cierto investigador, después de sintetizar y analizar un nuevo compuesto químico encontró que: su

densidad es 1,75 g/mL; posee gran conductividad eléctrica, es muy soluble en agua, tiene gran

resistencia a la oxidación ambiental, es blando y de color azul. En el orden dado identifíquelas como

físicas (F) o químicas (Q):

a) FFFQFF b) FQFQFF c) FQFQFQ

d) FQQQFF e) FQFQQF

6. Cuando Se mezcla KI(ac) con Pb(NO3)2(ac) ocurre un cambio químico; formándose una nueva

sustancia, el precipitado de PbI2. Esta sustancia es un sólido, de color amarillo a la temperatura de

25°C, tiene una masa de 2,5g y su densidad aproximada es 1,8g/cm 3. El orden de propiedades

extensivas e intensivas del PbI2 respectivamente son:

a) I,E,I,I b) I,I,E,I c) I,E,E,I d) E,I,E,I e) I,I,E,E

7. Se mezclan con agitación en recipiente cerrado a 0°C y presión atmosférica las siguientes

sustancias puras: hielo, agua y azúcar; luego se calienta hasta 25°C manteniendo la agitación. Que

proposiciones son correctas:

29

QUÍMICA

I. La mezcla inicial antes de agitar tiene 4 fases.

II. La mezcla luego de agitarse a 0°C tiene 2 fases.

III. La mezcla luego de agitarse a 25°C tiene 2 fases.

a) I b) I y II c) I y III d) II y III e) III

8. Por destilación de una solución se obtiene un líquido que destila a temperatura constante (80°C). En

el fondo del recipiente queda un residuo sólido amarillento que se disuelve en agua, respecto a esto

podemos afirmar que son ciertos:

1. Es un fenómeno físico 2. Es un fenómeno químico

3. La solubilidad es una prop. física 4. El líquido es una sust. pura.

a) 1,2 y 3 b) 1y 4 c) 2,3 y 4 d) 1,2y 4 e) 1,3 y 4

9. Suponiendo que la 1ra bomba atómica contenía 12kg de material fisionable y durante la explosión

se liberó 1,08x1013 KJ, ¿cuál es el porcentaje de material fisionable que se convirtió en energía?

a) 1% b) 5% c) 10% d) 20% e) 50%

10. Para operar una máquina térmica se requieren 9,0x1010J. ¿Cuántas de estas máquinas se podrán

operar con la energía obtenida de la transformación del 10% de una muestra de 1g de U – 235?

a) 1 b) 10 c) 25 d) 100 e) Ninguna

30

QUÍMICA

CAPITULO III

TEORÍA ATÓMICA ACTUAL

CONTENIDO TEMÁTICO: Modelo Atómico actual – características.

Partículas fundamentales del átomo.

Número atómico (z) y número de masa (A).

Clases de átomos por su carga.

Clases de átomos por su número de nucleones y electrones.

La Nube Electrónica.

Números cuánticos.

Configuración electrónica.

Paramagnetismo y diamagnetismo.


1. Describir el átomo y conocer sus partículas fundamentales.

2. Diferenciar número atómico y número de masa.

3. Reconocer los diferentes tipos de átomos.

4. Describir la nube electrónica.

5. Desarrollar la configuración electrónica y determinar los números cuánticos de cualquier electrón.

6. Diferenciar átomos paramagnéticos y diamagnéticos.

El estudio de la estructura de la materia es uno de los temas que más ha apasionado a los hombres de

ciencia desde los inicios de la civilización. Y es que en la explicación y entendimiento de la estructura de la

materia está también la explicación de la naturaleza de cada uno de los fenómenos que suceden en el

universo y de la vida misma.

Al inicio todo estaba oscuro, sin embargo los primeros en postular que la materia está formada por átomos,

fueron los griegos hace 26 siglos atrás. Desde esa época hasta nuestros días; muchas han sido las teorías

dadas para explicar la estructura de la materia desde Demócrito hasta el modelo atómico mecánico-cuántico

que estudiamos en la actualidad y que será el tema del presente capítulo.

MODELO ATÓMICO ACTUAL:Nos dice que el átomo es un sistema energético en equilibrio, constituido por una parte central llamado

Núcleo; y una región de espacio exterior llamada Nube Electrónica.

En esta teoría el átomo es representado por un modelo matemático y probabilístico basado en la mecánica

cuántica. En la actualidad se conoce la existencia de más de 200 partículas sub atómicas; entre las cuales

tenemos:

31

QUÍMICA

Los mesones y bariones que se fragmentan en partículas más pequeñas llamadas quarks.

Los quarks son las mínimas expresiones de materia hasta ahora encontradas. En la actualidad se

conoce la existencia de 6 tipos de quarks, estos son: up (arriba), down (abajo), charm (encanto), strange

(extraño), top (cima) y botton (profundo).

El protón está constituido por 2 quarks “up” y 1 quarks “down”.

El neutrón está constituido por 2 quarks “down” y 1 quarks “up”.

Los leptones tienen masa muy pequeña y no se fragmentan en quark.

Los hadrones tienen masa mucho mayor que los leptones. De los hadrones, los bariones son los que

tienen la mayor masa.

El mesón 0 es el responsable de la estabilidad nuclear.

Electrón (e-) Neutrino (v)

Zona extranuclear Leptones Muón () Tauón ( )

Mesones Pión ( +; - ; 0 ) Kaón (k)

Núcleo Hadrones Protón ( p+ )

Bariones Neutrón ( N ) Lambda ( )

Las características principales de las dos zonas que forman el átomo son:

1. Núcleo Atómico: Es la parte central del átomo y tiene carga eléctrica positiva.

Concentra aproximadamente el 99,98% de la masa total del átomo.

Está constituida por partículas llamadas Hadrones; estas pueden ser Mesones y Bariones.

Es una zona de alta densidad y en él existe la interacción fuerte.

2. Nube electrónica o Zona Extranuclear: Es la región que envuelve al núcleo atómico y tiene carga eléctrica negativa.

Representa aproximadamente el 99,99% del volumen del átomo (es aproximadamente 10

000 veces más grande que el núcleo).

Está constituida por partículas llamadas Leptones; estas son, electrones, neutrinos, etc.

Es una zona de baja densidad y en ella existe la interacción débil.

PARTÍCULAS FUNDAMENTALES DEL ÁTOMO:Son tres las partículas sub atómicas que caracterizan totalmente al átomo de cualquier elemento químico;

estas son:

Partícula Protón Neutrón Electrón

Ubicación Núcleo Núcleo N. Electrónica

32

QUÍMICA

Símbolo p+ N e-

Masakg 1,672 x 10-27 1,675 x 10-27 9,11 x 10-31

UMA 1,007 1,0089 5,5 x 10-4

CargaCoulomb +1,6 x 10-19 0 -1,6 x 10-19

Relativa +1 0 -1

Estabilidad Estable Inestable(1) Estable

Vida Media 1032 años 16,6 min (1) 1021 años(1) Fuera del núcleo

En general a un átomo lo podemos representar de manera simbólica como:

NÚMERO ATÓMICO (Z):Denominada carga nuclear, nos indica el número de protones que tiene el átomo en su núcleo; este número

identifica a cada uno de los átomos que representa un elemento químico. Nos indica la carga absoluta del

núcleo de un átomo.

c = Coulumb

Cuando un átomo es neutro se cumple.

NÚMERO DE MASA (A):Llamada también Masa atómica, nos indica la cantidad de nucleones (p+ y N) fundamentales contenidos en

el núcleo del átomo. Se determina mediante la suma de protones y neutrones.

CLASES DE ÁTOMOS POR SU MASA:De acuerdo al número total de partículas fundamentales con carga, los átomos pueden ser:

a) Neutros:Cuando el número de protones es igual al número de electrones.

b) Positivos:Cuando el número de protones es mayor que el de electrones, a estos se les llama catión

33

(Carga Iónica)

(Número atómico) (Número Neutrones)

(Número de masa)

Z = # p+ q abs. núcleo = Z .(1,6 x 10-19C)

Z = # p+ = # e-

A = # p+ + #N A mínimo = 2Z

Átomo Neutro: # p+ = #e-

Catión (+): # p+ > #e- - ae- a+ # e- = Z - a

QUÍMICA

c) Negativos:Cuando el número de protones es menor que el número de electrones; se les llama anión.

A los cationes y aniones se les llama en general iones; estos pueden ser monovalentes, divalentes,

trivalentes, etc de acuerdo al número de cargas (electrones) perdidos ó ganados.

CLASES DE ÁTOMOS POR SU NÚMERO DE NUCLEONES:De acuerdo al número a partículas que contiene un átomo en su núcleo, estos pueden ser:

a) Isótopos:Llamados también “Hílidos”, son átomos que pertenecen a un mismo elemento químico, que se

caracterizan por tener diferente número de masa (A), diferente número de neutrones, pero igual número

de protones. Los isótopos de un elemento tienen iguales propiedades químicas pero diferentes

propiedades físicas.

Ejemplo:

Protio (H) Deuterio (D) Tritio (T)

99.98% 0.018% 0.002%

Ejercicio:

Indique los isótopos del Carbono, Cloro y cobre.

b) Isóbaros:Son átomos de diferentes elementos químicos, que tienen igual número de masa pero diferente número

atómico y diferente número de neutrones.

Ejemplo:

Isóbaro con

c) Isótonos:Son átomos de diferentes elementos químicos, que tienen igual número de neutrones pero diferente

número de masa y diferente número atómico.

34

Anión (-): # p+ < #e-+ae- a- # e- = Z + a

Isótopo con

Isóbaro con

QUÍMICA

Ejemplo:

Isótono con

d) Isodiáferos:Son átomos diferentes que tienen el mismo exceso de neutrones.

Ejemplo:

Isodiáfero con

Exceso neutrones en U = 143 – 92 = 51

Exceso neutrones en Th = 141 – 90 = 51

De acuerdo al número de electrones contenidos en la Nube Electrónica los átomos pueden ser:a) Isoelectrónicos:

Son aquellos átomos de diferentes elementos químicos que tienen la misma configuración electrónica y

por consiguiente el mismo número de electrones.

Ejemplo:

Isoelectrónico con

LA NUBE ELECTRÓNICA:Es la parte exterior al núcleo, donde se encuentran los electrones en movimiento a grandes velocidades, en

orbitales que pertenecen a los subniveles y niveles de energía en posiciones difíciles de determinar.

Capa : K L M N O P Q

Nivel : 1 2 3 4 5 6 7

(Núcleo)

Subnivel : s sp spd spdf spdf spd sp

# max e- x Nivel : 2 8 18 32 32 18 8

La carga absoluta de la nube electrónica se determina mediante

ORBITAL O REEMPE:

35

Aumenta la energía

Isótono con

Isodiáfero con Exceso de Neutrones = N - Z

Isoelectrónico con

qNE = #e- . (- 1,6 x 10-19C)

QUÍMICA

Son regiones espaciales energéticas que forman parte de la nube electrónica, donde existe la más alta

probabilidad de encontrar como máximo 2 electrones con sentido de giro contrario, pueden estar:

Vacíos Semillenos Llenos

(e- desapareado) (e- apareados)

de acuerdo al subnivel energético los orbitales atómicos tienen diferente configuración espacial. Por

ejemplo:

Orbital “s” Orbital “px” Orbital “py” Orbital “pz”

(esférico) (elíptico) (elíptico) (elíptico)

SUBNIVEL DE ENERGÍA ( ):

Son regiones formadas por un conjunto de orbitales del mismo tipo, con distintos valores de energía. En

total se conocen hasta 4 subniveles y sus características son:

Subnivel # Max e- # de orb.

s (sharp) 0 2 1

p (principal) 1 6 3

d (difuso) 2 10 5

f (fundamental) 3 14 7

El número máximo de electrones y número de orbitales en un subnivel se calculan mediante:

NIVEL DE ENERGIA (n):Son regiones espaciales formadas por un conjunto de subniveles de energía, con distintos valores de

energía y que rodean al núcleo atómico. El valor de la energía de cada nivel es característico de cada

átomo.

Nivel 1 2 3 4 5 6 7

Capa K L M N O P Q

# Max e- 2 8 18 32 32 18 8

CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA:

36

# Max e- = 2(2 + 1) # orbitales = 2 + 1

Y

X

Z

Y

X

Z

Y

X

Z

Y

X

Z

QUÍMICA

Es la representación simbólica de la distribución de los electrones en la nube electrónica, indicando los

niveles, subniveles y orbitales.

Para llevar a cabo esta tarea debemos recordar y/o conocer que:

El número atómico del elemento indica el número de electrones.

El número máximo de electrones que van en cada subnivel y orbital.

Además debemos tener en cuenta los siguientes principios:

a) Principio de Mollier (Regla del Serrucho)Nos indica que los electrones tienen que distribuirse en regiones energéticas de menor a mayor energía

relativa.

Esto es: 1s2, 2s2, 2sp6, ..., n x Número de electrones

Nivel de energía Subnivel de energía

La energía relativa (E.R), es un valor referencial que presentan los orbitales atómicos en cada subnivel

energético, puede ser calculada mediante:

Al incrementarse la E.R, menor será la estabilidad de los orbitales atómicos. Esto es:

Según su energía:

Orden de estabilidad:

Se llama orbitales degenerados a aquellos que pertenecen a un mismo subnivel y en consecuencia

tienen la misma E.R.

Ejemplo:

Son orbitales degenerados: 2px; 2py; 2pz

b) Principio de máxima mutiplicidad de Hund:

37

E.R = n +

1s < 2s < 2p < 3s < 3p < …

1s > 2s > 2p > 3s > 3p > …

QUÍMICA

Es útil para distribuir electrones en subniveles que tienen más de un orbital; esto es, p, d, f. Dice: “Al

distribuir los electrones en orbitales de un mismo subnivel, en primer lugar se tratará de ocupar todos los

orbitales disponibles y vacíos presentes y luego de ser posible se procede a aparearlos”.

Ejemplo:

: Incorrecto

nd7

: Correcto

Ejercicio:

Distribuya correctamente los electrones en nf10

c) Principio de exclusión de Pauli:No dice: “ Dos o más electrones en un mismo átomo no pueden tener los mismos cuatro números

cuánticos”

d) Anomalías en la configuración electrónica:Se presenta cuando la configuración electrónica de un átomo termina en d4 ó d9 y también en f6 y f13. Por

ejemplo si:

Termina en: ... ns2, (n – 1)d4; se cambia a: ... ns1, (n –1)d5

Termina en: ... ns2, (n – 1)d9; se cambia a: ... ns1, (n –1)d10

Ejemplo:

24 Cr : ... 4s2, 3d4; se cambia a: ... 4s1, 3d5

Ejercicio:

Escriba la configuración electrónica correcta de 79Au .

NOTACIÓN CUÁNTICA DE UN ELECTRÓN:Es un conjunto de 4 números que nos indican el nivel, subnivel, orbital y sentido de giro de un electrón

cualquiera de un átomo; estos son:

a. Número cuántico principal (n):Indica el nivel de energía en el que se encuentra el electrón en estudio. Toma como valores los

números naturales (n = 1, 2, 3, ...).

b. Número cuántico secundario o azimutal ( ):

Indica el subnivel de energía en el que se encuentra el electrón en estudio. Sus valores dependen de n,

varía desde 0(cero) hasta (n – 1); esto es: = 0, 1, 2, 3, ... (n – 1)

Los cuatro subniveles hasta ahora conocidos toman los siguientes valores:

38

QUÍMICA

Subnivel s p d f

Valor ( ) 0 1 2 3

c. Número cuántico magnético (M ):Nos indica el orbital del subnivel de energía donde se ubica el electrón en estudio. Sólo se manifiesta

cuando el átomo es colocado en un campo magnético. Sus valores dependen de y varía de - a +

pasando por cero.

Ejemplo:

Cuántos orbitales tiene el subnivel d, e indíquelos:

N° orbitales d = 2 (2) + 1 = 5 ( ) -2 -1 0 +1 +2

d. Número cuántico de spin (ms):Nos indica el sentido de giro del electrón en estudio en el orbital en que se encuentra ubicado. Sólo

puede tomar 2 valores (+1/2 y –1/2)

+ ½ -½Ejemplo:

Realizar la distribución electrónica del azufre (Z = 16) e indicar los números cuánticos de su último

electrón.

16 S: 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p4 -1 0 +1

n = 3 = 1 m = -1 ms = -1/2 (3, 1, -1, -1/2)

Ejercicio:

Realizar la distribución electrónica del Cobre (Z = 29) e indicar los números cuántico de su último electrón.

De acuerdo a como queden distribuidos los electrones en los orbitales de un subnivel, los átomos pueden ser:

a) Paramagnéticos:Son aquellos átomos que presentan electrones desapareados. El paramagnetismo varía con la

temperatura; además, a mayor número de electrones desapareados, mayor es el paramagnetismo.

b) Diamagnéticos:

39

N° Max Orbitales x subnivel = 2 + 1

QUÍMICA

Son aquellos que no tienen electrones desapareados. Esta característica es independiente de la

temperatura.

Ejemplo.

Indicar qué átomo es paramagnético y cuál diamagnético:

10Ne: 1s2, 2s2, 2p6 Diamagnético

(No hay e- desapareados)

8O: 1s2, 2s2, 2p4 Paramagnético

(Tiene 2e- desapareados) -1 0 +1

Ejercicio:

Entre los átomos 13Al; 30Zn y 26Fe, indicar cuales son diamagnéticos y cuales paramagnéticos.

EJERCICIOS DE AFIANZAMIENTO:Verifique la veracidad de cada una de las siguientes proposiciones:

1. ( ) El átomo es un sistema energético en equilibrio dinámico.

2. ( ) El núcleo del átomo es zona de baja densidad.

3. ( ) Los leptones se encuentran en la nube electrónica.

4. ( ) Los isótopos tienen diferente símbolo químico.

5. ( ) El neutron tiene mayor masa que el protón.

6. ( ) En los niveles de energía el electrón tiene energía total constante.

7. ( ) Un electrón al pasar de un subnivel 4p a 3s emite energía.

8. ( ) El número cuántico magnético indica el tipo de orbital.

9. ( ) Número neutrones = A – p+

10. ( ) En un orbital es posible colocar hasta 2n + 1 electrones.

11. ( ) Todos los orbitales de un mismo subnivel, tienen igual energía.

12. ( ) Todos los orbitales s tienen el mismo volumen.

13. ( ) Para el elemento con Z = 17 los electrones del último nivel de energía son 7.

14. ( ) El elemento con Z = 15 es paramagnético.

15. ( ) En un átomo pueden existir 2e- con sus números cuánticos idénticos.

16. ( ) El orbital 3f sólo puede albergar hasta 2e-

17. ( ) Los números (3, 1, 0, -1/2) corresponden al último e- del elemento con Z = 22

18. ( ) El subnivel 4d es más estable que el subnivel 5s.

19. ( ) El elemento cuya configuración terminal es 3d2 tiene Z = 24.

20. ( ) Si = 1 entonces m puede ser cero.

AUTOEVALUACIÓN I:1. La unidad fundamental que forma a los elementos es el:

a) Electrón b) Átomo c) Protón d) Neutrón e) Nucleón


I. El protón tiene carga eléctrica igual a la del neutrón

40

QUÍMICA

II. El núcleo representa casi toda la masa del átomo.

III. El neutrón tiene carga eléctrica positiva.

a) VFV b) VFF c) FVF d) FFV e) VVF

3. Las partículas fundamentales que se encuentran en el núcleo de un átomo de cloro son:

a) 17p+ y 17e- b) 18n° y 18e- c) 17p+ y 17n°

d)18n° y 18p+ e) 18n° y 17p+

4. Si un átomo pierde un electrón, entonces:

a) Z aumenta en 1 b) Z disminuye en 1 c) A aumenta en 1

d) A disminuye en 1 e) A y Z no varían

5. Un átomo neutro que tiene 18 electrones y 40 nucleones, ¿cuál es el valor de Z ?

a) 22 b) 18 c) 40 d) 58 e) 20

6. Un átomo neutro posee 30 partículas negativas; si la cantidad de sus partículas neutras excede en 5

unidades a las partículas positivas, el valor de A para dicho átomo es:

a) 26 b) 65 c) 75 d) 66 e) 28

7. Cuál de las siguientes afirmaciones no es correcta:

I. Los isótopos tienen igual A.

II. Catión es un átomo neutro que pierde electrones.

III. Los isotonos tienen igual Z.

IV. Isoeléctronicos, se refiere a igual distribución electrónica.

V. Los isótopos tienen igual número de neutrones.

a) II y III b) I, III y IV c) V y II d) I y V e) III y V

8. La suma de los números de masa de tres isótopos de un elemento es 51 y la suma de sus

neutrones 21. Determinar de que elemento se trata.

a) 10Ne b) 30Zn c) 9F d) 12Na e) 8O

9. Los números de masa de dos isótopos de un elemento son 83 y 79 respectivamente; cual es el %

de abundancia del mas pesado, si el peso atómico del elemento es 80.

a) 55% b) 45% c) 25% d) 60% e) 75%

10.Se tiene dos isotonos cuyas diferencias de sus números de masa es 20 y la suma de sus números

atómicos 30. Determinar sus números atómicos.

a) 14 y 16 b) 9 y 21 c) 25 y 5 d) 10 y 20 e) 18 y 12

11. Si el último subnivel de la configuración electrónica de un átomo es 4s2, entonces su número

atómico es:

41

QUÍMICA

a) 16 b) 15 c) 18 d) 20 e) 17

12. Con respecto a los números cuánticos indique la secuencia correcta.

I. El spin señala el sentido de giro del electrón.

II. “n” puede tomar valores fraccionarios.

III. “l” indica la orientación del orbital en un campo magnético.

a) VVV b) VFF c) VVF d) FVF e) VFV

13. Indique los valores que toma “ ” para n = 3.

a) 0, 1, 2, 3 b) 0, ±1, ±2 c) +1, 0, -1 d) 0, 1, 2 e) +1/2, -1/2

14.Halle los números cuánticos del electrón desapareado del Sc (Z=21)

a) 3, 2, +2, +1/2 b) 3, 2, -2, +1/2 c) 3, 2, -2, -1/2

d) 3, 3, +2, -1/2 e) 3, 5, -2, -1/2

15. Qué conjunto de números cuánticos de un electrón nos indica el menor nivel de energía.

a) 3, 2, +1, -1/2 b) 5, 1, -1, +1/2 c) 2, 0, 0, +1/2

d) 4, 2, +2, +1/2 e) 3, 0, 0, -1/2

16. El lugar del espacio donde existe la mas alta probabilidad de encontrar un electrón se denomina:

a) átomo b) sub nivel c) nube electrónica d) nivel e) orbital

17. Determine Z para un átomo que sólo tiene 7 orbitales llenos.

a) 14 b) 16 c) 30 d) 18 e) 20

18. Los números cuánticos permitidos para un electrón ubicado en el tercer nivel son:

a) 3, 0, -1 + ½ b) 3, 2, 0, + ½ c) 3, 1, -2, -1/2

d) 3, 2, +3, + ½ e) 3, 3, -2, + ½

19.Un átomo con Z = 19 presenta:

I. Seis orbitales p llenos II. Un electrón en la capa de valencia.

III. Cuatro subniveles “s” llenos. IV. Electrones en el subnivel 3d.

a) VFFV b) FFVV c) VVFF d) FVVF e) VFVF

20.Señale el número de electrones de valencia y el número de electrones desapareados para el átomo cuyo

último electrón tiene la combinación (3, 2, -2, + 1/2 )

a) 3; 4 b) 3; 0 c) 4; 0 d) 3; 1 e) 1; 1

AUTOEVALUACIÓN II:1. Indique la secuencia correcta con respecto al átomo:

I. Su volumen es ocupado totalmente por el núcleo.

II. El neutrón y el electrón tienen cargas opuestas e iguales.

42

QUÍMICA

III. Su número de masa está determinado por los nucleones.

IV. Su carga depende del número de leptones fundamentales.

a) FVFV b) FFVV c) FFFV d) FFFF e) VVVV

2. En un anión X2- hay 54 electrones. Si su número de masa y número de neutrones están en relación de

32 a 19; entonces, su masa atómica es:

a) 52 b) 76 c) 87 d) 110 e) 128

3. Un átomo X es isóbaro con el átomo e isótono con el átomo ; luego su número atómico es:

a) 68 b) 64 c) 50 d) 48 e) 44

4. El anión X3- es isolectrónico con el catión Y3+ . Si el catión tiene la misma cantidad de neutrones que el

átomo ; además, tiene 126 nucleones fundamentales. El número atómico del anión es:

a) 84 b) 80 c) 75 d) 78 e) 79

5. Se tiene dos átomos con el mismo número de protones, pero difieren porque el primero tiene dos

neutrones más que el segundo. Entonces podemos afirmar:

a) Pertenecen a elementos diferentes

b) Tiene diferente número de electrones.

c) Tiene iguales prop. Químicas

d) Tienen el mismo número de masa

e) Presentan igual número de neutrones.

6. Cierto elemento X está constituido por átomos que presentan 5 niveles de energía, presentando 4e - en

su último nivel; además, presenta 68 neutrones. Cuántos e- presentará un átomo de un elemento Y que

es isóbaro de X en su penúltimo nivel, si consideramos que en su núcleo existen 64 neutrones.

a) 18 b) 20 c) 15 d) 16 e) 17

7. Determine el número atómico de un elemento que los números cuánticos de su último electrón

desapareado son n = 5 y = 0.

a) 36 b) 37 c) 38 d) 35 e) 34

8. Los números cuánticos del último electrón del ion sulfuro 16S2- son:

a) 3,2,1,+1/2 b) 3,1,0,+1/2 c) 4,0,+1,+1/2

d) 3,0,0,+1/2 e) 3,1,+1,-1/2

“ ... lo expuesto está lejos de contener todo

aquello que se ha captado, hasta ahora,

a través del telescopio de la ley periódica

en el infinito campo de las evoluciones

químicas y, más aún todo aquello que se

podrán ver en el futuro ...”

D. Mendeléiv

43

QUÍMICA

CAPITULO IV

TABLA PERIÓDICA ACTUAL

CONTENIDO TEMÁTICO: Tabla periódica Actual – Definición.

Descripción de la Tabla Periódica Actual.

Ubicación de un elemento en la T.P.A.

Propiedades periódicas de los elementos en la T.P.A.


1. Conocer la T.P.A., como criterio fundamental para el ordenamiento sistemático de los elementos

químicos.

2. Reconocer que elementos son metales, no metales y semimetales por sus propiedades.

3. Ubicar un elemento en la Tabla Periódica (grupo y período) sólo conociendo el valor del número

atómico.

4. Diferenciar las propiedades periódicas de los elementos y su variación en la T.P.A.

La necesidad de encontrar características comunes en las cosas para poder agruparlas, se debe a que ello

facilita su estudio. Así, por ejemplo, los biólogos han agrupado a los animales por sus rasgos comunes, de

modo que si sabemos que cierto animal es un mamífero, podemos predecir rápidamente cuáles son sus

principales características.

Los químicos también han logrado agrupar a los elementos en grupos o familias y los han ordenado en una

tabla llamada tabla periódica de los elementos, cuyo precursor fue el químico ruso Dimitri Mendeleiev, quien

en 1817 propuso una nueva clasificación de los 63 elementos químicos conocidos hasta esa fecha y dejo

espacios vacíos para ubicar a los elementos que según sus brillantes predicciones faltaban descubrir; este

gran investigador no se equivocó, y hoy en día, se nos habla de hasta 109 elementos químicos. Sin

embargo fue Henry Moseley (1913) quien llego a descubrir la ley natural del ordenamiento de los elementos

sobre la tabla periódica y sus principales características que es el tema del presente capítulo.

TABLA PERIÓDICA ACTUAL:Es un esquema gráfico en donde los elementos químicos están agrupados en 7 períodos y 16 grupos (18

columnas) de acuerdo a sus propiedades físicas y químicas siguiendo un orden ascendente en función a su

número atómico.

DESCRIPCIÓN DE LA TABLA PERIÓDICA MODERNA O ACTUAL: A la fecha se conocen 109 elementos químicos oficialmente reconocidos; de los cuales 90

se encuentran en la naturaleza y el resto son artificiales.

44

QUÍMICA

De los 109 elementos químicos; 11 son gases, 5 diatómicos (H2, N2, O2, F2, Cl2) y 6

monoatómicos (He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn); 2 son líquidos (Br y Hg); y el resto son sólidos.

Los 109 elementos químicos están distribuidos en 4 zonas dentro de la tabla periódica

actual; estas son:

De acuerdo a sus propiedades químicas (como reaccionan) los elementos químicos se les

clasifica en metales y no metales.

Según sus propiedades físicas los elementos químicos se les clasifica en metales, no metales y semimetales. Sus principales características son:

1. Metales:- Representan aproximadamente el 80% del total de elementos.

- Son buenos conductores del calor y la electricidad.

- Son dúctiles (forman hilos) y maleables (forman láminas).

- A la temperatura ambiental se encuentran al estado sólido, con excepción del mercurio (Hg)

que es líquido.

- Poseen alta temperatura de fusión.

- Presenta un brillo característico, denominado brillo metálico.

- En las interacciones químicas pierden sus electrones de valencia convirtiéndose en iones

positivos o cationes.

- Son reductores (se oxidan).

2. No Metales:- Representan aproximadamente el 20% del total de elementos.

- No conducen el calor ni la electricidad, con excepción del carbono que en su forma

alotrópica de grafito es un buen conductor.

- No son maleables ni dúctiles.

- A la temperatura ambiental presentan los siguientes estados físicos:

Gases: H, N, O, F, Cl, He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn.

Líquidos: Br.

Sólidos: Los demás (C, S, I, ...)

- En las interacciones químicas ganan electrones convirtiéndose en iones negativos o

aniones.

- Son oxidantes (se reducen)

45

d ps

f

s

QUÍMICA

3. Metaloides o Semimetales:- Están ubicados en el límite de los metales y no metales.

- Son 8 elementos: B, Si, Ge, As, Sb, Te, Po, At.

- Poseen propiedades físicas, como la conductividad eléctrica que es intermedia al de los

metales y no metales.

Período:Es el ordenamiento de los elementos químicos en filas horizontales, de propiedades diferentes y

representan el mayor nivel de energía. Son 7 períodos ; el 1ro, presenta 2 elementos; el 2do y 3ro,

tienen 8 elementos cada uno; el 4to y 5to, 18 elementos; el 6to, 32 elementos y el 7mo (incompleto) 23

elementos. En general cada período se inicia con un metal alcalino y termina en un gas noble.

Grupo o Familia:Es el ordenamiento de los elementos químicos en columnas verticales señaladas con números

romanos, de propiedades químicas semejantes, generalmente se dividen en grupos “A” o

representativos y grupos “B” o elementos de transición (metales pesados). Además, existe un grupo de

elementos fuera del bloque principal que constituye los elementos de transición interna. Las principales

familias son:

Elementos Representativos (Grupo A)

Grupo(Electrones de Valencia)Configuración Terminal

Denominación

IA ... ns1 Alcalinos (excepto H)

IIA ... ns2 Alcalinos Térreos(excepto He)

IIIA ... ns2, np1 Térreos o Boroides

IVA ... ns2, np2 Carbonoides

VA ... ns2, np3 Nitrogenoides ó nicógenos

VIA ... ns2, np4 Anfígenos o Calcógenos

VIIA ... ns2, np5 Halógenos

VIIIA ... ns2, np6 Gases Nobles

Nota: Alcalino: significa generador de hidróxidos o álcalis.

Halógeno: significa generador de sales haloideas.

Anfígeno: grupo de elementos cuya característica importante es presentar el fenómeno de

alotropía.

Térreos: grupo de elementos difundidos en gran proporción en la corteza terrestre sobre

todo por el metal aluminio.

Elementos de Transición (Grupo B)

Grupo (Electrones de Valencia) Denominación

46

QUÍMICA

IB ... ns1 (n-1)d10 Metales de acuñación

IIB ... ns2 (n-1)d10 Elementos Puente

IIIB ... ns2 (n-1)d1 Familia del Escandio

IVB ... ns2 (n-1)d2 Familia del Titanio

VB ... ns2 (n-1)d3 Familia del Vanadio

VIB ... ns1 (n-1)d5 Familia del Cromo

VIIB ... ns2 (n-1)d5 Familia del Manganeso

VIIIB ... ns2 (n-1)d* Metales ferromagnéticos

* = 6, 7, 8

DETERMINACIÓN DE LA UBICACIÓN DE UN ELEMENTO EN LA T.P.A:

Conociendo la distribución electronica de los electrones de un elemento se logra su ubicación en la

T.P.A, teniendo en cuenta que:

Cuando la C.E termina en s ó p el elemento se encuentra en un subgrupo A y el número de electrones

de valencia está dado por los electrones que se encuentran en el último nivel de energía.

Ejemplo:

A qué período y grupo pertenece el elemento con Z = 16

Grupo: VI

16X = 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p4 Subgrupo: A

Período: 3

Ejercicio:

A qué grupo y período pertenece el elemento con Z = 32

Cuando la configuración electrónica termina en d, el elemento se encuentra en un subgrupo B y el número

de electrones de valencia está dado por los electrones del último nivel de energía, más los electrones del

subnivel d incompleto.

Ejemplo:

Indique el grupo y período al que pertenece el elemento con Z = 25

Grupo: VII

25X =............. 3p6, 4s2, 3d5 Subgrupo: B

Período: 4

Ejercicio:

47

N° Período = N° Nivel de Energía N° Grupo = N° e- de Valencia

QUÍMICA

A qué grupo y período pertenece el elemento con Z = 28

Cuando la configuración electrónica termina en el subnivel f (elementos de transición interna) el elemento se

encuentra en el subgrupo IIIB y se presentan sólo dos casos:

57La [58, 71] Lantanidos: 4f

89Ac [90, 103] Actinidos : 5f

Ejemplo:

A qué período y familia pertenece el elemento con Z = 61.

61X = ............. 5p6, 6s2, 4f 5

Lantanido

Período: 6

Ejercicio:

A qué período y familia pertenece el elemento con Z = 93

PROPIEDADES PERIÓDICAS DE LOS ELEMENTOS QUÍMICOS:

Electronegatividad

Energía de Ionización Aumentan

Afinidad Electrónica

Carácter Metálico Disminuyen

Radio Atómico

Electronegatividad:Es la energía relativa que tienen los átomos para atraer electrones que participan en la formación de un

enlace químico. El elemento más electronegativo es el Fluor (4,0) y los menos electronegativos Cesio y

Francio (0,7).

Energía de Ionización:Es la mínima energía que se necesita para “quitar” un electrón del nivel externo de un átomo en fase

gaseosa, para formar un catión.

Ejemplo:

48

Aumenta

Z

X(g) + E.I X + e-

QUÍMICA

Na(g) + 496 KJ/mol Na + 1e-

Afinidad Electrónica:Es la energía absorbida o liberada por un átomo gaseoso cuando acepta un electrón para formar un

anión.

Ejemplo:

Cl + 1e- Cl + Energía

Radio atómico (R.a) y Radio Iónico (R.I):El Radio atómico es una medida aproximada de la distancia que existe del núcleo hasta el nivel más

externo de un átomo. Nos proporciona el tamaño atómico.

El Radio Iónico, se define análogamente para átomos con carga eléctrica (Iones), por lo tanto nos

proporciona el tamaño de los iones.

Anión: (X-) X0 Catión: (X+)

Por repulsión electrónica Átomo Por fuerza de atracción

el Ri es mayor Neutro electrostática Ri es menor

En general:

Carácter Metálico:Indica la tendencia de un átomo de adquirir propiedades de metal, como por ejemplo su capacidad para

ganar ó perder electrones.

49

X(g) + e- X energía

RAnión > RÁtomo Neutro > RCatión

R i Ri Ri

QUÍMICA

EJERCICIOS DE AFIANZAMIENTO:Decir si son verdaderas o falsas las siguientes proposiciones:

( ) Dobereiner agrupó los elementos en triadas.

( ) Mendeleiv ordeno los elementos de acuerdo con su número atómico

( ) En un grupo de la T.P.A se ubican los elementos que presentan el mismo número de electrones de

valencia

( ) Los elementos que tienen completamente lleno con electrones, el subnivel p del último nivel, son gases

nobles.

( ) El elemento neutro que cuando gana 2e- queda como un ión isoelectrónico con el gas noble del

período 4, se localiza en el grupo IIA período 4.

( ) El Au – Ag – Cu son llamados metales de acuñación

( ) La energía de ionización del nitrógeno (Z = 7) es mayor que la del oxígeno (Z = 8)

( ) El Li, Na y K son metales alcalino térreos

( ) El átomo de un elemento que se localiza en el período 4 grupo IIIA, tiene Z = 31.

( ) El cloro y el bromo tienen mayor semejanza química que el cloro y el oxígeno

( ) El fósforo presenta mayor carácter metálico que el astato

( ) El tamaño de un átomo está indicado por su radio atómico

( ) El comportamiento químico de un átomo depende del número y disposición de sus electrones en el

último nivel de energía.

( ) La afinidad electrónica está relacionada con la formación de aniones

( ) El nitrógeno es el elemento de la familia de los anfígenos

( ) Todos los lantanidos y actinidos pertenecen al grupo IIIB

AUTOEVALUACIÓN I:1. Los elementos se ordenan en la T.P.A de acuerdo a su número de:

a) Neutrones b) Masa c) Isótopos d) Electrones e) Protones

2. Marque la alternativa correcta:

I. La ley periódica moderna dice: Las propiedades físicas y químicas de los elementos son

funciones periódicas de sus pesos atómicos.

II. Los elementos cuya configuración electrónica termina en “s” o “p” son elementos

representativos.

III. Los elementos de un grupo o familia tienen propiedades químicas similares.

a) FVV b) VFV c) VVV d) VVF e) FFF

3. La representación general de los subniveles de valencia de los elementos de transición es:

a) ns; np b) ns; nd c) ns; (n-1)d d) np; nd e) np; (n-1)d

4. Los no metales se encuentran en la zona:

a) s b) p c) d d) f e) s y p

5. Indicar un gas noble y anfígeno

50

QUÍMICA

a) H, P b) Cl, O c) Zr, N d) Rn, O e) Zn, P

6. En que grupo y periodo se encuentra el elemento cuyo número atómico es 22:

a) 4, IV B b) 3, IV B c) 4, IV A d) 3, V A e) 3, VII B

7. En la naturaleza existen pocos gases monoatómicos. Nombre a 3 de ellos:

a) Sodio, potasio, rubidio b) Cloro, bromo, yodo

c) Helio, neón, argón d) Hidrógeno, nitrógeno, oxígeno.

e) Cloro, helio, níquel.

8. En que grupo existe un elemento líquido:

a) Nitrógeno, fósforo, antimonio. b) Yodo, fluor, cloro.

c) Manganeso, agua, cloro d) Oxígeno, bromo, cromo

e) Hierro, cobalto, níquel

9. Qué elemento está acompañado correctamente por su símbolo:

a) Yodo : Y b) Antimonio : Sb

c) Magnesio : Mn d) Cobre : Co

e) Manganeso : Mg

10. ¿Cuántos niveles llenos y electrones desapareados tiene un elemento que se encuentra en el tercer

período y en el grupo VI A?

a) 3, 2 b) 2,0 c) 5,3 d) 2,1 e) 2,2

11. Si el átomo de un elemento químico termina su configuración electrónica en 5p4. ¿Cuál es su posición

en la tabla periódica?

a) 4to. Periodo, grupo IVA b) 5to. Periodo, grupo VA

c) 6to. Periodo, grupo IVB d) 5to. Periodo, grupo VIA

e) 4to. Periodo, grupo VA

12. Si los números cuánticos del último electrón de un elemento son (3, 2,-1, +1/2), ¿A qué grupo y periodo

pertenece?

a) VIB y 4 b) IVA y 4 c) IVB y 4 d) VIA y 4 e) IIIB y 5

13. Coloque a los elementos en el siguiente orden: Metal – gas – metaloide – no metal.

( ) Bromo ( ) Boro ( ) Cloro ( ) Magnesio

a) Mg – Br – Cl – B b) B – Mg – Cl – Br

c) Mg – Cl – B – Br d) Mg – B – Cl – Br

e) B – Br – Mg – Cl

14. El elemento pertenece al grupo de los:

a) Representativos b) Transición c) Gases nobles

51

QUÍMICA

d) Tierras raras e) Alcalinos

15. El elemento menos electronegativo y el de menor carácter metálico, respectivamente son:

a) Fr y Ne b) F y Ne c) Cl y O d) O y Au e) F y Au

16. ¿Cuál de los siguientes pares de elementos muestra una relación correcta respecto a sus radios

atómicos.

a) 2He < 1H b) 13Al < 16S c) 5B < 9F

d)11Na < 13Al e) 15P > 14Si

17. Señale la secuencia correcta respecto a la energía de ionización:

I. Energía que se consume durante la adición de un electrón.

II. Energía requerida para desalojar un electrón de un átomo.

III. Esta involucrada en la formación de cationes.

a) VVV b) FVV c) FVF d) FFV e) VFF

18. Indique la secuencia correcta. La afinidad electrónica es la energía que:

I. Un átomo metálico necesita para liberar un electrón

II. Requiere un átomo no metálico para aceptar un electrón

III. Permite al átomo convertirse en anión

a) FFF b) FVV c) FVF d) VVF e) VFF

19. Marque la secuencia correcta para la correspondencia elemento familia:

a) Magnesio ( ) Metal Alcalino b) Helio ( ) Halógeno

c) Fluor ( ) Gas raro d) Potasio ( ) Metal Alcalino térreo

a) abcd b) bcda c) dbca d) dcba e) dcab

20. Marque la secuencia correcta para la correspondencia elemento propiedad física.

a) Bromo ( ) Gas noble b) Oro ( ) No metal líquido

c) Argón ( ) Metal amarillo d) Mercurio ( ) Metal líquido

a) bcda b) dbac c) bacd d) cabd e) abdc

AUTOEVALUACIÓN II:1. Indique la verdad (V) o falsedad (F) de las siguientes proposiciones:

I. Las propiedades de los elementos químicos son función periódica de sus masas atómicas.

II. La ubicación de los elementos químicos en la T.P.A dependen de su configuración electrónica.

III. Los elementos representativos terminan su configuración electrónica en subniveles s ó p.

a) VVV b) FVV c) VFV d) FVFV e) FFV

2. En la T.P.A existe un grupo denominado NO METALES; estos se caracterizan por algunas propiedades específicas a ellos, tales como:a) Tienen pesos atómicos grandesb) Son dúctiles, maleables y reflejan la luz.

52

QUÍMICA

c) Al hacer combinaciones binarias, pierden e- con facilidad.d) Son buenos conductores del calor y la electricidad.e) Tienen diversos aspectos físicos y son malos conductores del calor y la

electricidad.

3. Cuántas de las siguientes proposiciones son correctas:( ) Los lantánidos y actínidos no se incluyen en la T.P.A( ) Los Boroides presentan 3e- en el subnivel p.( ) Los elementos después del uranio son artificiales.( ) En la T.P.A se tiene 7 períodos y 18 familias.( ) En un grupo la reactividad disminuye según aumenta el número atómico.( ) Para un elemento representativo el número de grupo indica la cantidad de e - en el último nivel de

energía.a) 6 b) 5 c) 4 d) 3 e) 2

4. Tres elementos no metálicos gaseosos son:a) Te, In, Ga b) Xe, F, Ne c) Te, I, Od) Ca, Sc, Ti e) Se, H, Kr

5. Del elemento que su configuración electrónica termina en 3p5, se puede afirmar:a) Presenta menor radio atómico que el átomo de 11Na.b) Es más electronegativo que el 8O.c) Los números cuánticos (n y ) de los e- desapareados son 3 y 2.d) Se encuentra en la familia de los nitrogenadose) Forma enlace covalente con el potasio.

6. Con respecto a los elementos 11Na, 12Mg, 19K y 20Ca; es falso:a) El átomo de sodio es menos reactivo que el átomo de potasio.b) Todos ellos forman enlaces iónicos cuando se combinan con los halógenos.c) El átomo de sodio tiene el menor volumen atómicod) El átomo de potasio es el más electronegativo.e) Los átomos de Mg y Ca tienden a perder 2e- para adquirir la configuración de un

gas noble y tener mayor estabilidad.

7. Los números cuánticos para el último electrón de un átomo que pertenece al grupo VIIA y 4to período son:a) (4,1,-1,+1/2) b) (4,1,+1,-1/2) c) (4,1,-1,-1/2)d) (4,2,+2,+1/2) e) (4,1,0,-1/2)

8. Si los iones X1+ y Y3- son isoelectrónicos; a que familia y período pertenece X, si Y se encuentra en el grupo VA y 3er período de la T.P.Aa) Alcalino, 3ro b) Halógeno, 3ro c) Gas noble, 3rod) Alcalino, 4to e) Anfígeno, 4to

9. La relación creciente: 53I1- > 35Br1- > 17Cl1- > 9F1-, corresponde a:a) Electronegatividad b) Energía de ionizaciónc) Afinidad electrónica d) Carácter metálicoe) Radio iónico

10. De los elementos 4Be, 8O, 16S, 11Na, 7N; el de mayor radio atómico y el más electronegativo son respectivamente:

53

QUÍMICA

a) Na; O b) Be; N c) Na; S d) O; S e) Na; N

CAPITULO V

ENLACES QUÍMICOS Y FUERZAS INTERMOLECULARES

CONTENIDO TEMÁTICO: Definición de enlace Químico.

Notación de Lewis y la Regla del Octeto

Tipos de Enlaces Químicos.

Fuerzas Intermoleculares.


1. Diferenciar enlace químico y fuerzas intermoleculares.

2. Desarrollar la estructura de Lewis para compuestos químicos.

3. Reconocer y diferenciar los distintos tipos de enlaces químicos.

4. Reconocer y diferenciar los distintos tipos de fuerzas intermoleculares.

Si pudiéramos observar la estructura de las sustancias que forman la materia, nos dariamos cuenta que

están formados por átomos unidos entre si, como si fueran ladrillos que se unen para formar una pared o las

células de nuestro cuerpo, que se unen para formar nuestros tejidos y órganos. Las uniones entre los

átomos se llevan a cabo mediante los electrones de valencia que forman los enlaces químicos; de la forma

en que se enlazan los elementos químicos para formar compuestos y las fuerzas de atracción que existe

entre las moléculas nos ocuparemos en el presente capítulo.

ENLACE QUÍMICO:Son las fuerzas de atracción electrostática que mantiene unidos a los átomos dentro de un compuesto o

molécula.

Las especies químicas enlazadas disminuyen sus energías y aumentan su estabilidad. En la formación de

enlaces químicos se produce liberación de energía.

54

Mayor energía

Menor energía

Energía

A

A B

B : Átomos libres (Menor estabilidad) Liberación de energía

: Átomos enlazados (Mayor estabilidad)

Formación del enlace

QUÍMICA

NOTACIÓN DE LEWIS:Es la representación simbólica de un átomo con sus electrones de valencia (electrones del último nivel de

energía), los cuales se colocan alrededor del símbolo correspondiente representados mediante puntos o

aspas.

Para los elementos representativos (grupos A) se cumple:

Grupo IA IIA IIIA IVA VA VIA VIIA VIIIAe- de Valencia 1e- 2e- 3e- 4e- 5e- 6e- 7e- 8e-

Notación de Lewis

REGLA DEL OCTETO:Una explicación dada por G. Lewis establece que “los átomos se combinan con el fin de alcanzar una

configuración electrónica más estable”; dicha estabilidad es máxima y se da cuando un átomo alcanza la

configuración electrónica de un gas noble (8e- de valencia)

La regla del octeto dice: “ los átomos tienden a ganar, perder o compartir electrones hasta estar rodeados

por 8 electrones de valencia”.

El H2 y He no cumplen con la regla del octeto y en general está presenta las siguientes excepciones.

OCTETO INCOMPLETO:Se presenta generalmente en compuestos del Berilio (Be), Boro (B) y Aluminio (Al), en los cuales el

número de electrones que rodean al átomo central en una molécula estable es menor que ocho.

Ejemplo:

Hidruro de berilio (BeH2) Trifluoruro de boro (BF3)

H – Be – H

Ejercicio:

Averiguar si los compuestos BeCl2, AlH3, BCl3 y Al2S3 presentan octeto incompleto.

OCTETO EXPANDIDO:Se presenta generalmente en compuestos de Azufre (S), Fósforo (P) y Xenon (Xe) en los cuales el

número de electrones que rodean al átomo central en una molécula estable, es mayor de ocho. En

general se puede presentar en los átomos de los elementos del 3er período en adelante, que utilizan

orbitales 3d para este efecto de expansión. Ejemplo:

55

QUÍMICA

Hexafluoruro de azufre (SF6) Tetrafluoruro de Xenón (XeF4)

Ejercicio:

Mediante la notación de Lewis averiguar si las moléculas XeF6, PCl5 y ClF3 presentan octeto expandido.

MOLÉCULAS CON UN NÚMERO IMPAR DE ELECTRONES:Estas moléculas tampoco cumplen la regla del octeto puesto que presentan un orbital con un electrón

desapareado, razón por la cual son afectados por un campo magnético externo; esto es, son para

magnéticas.

Ejemplo:

Óxido Nítrico (NO) Dióxido de Nitrógeno (NO2)

Algunas moléculas como el NO2 adquieren mayor estabilidad dimerizándose a N2O4.

En general para desarrollar la estructura de Lewis de sustancias químicas hay que tener en cuenta las

siguientes reglas básicas:

R1 El estado de oxidación de los elementos en el compuesto. Este nos permite conocer el número de

electrones enlazantes

R2 Establecer un esqueleto estructural lo más simétrico posible, con los átomos que nos indica la fórmula

molecular.

R3 El elemento que sirve de átomo central para realizar la distribución o unión de los otros, debe ser el

menos electronegativo, cuando sea posible. El H nunca puede ser átomo central.

R4 Cuando en la fórmula del compuesto inorgánico existen hidrógenos, ellos siempre van unidos al

oxígeno formando grupos O – H. Además, debe evitarse el enlace – O – O –, a no ser que se trate de

un peróxido.

TIPOS DE ENLACES QUÍMICOS:Para reconocer los tipos de enlaces químicos, en general nos debemos guiar por los átomos que participan

en el enlace y la electronegatividad de estos.

ENLACE IÓNICO:Es la fuerza de atracción electrostática que mantiene unidos a los iones en un compuesto. Se produce

entre un átomo metálico y un átomo no metálico por transferencia de electrones del 1ro al 2do.

Teóricamente ocurre cuando la diferencia de sus electronegatividades es igual o mayor a 1,7 ( E 1,7).

Ejemplo:

Cloruro de sodio (NaCl)

Ejercicio:

Mediante la estructura de Lewis los enlaces iónicos de los siguientes compuestos: MgS, CaO, AlBr3, BaI2.

56

QUÍMICA

Son propiedades de los compuestos iónicos.

1. A condiciones ambientales son sólidos cristalinos y quebradizos.

2. Poseen alta temperatura de fusión.

3. Generalmente son solubles al agua.

4. En estado sólido son malos conductores de la electricidad y fundidos o en solución son buenos

conductores de la electricidad.

Si son iones poliatómicos, pueden ser sólo no metales, como (NH4)+(NO3)-. La fuerza de atracción

electrostática entre los iones de un compuesto iónico aumenta con la carga del ión, por ejemplo:

Al3+ Cl > Mg2+ Cl > Na+ Cl-

Enlace Covalente:Es la fuerza electromagnética que surge cuando los electrones son compartidos por dos átomos no

metálicos. Teóricamente existe enlace covalente, cuando la diferencia de sus electronegatividades es

menor a 1,7 ( E < 1,7).

Son propiedades de los compuestos covalentes.

1. Se produce por compartición de electrones.

2. A condiciones ambientales pueden ser sólidos, líquidos o gases.

3. Presentan bajos puntos de fusión (< 300°C).

4. Son malos conductores del calor y la electricidad.

5. Cuando son polares se disuelven en el agua, y cuando son apolares se disuelven en solventes

apolares.

Los enlaces covalentes se clasifican en:

1. Según el número de electrones aportadosa. Enlace covalente normal o puro:

Cuando cada átomo aporta un electrón para formar el enlace.

Ejemplo:

Hidrógeno(H2) Ácido Clorhídrico (HCl)

Ejercicio:

Escriba la estructura de Lewis para los compuestos: CO, H2O, CH4, N2.

b. Enlace Covalente coordinado o dativo:Ocurre cuando un átomo está dispuesto a donar un par de electrones (donador) y otro dispuesto

a aceptar dicho par (aceptor).

Ejemplo:

57

+

QUÍMICA

Ión Hidronio (H3O)1+ : Ejercicio:

Escribir la estructura de Lewis para los compuestos H3PO4, HClO4, NH , SO3, e indicar cuántos

enlaces dativos presentan.

2. Según la polaridad del enlace:a. Enlace Covalente Apolar o No Polar:

Ocurre entre átomos no metálicos iguales o cuando E = 0.

Ejemplo:

Oxígeno (O2)

Ejercicio:

Escribir la estructura de Lewis para H2, N2, Cl2.

Si los átomos son diferentes, que presenten simetría de enlace o que el elemento central no

presente e- libres, de manera que la suma de polaridades se anule ( ) , tal como ocurre

en: CO2, SiH4, CH4 y todos los hidrocarburos (compuestos formados por Carbono e Hidrógeno y

sus derivados).

Ejemplo:

Cloruro de berilio (BeCl2) - -

3.0 1.5 3.0

1,5 1,5

Ejercicio:

Analizar si las moléculas de C2H2, CO2 y BH3 son no polares

b. Enlace Covalente Polar:

Ocurre entre átomos no metálicos diferentes o cuando O < E < 1,7; esto es, el átomo

más electronegativo atraerá parcialmente el par de electrones produciéndose dipolos

permanentes (polaridades parciales).( )

Ejemplo:

Ácido clorhídrico (HCl)

+ -

2,2 3,2

Ejercicio:

Analizar si las moléculas de H2O, HF, OF2 y NH3 son polares.

58

Cl*H Cl*H S + S

+ ClH -

O OOO *

*

**

*

*

QUÍMICA

3. Según el número de electrones compartidos:a. Enlace covalente simple:

Ocurre cuando los átomos presentan un par de electrones enlazantes. Se le conoce como enlace

sigma ( )

Ejemplo:

Molécula de Bromo (Br2)

Ejercicio:

Qué moléculas presentan E.C simple entre: H2O, CH4 y PH3.

b. Enlace Covalente MúltipleOcurre cuando los átomos presentan dos o tres pares de electrones enlazantes. Son enlaces

sigma y Pi ( ).

Ejemplo:

1. Dióxido de Carbono (CO2)

2. Nitrógeno (N2)

Ejercicio.

Qué moléculas presentan enlaces múltiples entre O2, C2H2, HCN y SO3.

ENLACE METÁLICO:Se presenta en los metales; es la energía de atracción coulombica producida por los cationes de un metal

y el “Mar” de electrones de valencia deslocalizados a los largo del sólido.

Algunas de sus propiedades son:

1. A excepción del Hg, todos son sólidos a condiciones ambientales.

2. Son buenos conductores del calor y la electricidad.

3. La fuerza electrostática aumenta conforme aumenta la carga iónica del catión, lo cual influye también

en el aumento del punto de fusión de los metales. Ejemplo:

Metal : Potasio Calcio Escandio

Ion formado : K1+ Ca2+ Sc3+

Temp. Fusión : 63,5 777 1541

FUERZAS INTERMOLECULARES:Son fuerzas de atracción que existen entre las moléculas de una sustancia. Son mucho más débiles que los

enlaces interatómicos y son las responsables de la existencia de los estados condensados de la materia

(sólido y líquidos). Son fuerzas de cohesión molecular de naturaleza electrostática.

59

Br Br

O O O OC C

N N N N

QUÍMICA

Estas fuerzas son las responsables del comportamiento físico de las sustancias, como son: los estados de

agregación, solubilidad en determinados solventes, puntos de fusión y ebullición, capacidad de licuarse de

los gases, etc.

(fuerzas de London)

Fuerzas dipolo – dipolo:Se presentan en moléculas polares son de origen electrostático

Las moléculas polares generan dipolo permanente, los cuales pueden interactuar entre si cuando se

encuentran sus polos opuestos. Disminuye rápidamente con la distancia, es decir a mayor distancia dipolo

– dipolo menos fuerza de atracción.

Fuerzas dipolo – dipolo instantáneo:Llamadas también de London, se presentan entre moléculas apolares. Debido a estos los gases como el H 2,

N2, O2, etc se pueden licuar a temperaturas bajas. Estas fuerzas de atracción aumentan cuando mayor es el

volumen de la molécula pero disminuyen rápidamente con la distancia entre moléculas.

Enlace puente Hidrógeno:Es una fuerza de atracción electrostática intermolecular, en la que un átomo de Hidrógeno que está

enlazado a un átomo muy electronegativo, es atraído por el par de electrones solitario de otro átomo

pequeño y muy electronegativo. Se presenta generalmente entre sustancias que contienen enlaces: F –H; O

– H; N – H y que implica las siguientes combinaciones:

F – H ... F O – H ... F N – H ... FF – H ... O O – H ... O N – H ... OF – H ... N O – H ... N N – H ... N

El enlace puente Hidrógeno entre moléculas de agua hace que está sustancia sea líquida.

Ejercicio:

Identifique que tipo de fuerzas intermoleculares presentan las siguientes sustancias: CO2, CH4, SO2, HF,

PCl3, CH3OH, O2, Cl2, SbH3.

60

Fuerzas intermoleculares

Van Der Waals Puente Hidrógeno

Dipolo - Dipolo Dipolo – Dipolo Instantáneo

+ - + - + - + -

- +

+ - + - + - + -

- + - + - +

QUÍMICA

EJERCICIOS DE AFIANZAMIENTO:Decir si son verdaderos (V) o falsos (F) cada una de las siguientes proposiciones:

( ) Para que se forme un enlace químico siempre debe existir participación de electrones.

( ) Los compuestos formados entre los elementos del grupo IA con los del VIA son iónicos.

( ) El agua es un compuesto iónico

( ) Si una molécula tiene enlaces iónicos y covalentes, se comporta como compuesto iónico.

( ) El carácter polar de un enlace es independiente de la electronegatividad de los átomos enlazados.

( ) La mejor estructura de Lewis para un compuesto, es la que contenga más enlaces dativos.

( ) Los enlaces iónicos son más polares que los covalentes.

( ) En todos los compuestos se cumple la regla del octeto.

( ) El CH4 es un compuesto iónico.

( ) La molécula de HCN tiene 4 enlaces covalentes polares y la molécula es polar.

( ) El K no conduce la corriente eléctrica

( ) El P2O5 en su estructura de Lewis posee dos enlaces covalentes dativos

( ) El PI5 cumple la regla del octeto

( ) La polaridad de una molécula depende del número de electrones no enlazantes.

( ) Las fuerzas dipolo – dipolo proviene de moléculas polares.

( ) Las fuerzas intermoleculares se producen entre moléculas iguales o diferentes.

AUTOEVALUACIÓN I:1. Marque la secuencia correcta:

I. El enlace químico es la fuerza de unión entre los átomos de una sustancia.

II. El enlace metálico resulta de las atracciones electrostáticas entre los iones metálicos y los

no metálicos.

III. Las fuerzas intermoleculares son atracciones electrostáticas entre moléculas.

IV. Las fuerzas intermoleculares son atracciones electrostáticas solo entre moléculas polares.

a) VVVV b) VFVF c) VVFF d) VFFV e) VFVV

2. De las especies: H2, Cl2, BF3, CH3OH, PCl5 no cumplen la regla del octeto.

a) 3 b) 4 c) 2 d) 1 e) Todas

3. ¿Qué especie química presenta enlace iónico?

a) BrCl b) H2O c) Ag - Cu d) KCl e) F2

4. El enlace metálico está presente en:

a) Cl2 b) Ca c) S8 d) Rn e) P4

5. ¿Qué molécula es heteronuclear?

a) F2 b) S8 c) P4 d) O3 e) CO2

6. ¿Qué especie química presenta dos enlaces covalente polar?

a) H2S b) H3O+ c) SO3 d) Br2 e) Au

7. ¿Qué especie química presenta enlace covalente coordinado?

61

QUÍMICA

a) b) HCN c) CO2 d) NaOH e) H2S

8. ¿Qué especie química presenta enlace covalente múltiple?

a) H2S b) C2H2 c) d) C2H6 e) H3O+

9. En el compuesto HClO4, cuántos enlaces puros, dativos y pares solitarios existen respectivamente.

a) 3, 2, 11 b) 3, 3, 10 c) 2, 3, 11 d) 4, 3, 10 e) 3, 4, 10

10. Marque la secuencia correcta respecto a los compuestos iónicos:

I. Son sólidos cristalinos.

II. En el estado sólido son buenos conductores de la electricidad.

III. En el estado líquido conducen la corriente eléctrica.

IV. Poseen puntos de fusión bajos.

a) VFFF b) VVFF c) VFFV d) VFVF e) VVVF

11. Qué materiales presenta enlace metálicos.

I. S8 II. Grafito III. Ag – Au IV. Cs

a) I y II b) I y III c) II y III d) I y IV e) III y IV

12. De las sustancias: PH3, MgS, CO2, CaF2, I2, F2O, KBr; ¿cuántas están formadas por redes o estructuras

cristalinas?

a) 2 b) 3 c) 4 d) 5 e) 6

13. El tetracloruro de carbono (CCl4) es un solvente no polar que disuelve a:

a) HCl(g) b) KBr(s) c) CaO(s) d) Br( ) e) NO(g)

14. Marque la secuencia correcta:

I. La formación de un enlace químico implica un cambio químico

II. Las sustancias iónicas no forman moléculas

III. El enlace covalente polar entre dos átomos tiene un porcentaje de carácter iónico.

IV. La formación de un enlace produce liberación de energía

a) FVVF b) VVFF c) VVVF d) VVFV e) VVVV

15. ¿Qué sustancia no presenta enlaces interatómicos?

a) Cloro b) Oxígeno c) Agua d) Neón e) Nitrógeno

16. ¿Cuántos electrones de valencia presenta el KMnO4?

a) 8 b) 10 c) 16 d) 32 e) 24

17. Qué tipos de enlace presenta el compuesto H3 PO4:

a) 1 dativos – 6 sigma b) 4 dativos – 3 sigma

c) 2 dativo – 6 sigma d) 4 sigma - 2 dobles

e) 5 sigma – 1 dativo

18. Indique las sustancias que presentan enlaces puente de hidrógeno.

I. NH3 II. H2O III. HCl IV. HNa

a) III, IV b) II, III c) Solo IV d) I, III e) I, II

62

QUÍMICA

19. En que sustancia se presentan las fuerzas de London.

a) HF b) O2 c) HCl d) NH3 e) NaCl

20. En que sustancia se presentan las fuerzas dipolo - dipolo

a) S8 b) NaCl c) CO2 d) HCl e) Todas

AUTOEVALUACIÓN II:1. Indique el número de proposiciones correctas:

I. Los átomos se unen para alcanzar mayor estabilidad.

II. Algunos compuestos iónicos se encuentran al estado líquido.

III. El enlace ionico típico se presenta entre metales y no metales

IV. En BF3, BeCl2, PCl5 el átomo central no cumple con las reglas del Octeto.

V. Los compuestos CO2, KF y CaO son covalentes.

a) 1 b) 2 c) 3 d) 4 e) 5


( ) Los compuestos iónicos suelen sublimar.

( ) La mayoría de compuestos covalentes son solubles en agua.

( ) El oxígeno e hidrógeno son moléculas no polares.

( ) Las moléculas están formadas por enlaces covalentes

a) FFVF b) VFVV c) VVVV d) FFVV e) FVFV

3. Cuántas de las siguientes relaciones son incorrectas

( ) H2: covalente polar ( ) CO2: covalente apolar

( ) KCl: ionico ( ) C2H2: enlaces múltiple

a) 0 b) 1 c) 3 d) 2 e) 4

4. El compuesto que presenta mayor carácter ionico es:

a) Al2O3 b) C5F c) KBr d) Mg3N2 e) CaI2

5. Marque el compuesto que presenta mayor número de enlaces dobles

a) CO2 b) C2H4 c) CCl4 d) HCN e) NH3

6. El enlace covalente que presenta mayor polaridad es:

a) H – Cl b) H – O c) H – N d) H – H e) C –O

7. Los elementos A, B, C tienen números atómicos consecutivos. Si B es un gas raro, el enlace que

formará A y C es:

a) Pte Hidrógeno b) Cov. Polar c) Iónico

d) Cov. Apolar e) Cov. Dativo

8. Cuántas moléculas presentan enlaces deslocalizados (tienen resonancia): SO3, CO2, O3, HCl, C6H6,

CaO.

a) 5 b) 4 c) 3 d) 2 e) 1

63

QUÍMICA

9. Marque la alternativa correcta con respecto a las fuerzas intermoleculares:

a) El pto de ebullición no depende de las fuerzas intermoleculares.

b) A mayor fuerza intermolecular mayor pto de fusión

c) Las fuerzas dipolo- dipolo se ejercen en compuestos iónicos

d) Las fuerzas de London predominan en moléculas polares

e) Los enlaces puente Hidrógeno se presentan en los hidrocarburos.

10. Respecto al enlace puente Hidrógeno, señale la relación correcta.

( ) Puede presentarse entre moléculas diferentes.

( ) Los compuestos NH3 y HF lo presentan

( ) Influye en el punto de ebullición de ciertos compuestos.

a) VVV b) FFV c) VVF d) VFV e) FFV

64

QUÍMICA

CAPITULO VI

FORMACIÓN Y NOMENCLATURA DE COMPUESTOS INORGÁNICOS

CONTENIDO TEMÁTICO: Valencia y Estado de Oxidación.

Sistemas de Nomenclatura

Funciones químicas oxigenadas: Óxidos, Hidróxidos, Anhídrido, Ácidos y Sales Oxisales.

Formación y Nomenclatura de Iones.

Funciones químicas hidrogenadas: Hidruros, Hidrácidos y Sales Haloideas.


1. Comprender el concepto de estado de oxidación y aplicarlo en la escritura

correcta de fórmulas químicas.

2. Aprender a escribir correctamente las fórmulas de los compuestos

inorgánicos.

3. Diferenciar las distintas funciones químicas inorgánicas.

4. Saber nombrar los compuestos de acuerdo a las nomenclaturas más

usadas en cada función química.

La civilización sigue luchando una larga y ardua batalla contra el malestar, el dolor y las enfermedades.

Hace más de 2300 años, nos dice la historia, el famoso médico griego Hipócrates, describió los efectos

analgésicos de una infusión preparada con la corteza del sauce. Hace poco más de un siglo se logró aislar y

luego sintetizar la sustancia responsable de los poderes curativos de la corteza del sauce y se le identificó

como Ácido Salicílico, conocido entre nosotros como “Aspirina”.

Tal vez la actividad que más identifica a la química sea la formulación y preparación de compuestos

químicos, sustancias que se obtienen en las combinaciones de átomos y que será el tema a tratar en el

presente capítulo.

65

QUÍMICA

En general los compuestos químicos los podemos clasificar en grandes grupos, estos son:

a. Moleculares.- Cuando sus átomos están unidos por enlaces covalentes.

b. Iónicos.- Cuando sus átomos o iones están unidos por enlaces iónicos.

VALENCIA:Es la capacidad de combinación (electrones ganados, perdidos o compartidos) que poseen los átomos

cuando forman un compuesto. Siempre es un número natural.

NÚMERO O ESTADO DE OXIDACIÓN (N.O) ó (E.O):Es un número que nos indica la carga (+) o (-) que poseen los átomos que forman parte de un compuesto.

Depende de la electronegatividad de los elementos y puede tomar valores fraccionarios.

Ejemplo:

Determine la valencia y E:O del Hidrógeno y Oxígeno en la molécula de agua.

H2O H H valencia : O = 2 H = 1

Estado de oxidación : O = -2 H = +1

Ejercicio:

Determine la valencia y E:O de elementos que forman las moléculas de:

a. Ca(OH)2 b. H2O2 c. Ca3(PO4)2

REGLAS PRÁCTICAS DEL ESTADO DE OXIDACIÓN (E.O):R1: Los elementos al estado libre tienen E.O = 0

R2: El Hidrógeno actúa generalmente con E.O = +1; salvo en los Hidruros metálicos en donde actúa con -1

R3: El Oxígeno actúa generalmente con E.O = -2; salvo en los peróxidos que actúa con -1 y en el F 2O con

+2

R4: En todo compuesto la sumatoria de sus E.O = 0 y en un ión E.O = carga del ión. Esto es :

E.O. Compuesto = 0 E.O. Ión = Carga Ión

Ejemplo:

Determine los Estados de Oxidación del S y P en las sustancias H2SO4 y PH3

1. : 2(+1) + (x) + 4(-2) = 0 x = +6

2. : x + 3(+1) = 0 x = -3

Ejercicio:

66

O **

QUÍMICA

Determine los E.O del P, Cr y Fe en los siguientes compuestos H3PO3, K2Cr2O7, Fe3O4

ESTADOS DE OXIDACIÓN MÁS COMUNES DE PRINCIPALES ELEMENTOS DE LA TABLA PERIÓDICA (GRUPOS A Y B):

a. Frente al Oxígeno

I II III IV V VI VII VIII

Li Na K Ag

Cu

Au

Be Mg Ca Sr Ba Zn Cd

Hg

B Al

C

Si

Sn Pb

N P As Sb

S Se Te

Cr M:+2, +3

N: +6

F

Cl Br I

Mn M:+2, +3

N:+4,+6,+7

Fe Co Ni

Pt

X: metal X: no metal X: anfótero

SISTEMAS DE NOMENCLATURA:1. Nomenclatura Clásica:

En ella se usan los siguientes prefijos y sufijos de acuerdo al número de estados de oxidación del

elemento:

Prefijo SufijoN° de Valores del E.O

1 2 3 4

_Hipo

_Per

_Oso

_Oso

_Ico

_Ico

* (1)

**

***

* (1 ó 2)

* (3 ó 4)

* (5 ó 6)

* (7) (1) Generalmente se obvia.

Ejemplo:

Cl2O7 Anhídrido perclórico

2. Nomenclatura Stock:

67

(Función Química) (Prefijo) (Nombre del elemento)(Sufijo)

+1+2

+3

+5

+2

+4

+6

+3

+2+4

+4

+2+4

+1

+1+2

+1+3

+2

+1+3+5+7

-1+2

+3

+2+4

QUÍMICA

En ella se indica el estado de oxidación del elemento en números romanos.

Cuando el elemento tiene un solo E.O se puede obviar el número romano.

Ejemplo: Cl2O7 Oxido de Cloro (VII)

3. Nomenclatura Sistemática (IUPAC):Nos lee la fórmula del compuesto, para ella usa los siguientes prefijos.

Prefijo Mono(1) Di Tri Tetra ...

N° Átomos o Iones 1 2 3 4 ... (1) Se obvia, salvo en CO (Monóxido de carbono).

Ejemplo: Cl2O7 Heptóxido de dicloro.

FUNCIÓN QUÍMICA:Es un conjunto de sustancias que poseen propiedades químicas semejantes; esto es, presentan un mismo

comportamiento químico porque poseen composición similar, las funciones químicas inorgánicas pueden

ser binarias, ternarias y cuaternarias.

a) Oxigenadas:

b) Hidrogenadas

68

(Función Química) de (Nombre del elemento) (E.O).

(Prefijo) (Nombre Función Química) de (Prefijo) (Nombre del elemento)

METAL HIDRURO METÁLICO

NO METAL

+H2

+H2HIDRURO

NO METÁLICO

AC. HIDRÁCIDO HIDRÓXIDO

SAL HALOIDEA

NEUTRA BÁSICA

ÁCIDA DOBLE

+H2O

ELEMENTO COMPUESTOS BINARIOS

COMPUESTOS TERNARIOS

COMPUESTOS CUATERNARIOS

ELEMENTO COMPUESTOS BINARIOS

COMPUESTOS TERNARIOS

COMPUESTOS CUATERNARIOS

METAL ÓXIDO BÁSICO HIDRÓXIDO

ÁCIDO OXÁCIDOÓXIDO ÁCIDONO METAL

+H2O

+H2O

+O2

+O2

SAL OXISAL

NEUTRA

ÁCIDA

BÁSICA

DOBLE

+

QUÍMICA

PRINCIPALES FUNCIONES QUÍMICAS INORGÁNICAS:

1. Función Oxido (oxido Básico):Son compuestos binarios que resultan de la oxidación de los elementos metálicos frente al oxígeno.

Su fórmula general es M2Ox , donde: x es el E.O del metal.

Para nombrarlos se usan los tres sistemas de nomenclatura.

Ejemplos:

1. Nombrar a: Na2O Al2O3

Clásica (C) : Oxido de Sodio Oxido de Aluminio

IUPAC (I) : Oxido de disodio Trioxido de Aluminio

Stock (S) : Oxido de Sodio (I) Oxido de Aluminio (III)

2. Nombrar a: FeO Fe2O3

C: Oxido ferroso Oxido férrico

I: Oxido de Hierro Trioxido de dihierro

S: Oxido de Hierro (II) Oxido de hierro (III)

Ejercicio:

1. Nombrar los siguientes óxidos: PtO2 ; Sb2O5 ; ZnO

2. Formular los óxidos de: Ba, Au y Co

2. Función Hidróxido:Son compuestos ternarios que resultan de la combinación de un oxido básico con el agua; esto es:

Su fórmula general es: M(OH)x , donde x es el E.O del metal.

Se caracterizan por poseer grupos OH- (oxidrilo o hidróxilo); en contacto con la Fenolftaleína toman

color rojo grosella, en solución acuosa se disocian, por lo que son buenos conductores de la

corriente eléctrica; azulean el papel de tornasol rojo; al ser tocados con los dedos nos dejan una

sensación aceitosa; reaccionan con los ácidos ganando protones de éstos, etc.

Para nombrarlos se usan los tres sistemas de nomenclatura, aunque la más usual es la clásica y en

algunos casos la común.

Ejemplos:

69

Metal + Oxígeno Oxido

Oxido Básico + Agua Hidróxido

QUÍMICA

1. Nombrar a: NaOH Al(OH)3

C : Hidróxido de sodio Hidróxido de Aluminio

I : Hidróxido de sodio Trióxido de Aluminio

S : Hidróxido de sodio(I) Hidróxido de Aluminio(III)

Común : Soda caústica

2. Nombrar a: Fe(OH)2 Fe(OH)3

C: Hidróxido Ferroso Hidróxido Férrico

I : Di Hidróxido de Hierro Trihidróxido de Hierro

S: Hidróxido de Hierro(II) Hidróxido de Hierro(III)

Ejercicios:

1. Nombrar los siguientes hidróxidos: Cu(OH) ; Sb(OH)5 ; Ca(OH)2

2. Formular los hidróxidos de: Zn, Ba y Cr.

3. Óxidos Dobles:Se obtienen sumando los óxidos OSO e ICO de un elemento metálico. Los más simples tiene por

fórmula general M3O4. Para nombrarlos se usa la nomenclatura clásica.

Ejemplos:

1. FeO + Fe2O3 Fe3O4 Oxido doble de Hierro

u Oxido ferroso férrico.

2. 2SnO + SnO2 Sn3O4 Oxido doble de estaño

u Oxido estannoso estannico

Ejercicio:

Formular y nombrar los óxidos dobles de: Mn y Pb

4. Peróxidos:Se obtienen adicionando un átomo de oxígeno a un óxido básico; esto es:

Son sustancias inestables; se descompone en presencia de la luz de allí que se les conserva en

frascos oscuros; sus fórmulas no se simplifican; se caracterizan por presentar el enlace O – O; en

ellos el oxígeno actúa con E.O= -1. Los elementos que tienen más de un E.O sólo los forman con su

mayor estado de oxidación. Para nombrarlos se usa la nomenclatura clásica.

Ejemplos:

1: Na2O + O Na2O2 Peroxido de Sodio

2: CuO + O CuO2 Peróxido de cobre.

Ejercicio:

Formular y nombrar los peróxidos de Bario y Plomo.

5. Anhídridos (óxidos ácidos):

70

Oxido Básico + O Peróxido

QUÍMICA

Son compuestos binarios que se forman por la combinación de un elemento no metálico y oxígeno;

esto es:

Tienen por fórmula general: NM2Ox donde x es el estado de oxidación del no metal (NM); para

nombrarlos se usa frecuentemente las nomenclaturas común y IUPAC, sus fórmulas se pueden

simplificar.

Ejemplos:

1. Nombrar a: SO SO2

C : Anh. Hiposulfuroso Anh. Sulfuroso

I: Óxido de azufre Dióxido de azufre

S: Óxido de azufre(II) Óxido de azufre(IV)

2. Nombrar a: SO3 MnO2

C: Anh. Sulfúrico Anhídrido Manganoso

I: Trióxido de azufre Dióxido de Manganeso

S: Óxido de azufre(VI) Óxido de Manganeso(IV)

3. Nombrar a: MnO3 Mn2O7

C: Anh. Mangánico Anh. Permangánico

I: Trióxido de Manganeso Heptóxido de Dimanganeso S: Oxido de

manganeso(VI) Oxido de Manganeso(VII)

Ejercicio:

Formular y Nombrar todos los anhídridos de: Nitrógeno, Cloro y Fósforo.

6. Oxácidos u ácidos Oxácidos:Son compuestos ternarios que se obtienen de la combinación de un Anhídrido con agua; esto es:

Su fórmula general es HaNMbOc cuyos subíndices dependen del estado de oxidación del elemento

no metálico; esto es:

E.O. Impar E.O. Par B, P, As y Sb (*)

H NMO H2NMO H3NMO

(*) Estos elementos en la práctica sólo forman compuestos con 3 moléculas de agua.

Donde: X = E.O. de elemento no metálico (NM)

Para nombrarlos se usa generalmente la nomenclatura clásica; se caracterizan por: tener sabor

agrio, enrojecen el papel azul de tornasol, en solución acuosa se disocian produciendo iones H + y

por tanto conducen la corriente eléctrica.

71

No Metal + Oxígeno Anhídrido(óxido ácido)

Anhídrido + Agua Oxácido

QUÍMICA

Ejemplos:

1. Nombrar a: H2SO2 H2SO3 H2SO4

Ac. Hiposulfuroso Ac. Sulfuroso Ac. Sulfúrico

2. Nombrar a: HClO HClO2 HClO3 HClO4

Ac.Hipocloroso Ac. Cloroso Ac. Clórico Ac. Perclórico

3. Nombrar a: H2MnO3 H2MnO4 HMnO4

Ac. Manganeso Ac. Manganico Ac. Permanganico

Los ácidos oxácidos pueden ser:a. Poli hidratados:

Cuando en su constitución tienen más de una molécula de agua; esto es:

De acuerdo al estado de oxidación del elemento no metálico se usan prefijos de la siguiente

tabla.

En algunos compuestos los prefijos meta y orto se obvian; además los compuestos piro con E.O

par se les puede clasificar como poliácidos.

Ejemplo:

Formular los siguientes ácidos polihidratados

1. Ácido Metabórico: B2O3 +H2O HBO2

2. Ácido piro per brómico: Br2O7+2H2O H4Br2O9

3. Ácido orto sulfuroso: SO2+2H2O H4SO4

Ejercicio:

1. Formule los siguientes ácidos poli hidratados: Ácido orto mangánico ; Ácido orto clorico ;

Ácido piro nítrico:

2. Nombre los siguientes ácidos polihidratados H4P2O5 ; H4B2O5 ; H3SbO4 ; H2S2O7.

b. Poliácidos:Cuando en su constitución tienen más de una molécula de anhídrido; esto es:

Prefijo E.O. Impar E.O. Par

Meta

Piro

Orto

1 Anh. + 1H2O

1 Anh. + 2H2O

1 Anh. + 3H2O

1 Anh. + 1H2O

2 Anh. + 1H2O

1 Anh. + 2 H2O

72

Anhídrido + nH2O Ac. Poli hidratado

nAnhídrido + H2O Poliácido

QUÍMICA

Dependiendo del número de átomos no metálicos se usan los sufijos:

Sufijo Di Tri Tetra ...

N° átomos NM 2 3 4 ...

Ejemplo :

Nombrar los siguientes ácidos poliácidos

1. Acido dicrómico: 2CrO3 + H2O H2Cr2O7

2. Acido Tricarbónico: 3CO2 + H2O H2C3O7

Ejercicios:

1. Formular los siguientes poliácidos:Acido tetranítrico ; Acido pentasulfúrico.

2. Nombrar los siguientes poliácidos: H2B4O7 ; H2Si2O5 y H2S3O10.

c. Tío ácidos:Resultan de la sustitución de átomos de oxígeno de un oxácido por igual número de átomos de

azufre. Para nombrarlos se usan los siguientes sufijos antes del no metal.

Sufijo Sustituciones que indica

TioDitioTritio

Sulfo

1 “O” por un “S”2 “O” por 2 “S”3 “O” por 3 “S”

Todos los “O” por igual N° “S”

Ejemplo:

Formular los siguientes tío ácidos

1. Ácido tri-tio fosfórico: H3PO4 H2POS3

2. Ácido sulfo per clórico: HClO4 HClS4

Ejercicios:

1. Formular los siguientes tío ácidos: ácido di tio perclórico ; ácido sulfo nítrico

2. Nombrar los siguientes tioácidos: HIOS2; H4P2O4S3; HBrS y H2CO2S

d. Peroxiácidos.Resultan de adicionar un átomo de oxígeno a un oxácido ó combinando un anhídrido con

peróxido de hidrógeno. Solo son estables para el estado de oxidación más alto del no metal.

Para nombrarlos se agrega el sufijo per o peroxido antes del nombre del no metal. No se

simplifican.

73

Anhídrido + H2O2 Peroxiácido

Ácido Oxácido + O Peroxácido

QUÍMICA

Ejemplo:

Formular los siguientes peroxiácidos

1. Ac.peroxidisulfurico: 2SO3 + H2O2 H2S2O8

2. Ac. per perclórico: HClO4 + O HClO5

Ejercicios:

1. Formular los siguientes peroxiácidos: ácido peroxitricromico y Ácido peroxipermangánico

2. Nombrar los siguientes peroxiácidos: H6P2O11; H2Cl2O9 y H2N2O7

HIDRUROS:Son compuestos binarios que se originan por la combinación de un elemento con el hidrógeno. El número

de oxidación de los elementos (grupos A) de la tabla periódica actual frente al hidrógeno son:

IA IIA IIIA IVA VA VIA VIIA VIIIA

1 2 3 4 3 2 1 0

No todos los elementos forman compuestos frente al hidrógeno (Hidruros); ya que la estabilidad de estos

disminuye a medida que bajamos dentro de un grupo de la tabla periódica. Además, sólo algunos metales

de transición como el Cu y Pb forman hidruros, los demás generalmente no lo hacen, si lo hacen son muy

inestables.

a) HIDRUROS METÁLICOS:Se forman por la combinación de elementos de grupos IA (Li, Na, K); IIA (Be, Mg, Ca); IIIA (Al).

Su fórmula general es: EHx . Donde x = E.O. del metal. En estos compuestos el hidrógeno actúa con

E.O.= 1-. Para nombrarlos se usa la nomenclatura stock y IUPAC. Son compuestos sólidos estables.

Ejemplo:

Nombrar a: CaH2 AlH3

S: Hidruro de Calcio Hidruro de Aluminio

I: Dihidruro de Calcio Trihidruro de Aluminio

Ejercicio:

1. Formular y nombrar los hidruros de: Litio; Cobre y Plomo.

2. Nombrar los siguientes hidruros: SnH4 ; KH y MgH2

b) HIDRUROS NO METÁLICOS (ESPECIALES):Se forman cuando el hidrógeno con E.O.=1+ se combina con los elementos de los grupos IIIA(B);

IVA(C, Si), VA(N, P, As, Sb). Estos son compuestos gaseosos muy tóxicos y en solución acuosa no

tienen carácter ácido.

74

Metal (IA, IIA, IIIA) + H2 Hidruro metálico

QUÍMICA

Para nombrarlos se usa la nomenclatura común y IUPAC, su fórmula general es EHx. Estos son:

BH3 CH4 SiH4 NH3

C: Borano Metano Silano Amoniaco

I: Trihidruro de Boro _______ ______ ________

PH3 AsH3 SbH3

C: Fosfina Arsina Estibina

I: ________ _________ __________

c) HIDRÁCIDOS:Son hidruros ácidos que se forman por la combinación de elementos de grupo VIA(S, Se, Te) y VIIA(F,

Cl, Br, I). En ellos el hidrógeno actúa con E.O = 1+. Son gases y en solución acuosa tienen carácter

ácido; esto es, se disocian y por tanto son conductores de la corriente eléctrica.

Su fórmula general es HxE donde: X = E.O del no metal ó E.O. (N.M) y para nombrarlos se usa el sufijo

Uro después del no metal cuando están puros e Hídrico cuando están en solución acuosa.

Ejemplo:

Nombrar a: HCl(g) H2S(g)

Cloruro de Hidrógeno Sulfuro de Hidrógeno

HCl(ac) H2S(ac)

Ácido Clorhídrico Ácido Sulfhídrico

Ejercicio:

Formular y nombrar los Hidruros e Hidrácidos de Bromo y Selenio.

RADICALES o IONES:Son átomos individuales o grupo de átomos que poseen carga eléctrica diferente de cero debido a la

pérdida o ganancia de electrones, pueden ser:

a. Cationes:Derivan de los elementos metálicos cuando pierden uno ó más electrones de valencia, pertenecen a

este grupo todos los elementos metálicos con sus correspondientes estados de oxidación positivos y

algunos iones de no metales que presentan carga positiva teniendo por tanto comportamiento metálico.

NOMBRE Y FÓRMULA DE ALGUNOS CATIONES INORGÁNICOS:

CATION FÓRMULA CATION FÓRMULAAluminioAmonioBarioCalcioCincCuprosoCuprico

Al3+

NH41+

Ba2+

Ca2+

Zn2+

Cu1+

Cu2+

CrómicoEstannosoEstroncioFerrosoFerrico

LitioMagnesio

Cr3+

Sn2+

Sr2+

Fe2+

Fe3+

Li1+

Mg2+

75

QUÍMICA

En la nomenclatura stock los cationes con más de un E.O. se nombran con los números romanos

correspondientes.

Ejemplo:

Cobre(I): Cu1+ ; Cobre (II): Cu2+ ; etc.

b. ANIONES:Derivan de los ácidos oxácidos al perder parcial o totalmente sus hidrógenos (H+). Se nombran

cambiando:

En el ácido -H+ En el radical

... oso ... ito

... ico ... ato

... hídrico ... uro

Ejemplo:

1. H2SO4 - 2H+ SO42

Ac. Sulfúrico Sulfato

2. HCl - H+1 Cl1-

Ac. Clorhídrico Cloruro

Ejercicio :

Formule y nombre los aniones del ácido Fosfórico y sulfhídrico.

Nombre y fórmula de algunos aniones inorgánicos:

Nombre Fórmula Nombre Fórmula

Bromuro

Bicarbonato

Carbonato

Cianuro

Clorato

Cromato

Dicromato

Fluoruro

Hidróxido

Hidruro

Nitrato

Perclorato

Seleniato

Difosfato

Disilicico

Yodito

Bisulfato

Br1-

(HCO3)1-

(CO3)2-

(CN)1-

(ClO3)1-

(CrO4)2-

(Cr2O7)2-

F1-

(OH)1-

H1-

(NO3)1-

(ClO4)1-

(SeO4)2-

(P2O7)2-

(Si2O5)2-

(IO2)1-

(HSO4)1-

Nitrito

Permanganato

Sulfito

Sulfuro

Tiocianato

Yoduro

Hiposulfito

Yodato

Hipobromito

Bromato

Clorito

Manganato

Borato

Tetraborato

Hipoyodito

Peryodato

(NO2)1-

(MnO4)1-

(SO3)2-

S2-

(SCN)1-

I1-

(SO2)2-

(IO3)1-

(BrO)1-

(BrO3)1-

(ClO2)1-

(MnO4)2-

(BO3)3-

(B4O7)2-

(IO)1-

(IO4)1-

76

QUÍMICA

SALES:Son compuestos ternarios que se obtienen por neutralización Ácido-base o por desplazamiento del

Hidrógeno de los ácidos; esto es:

a. Por Neutralización:

b. Por Desplazamiento:

Las sales:Son sustancias sólidas, de carácter iónico; generalmente solubles en agua, en donde se disocian y por

tanto conducen la corriente eléctrica. Pueden ser:

a. Neutras:Cuando no contiene iones H1+ u OH1- en su constitución.

b. Ácidas:Cuando contienen iones H1+ en su constitución.

c. Básicas:Cuando contienen iones OH1- en su constitución.

d. Dobles:Cuando contiene 2 cationes metálicos en su constitución.

e. Hidratadas:Cuando contiene moléculas de agua en su constitución.

La fórmula general de las sales es:

Donde: x = E.O. del anión ; y = E.O del catión.

Las sales se clasifican en:a. Sales Oxisales.

Aquellas que se obtienen a partir de ácidos oxácidos; esto es:

También:

Para nombrarlos generalmente se usa la nomenclatura clásica en la que se hacen los siguientes cambios

en los prefijos:

Oso Ito

Ico Ato

Ejemplo

1. HClO + NaOH NaClO + H2O

Ác. Hipocloroso Hidróx. de sodio Hipoclorito de sodio

77

Ácido + Base Sal + Agua

Metal Activo + Ácido Sal + H2

(Cation)x (Anión)y

Ácido Oxácido + Hidróxido Sal Oxisal + H2O

Oxido Ácido + Hidróxido Sal Oxisal

QUÍMICA

2. H2SO3 + Fe3+ Fe2(SO3)3 + H2O

Ac. Sulfuroso Sulfito Férrico

3. BaO + CO2 BaCO3

Ox. de Bario Anh. carbónico Carbonato de bario

Ejercicios:

1. Formular las siguientes sales: Fosfato de amonio ; Nitrato mercúrico ; Tetraborato cuproso.

2. Nombrar las siguientes sales: Ag2B4O7 ; NH4ClO ; Al2(CO2S)3 ; Li2S2O2.

b. Sales Haloideas.Aquellas que derivan de los ácidos hidrácidos.

También:

Para nombrarlas se hacen los siguientes cambios en los prefijos:

Hídrico uro

Ejemplo

1. HCl + NH4(OH) NH4Cl + H2O

Ác. clorhídrico Hidróx. de amonio Cloruro de amonio

2. H2S(ac) + CaO CaS + H2O

Ác. Sulfhídrico Óxido de calcio Sulfuro de calcio

Ejercicio:

1. Formular las siguientes sales: Bromuro Estánnico; Cloruro de Sodio; Seleniuro platínico.

2. Nombrar las siguientes sales: NH4Cl; Al2S3; BaBr2 y Hg2Cl2.

c. SALES ACIDAS:Para nombrarlas se usan los siguientes prefijos de acuerdo al número de H1+ en su constitución:

N° H+ 1 2 3 ...

Prefijo Ácido Diácido Triácido ...

Cuando se sustituye la mitad de H+ de un ácido se acostumbra usar el prefijo Bi.

Ejemplo

1. H2SO4 + Al3+ Al(HSO4)3 + H2

Ácido sulfúrico Sulfato ácido de aluminio

2. H2CO3 + Na1+ NaHCO3 + H2

Ácido Carbónico Bicarbonato de Sodio

78

Ácido Hidrácido + Hidróxido Sal Haloidea + Agua

Ácido Hidrácido + Óxido Básico Sal Haloidea + Agua

QUÍMICA

3. H2S + k+ KHS + H2

Ácido sulfhídrico Sulfuro ácido de potasio

Ejercicios:

1. Formular las siguientes sales: Bisulfuro plumboso; Fosfato diácido amoniaco; Piroborato triácido de

sodio

2. Nombrar las siguientes sales: Fe(HS)3; Sn(HCO3)2 y Fe(H2PO4)3.

d. SALES BÁSICAS:Para nombrarlas se usan los siguientes prefijos de acuerdo al número de OH1- en su constitución.

N° OH- 1 2 3 ...

Prefijo Básico Dibásico Tribásico ...

Ejemplo

1. HNO2 + Al(OH)3 Al(OH)2NO2 + H2O

Ácido nitroso Nitrito dibásico de aluminio

2. HBr + Pb(OH)4 Pb(OH)3Br + H2O

Ácido bromhídrico Bromuro Tribásico plúmbico

Ejercicio:

1. Formular las siguientes sales: Dicromato dibásico mangánico; Cloruro básico aurico.

2. Nombrar las siguientes sales: Pb5[(OH)3S]4; Au(OH)2Cl y Mn4[(OH)2Cr2O7]

e. SALES DOBLES:Para nombrarlos se sigue la secuencia.

Ejemplo

1. H2CO3 + Cu2+ + Mg2+ CaMg(CO3)2 + H2O

Ácido carbónico Carbonato de Ca y Mg

2. H2S (ac) + Ba2+ + Na1+ (NaBa)2S3 + H2O

Ácido sulfhídrico Sulfuro de Ba y Na

Ejercicio:

1. Formular las siguientes sales: Sulfuro de calcio y potasio ; Nitrato férrico plúmbico

2. Nombrar las siguientes sales: NaBaAsO4; NH4Cr(SO4)2 y NaAlF6

f. SALES HIDRATADAS:Aquellas que presentan moléculas de agua de hidratación o cristalización en su estructura. Para

nombrarlas se pone un prefijo que indica la cantidad de moléculas de agua de hidratación.

79

(Anión)x (Cationes, en orden alfabético)

QUÍMICA

Ejemplo

1: CuSO4.5H2O Sulfato de Cobre Penta hidratado

2: AlBr3.3H2O Bromuro de Aluminio Tri hidratado

Ejercicio:

Nombrar las siguientes sales hidratadas: FeCl3.6H2O y AlK(SO4)2.12H2O

EJERCICIOS DE AFIANZAMIENTO:

a) Nombrar los siguientes compuestos:

1. SnO2 11. MgB4O7

2. H3SbO3 12. H2S(ac)

3. PH3 13. Bi4[(OH)2SO4]

4. Co2(SO4)3 14. AgHP2O7

5. HClO2S 15. (NH4)2S

6. I2O 16. HCl(g)

7. CaI2 17.Co2(N2O7)3

8. K2CrO4 18. Zn3(PO4)2

9. Na2ZnS2 19. HIS4

10. H4P2O5 20.Ni(OH)3

b) Formular los siguientes compuestos:

1. Dióxido de manganeso

2. Fluoruro de cromo (III)

3. Estibina

4. Yoduro básico manganoso

5. Radical bipirofosfato

6. Ácido sulfohipocloroso

7. Sulfato doble de aluminio y cobre (II)

8. Cloruro de cadmio pentahidratado

9. Ácido penta – tio- tetracarbónico

10. Borato de aluminio

11. Per – perclorato de calcio

12. Radical tiopermanganato

13. Sulfuro ácido plumbico

AUTOEVALUACIÓN I:1. El número de oxidación de un elemento al estado libre es:

a) Cero b) Uno c) Dos d) Tres e) Cuatro

2. Determinar los números de oxidación del cobre en los siguientes compuestos: CuCl ; CuCl2 ; CuO ;

Cu2O

a) +1, +2, +2, +2 b) +1, +2, +1, +2 c) +2, +2, +2, +1

d) +1, +1, +2, +2 e) +1, +2, +2, +1

80

QUÍMICA

3. El grado de oxidación del azufre en (SO4)2- es:

a) -8 b) +8 c) +6 d) -6 e) -3

4. Qué relación es incorrecta:

a) Hidróxido: metal + oxigeno.

b) Oxido ácido: no metal + oxigeno

c) Sal haloidea : hidrácido + hidróxido

d) Oxido básico : metal + oxigeno

e) Sal oxisal: oxácido + hidróxido

5. ¿Cuál o cuales de los siguientes compuestos son binarios?

I. HNO3 II: Na2O III. PH3 IV. CuOH V. H2SO4

a) I b) IV y V c) I y V d) II y III e) IV y I

6. La leche magnecia es usado como laxante y antiácido, cuya formula química es:

a) MgOH b)Mg2OH c)Mg(OH)4 d)Mg(OH)3 e) Mg(OH)2

7. Indique el compuesto nombrado incorrectamente:

a) CuO : Oxido cúprico b) Fe2O3 : Oxido férrico

c) Ni2O3 : Oxido niqueloso d) CaO : Oxido de calcio

e) Cl2O7 : Anhídrido perclórico

8. El nombre IUPAC del compuesto Br2O5 es:

a) Anhídrido hipobromoso b) Pentóxido de di bromo.

c) Oxido de bromo d) Anhídrido brómico e) Pentóxido de bromo

9. El nombre STOCK del compuesto Fe2O3 es:

a) Oxido de hierro (III) b) Trióxido de dihierro

c) Oxido de hierro (II) d) Oxido férrico

e) Oxido férrico (III)

10.Un ácido y un hidróxido (base) son compuestos que se diferencian por:

a) Sus enlaces b) Su estado físico c) El pH

d) La solubilidad e) N.A.

11. El ácido hipocloroso tiene por fórmula:

a) HClO4 b) HClO3 c) HClO2 d) HClO e) HCl

12. El compuesto H2S2O7 recibe el nombre de:

a) Ácido sulfúrico b) Ácido piro sulfúrico c) Ácido sulfuroso

d) Ácido orto sulfúrico e) Ácido di sulfuroso

13. La fórmula correcta del ácido triperbromico es:

a) HBr3O11 b) H3Br3O11 c) H2Br3O11 d) H2Br3O7 e) HBr3O7

14. El ácido fosfórico se origina cuando el oxido fosfórico reacciona con:

a) 1 molécula de agua b) 2 moléculas de agua

c) 3 moléculas de agua d) 4 moléculas de agua e) N.A.

81

QUÍMICA

15. Indicar la fórmula correcta para los siguientes compuestos: Seleniuro de hidrógeno; Ácido Selenhídrico,

Hidruro de calcio.

a) HSe(g) ; H2Se(g) ; CaH2 b) H2Se(g) ; H2Se (ac) ; CaH

c) HSe ; H2Se(g) ; CaH d) H2Se(g) ; HSe(g) ; CaH2

e) H2Se(g) ; H2Se(ac) ; CaH2

16. Nombrar los siguientes aniones (SO4)2- ; (CrO4)2-; (MnO4)1-; (PO3)3-; y el catión (NH4)1+

respectivamente:

a) Sulfato, cromito, perman- ganato, fosfato, amonio

b) Sulfato, cromato, perman- gánico, fosfato, amonito.

c) Sulfito, cromito, perman-ganato, fosfito, amonio

d)Fosfito, cromato, perman-ganato, fosfato, amonito

e) Sulfato, cromato, perman-ganato, fosfito, amonio

17. El nombre correcto del compuesto Fe2(SO4)3 es:

a) Bisulfato de hierro b) Sulfato de hierro (III)

c) Sulfato de hierro (II) d) Sulfito de hierro

e) Sulfito de hierro (III)

18. Qué nombre químico no corresponde a las siguientes formulas:

I. CaC2 : Carburo de calcio

II KHSO4 : Sulfato ácido de potasio.

III. KMnO4 : Permanganato de potasio

IV. NaCl : Cloruro de sodio

a) I y II b) II y III c) I y IV d) II y IV e) Todas corresponden

19. La fórmula del arseniato de sodio y magnesio es:.

a) AsO4Mg2Na b) NaMgAsO3 c) NaMg2AsO4

d) NaMgAsO4 e) N.A.

20. El carbonato de amonio tiene átomos de carbono y nitrógeno en la proporción.

a) 2/3 b) 1/2 c) 2/1 d) 3/1 e) 1/3

AUTOEVALUACIÓN II:1. El número de oxidación del S en los compuestos H2S, H2SO3, K2SO4, es respectivamente

a) +2, -2, +4 b) –2, +4, -4 c) –2, +4, -6

d) +4, -2, -4 e) –2, +4, +6

2. ¿En qué compuesto el metal actúa con número de oxidación +4?

a) FeCl3 b) SnO2 c) Al(OH)3 d) CaO e) Na2O

82

QUÍMICA

3. Los nombres IUPAC para los compuestos CoCl3 y Sb2O3, respectivamente son:

a) Cloruro de cobalto (III) – anhídrido antimonioso

b) Tricloruro de cobalto – trióxido de diantimonio

c) Cloruro cobáltico – óxido de antimonio (III)

d) Cloruro cobaltoso – trióxido de antimonio

e) Tricloruro cobáltico – anhídrido antimonico

4. Marque el par nombre – fórmula correcta:

a) Hidróxido de hierro (II) – Fe(OH)3

b) Hidruro de litio – LiH

c) Ácido fosforoso – H3PO4

d) Óxido de calcio – Ca(OH)2

e) ácido sulfúrico (II) – H2S(g)

5. Marque la alternativa que corresponde a los compuestos hidrácidos

I. NaH(s) II. H2S(g)III. HBr(g) IV. HCl(ac) V. H2Se(ac)

a) I, IV b) II, III c) II, IV d) I, IV e) IV, V

6. Complete la reacción: _______ + ________ NaCl

a) Na, Cl2O5 b) Cl2, NaOH c) NaOH, HCl

d) HCl, Na e) Na, Cl2

7. Marque la alternativa que contiene a compuestos que son sales haloideas.

I. KNO3 II. K2SO3 III. NaF IV. SrSO4 V. MgS

a) I, II b) IV, II c) III, II d) III, V e) V, I

8. Los compuestos AgNO3, KOH, SO2, HCl(g) respectivamente pertenecen a las funciones químicas.

a) Sal oxisal, hidróxido, óxido básico, hidrácido.

b) Sal oxisal, hidróxido, óxido básico, ácido hidrácido.

c) Sal haloidea, hidruro, óxido ácido, hidrácido.

d) Óxido básico, hidrácido, hidróxido, hidruro.

e) Sal oxisal, hidróxido, óxido ácido, hidrácido.

9. La fórmula química de los iones permaganato y bisulfito son:

a) Mn2+ y b) y c) y

d) y e) y

10. ¿Cuántas proposiciones son correctas?

( ) La fórmula del hidruro de sodio es binaria y diatomica.

( ) La combinación de un óxido ácido con el agua produce un hidróxido.

( ) El óxido fosfórico presenta 5 átomos de oxígeno.

( ) La fórmula del óxido de estaño (IV) es SnO2

a) 0 b) 1 c) 2 d) 3 e) 4

83

QUÍMICA

11. Ordene de mayor a menor atomicidad los siguentes compuestos:

I. Fosfato de potasio II. Carbonato de sodio

III. Nitrato de plata IV. Clorato de calcio

V. Nitrito de magnesio

a) I,II,II,IV,V b) IV,I,II,V,III c) IV,I,V,II,III

d) I,II,IV,III,V e) III,II,V,I,IV

12. Indique cuántas relaciones nombre fórmula son correctas

( ) Nitrato de calcio Ca(NO3)2.

( ) Sulfito de sodio Na2SO3

( ) Hipoyodito de berilio Be(IO)2

( ) Fosfato de aluminio Al2(PO4)3

( ) Nitrito de amonio NH4NO3

a) 1 b) 2 c) 3 d) 4 e) 5

84

QUÍMICA

CAPITULO VII

REACCIONES QUÍMICAS Y BALANCE DE ECUACIONES QUÍMICAS

CONTENIDO TEMÁTICO: Definición de reacción química.

Clasificación de las reacciones químicas.

Definición de ecuación química

Balance de ecuaciones químicas: por tanteos, coeficientes

indeterminados, óxido reducción y ión electrón.

Reacciones Nucleares


1. Conocer que es y cuando se ha producido una reacción química.

2. Saber clasificar las reacciones químicas.

3. Aprender a balancear una ecuación química.

4. Dar una introducción sobre las reacciones químicas nucleares.

Si nos ponemos a analizar lo que ocurre diariamente, mucho de lo que hacemos está relacionado con la

química. El simple hecho de respirar oxígeno y expirar CO2, encender un palito de fósforo y luego la hornilla

de una cocina o un papel, freir un trozo de carne y muchas otras acciones que realizamos nos demuestran

que hemos provocado una reacción química.

Para entender las reacciones químicas el primer paso es poder escribir ecuaciones químicas balanceadas;

ecuaciones que cumplan la ley de conservación de la materia y la existencia de los átomos. El tema del

presente capítulo es dar la idea básica como se llevan a cabo las reacciones químicas y el balance de sus

ecuaciones químicas correspondientes.

REACCIÓN QUÍMICA:Es un proceso en el cual existe transformación de una o más sustancias iniciales llamadas reactantes, que

experimentan choques, efectivos entre si, generando ruptura de enlaces químicos, produciéndose la

formación de nuevos enlaces químicos; en consecuencia, la formación de nuevas sustancias denominadas

productos con propiedades distintas al de los reactantes.

Se verifica una reacción química cuando se observa: un cambio de temperatura, formación de un

precipitado, desprendimiento de un gas, cambio de color, una llama, una explosión. En toda reacción

química se produce siempre una variación de la energía de las sustancias participantes.

85

Reactantes Productos

QUÍMICA

Son ejemplos de reacciones químicas: la fecundación de un ser vivo, la digestión de los alimentos, la

respiración, la combustión del gas propano, la fotosíntesis de las plantas, oxidación de los metales, etc.

CLASIFICACIÓN DE LAS REACCIONES QUÍMICAS:1. Por la forma como se originan los productos:

a) Reacciones de síntesis, adición o combinación: Aquellas donde a partir de 2 o más sustancias reactantes, se obtiene un solo producto.

Ejemplo:

1. 2Na(s) + Cl2(g) 2NaCl(s)

2. P4(s) + 6 Cl2(g) 4PCl3( )

b) Reacciones de descomposición:Aquellas donde a partir de una sustancia reactante, se obtienen dos o más productos.

Ejemplos:

1. CaCO3(s) CaO(s) + CO2(g)

2. 4C3H5(NO3)3( ) 10CO2(g) + 10H2O( ) + 6N2(g) + O2(g)

c) Reacciones de desplazamiento o sustitución: Son aquellas en donde un elemento de mayor reactividad desplaza a otro de menor reactividad de

un compuesto.

Ejemplos:

1. 2Na(s) +2H2O( ) 2NaOH(ac) + H2(g)

2. 4H2(g) + Fe3O4(s) 3Fe(s) + 4H2O(g)

d) Reacciones de intercambio, doble sustitución o metatesis: Son aquellas donde se produce un intercambio entre dos compuestos químicos según la afinidad

química que poseen.

Ejemplos:

1. HCl(ac) + NaOH(ac) NaCl(ac) + H2O( )

2. Pb(NO3)2(ac) + K2CrO4(ac) PbCrO4(s) + 2KNO3(ac)

2. De acuerdo a la energía involucrada:

a) Reacción exotérmicas:

86

A + B AB

AB A + B

A + BC A C + B

AB + CD AD + CB

QUÍMICA

Son aquellas que producen desprendimiento de energía.

Ejemplos:

1. C(s) + O2(g) CO2(g) + 94Kcal/mol

2. N2(g) + 3 H2(g) 2NH3(g) + 22 Kcal/mol

b) Reacciones Endotérmicas:Son aquellas que absorben energía para poder formar productos.

Ejemplos:

1. N2(g) + O2(g) + 8 Kcal/mol 2NO(g)

2. CO2(g) + 393,5KJ/mol C(s) + O2(g)

3. Por la composición final o sentido de la reacción:

a) Reacción Reversibles:Aquellas en las que los reactantes se combinan para formar productos y estos reaccionan para

formar reactantes. Esto es, se realizan en ambos sentidos:

Ejemplo:

N2(g) + 3 H2(g) 2NH3(g)

b) Reacciones Irreversibles:Cuando solo los reactantes sufren cambios químicos. Esto es, se dan en un solo sentido.

Ejemplo:

CaO(s) + H2O( ) Ca(OH)2(ac)

4Al(s) + 3O2(g) 2Al2O3(s)

4. Por el cambio en los números de oxidación:

a) Reacción No Redox:Aquellas en las que no se verifica cambio en los números de oxidación de los elementos que

participan en la reacción química.

87

A + B C + D + Calor

A + B + Calor C + D

A + B C + D

A + B C + D

QUÍMICA

b) Reacciones Redox (Oxido-Reducción):Son aquellas donde existe cambio en los números de oxidación de algunos elementos de las

sustancias que participan en la reacción química. En estas reacciones suceden los siguientes

fenómenos:

Reducción: Ganancia de electrones

Oxidación : Pérdida de electrones

Además, se denomina:

Agente oxidante : Sustancia que contiene al elemento que sufre la reducción.

Agente reductor : Sustancia que contiene al elemento que sufre la oxidación.

En general:

Oxidación (Ag. Reductor) (Pérdida de e- )

(Ganancia de e- )

Reducción (Ag. Oxidante)

Ejemplo:

El Zn pierde e- ; se oxida (Ag. Reductor)

(s) + 2(s)

El I2 gana e- ; se reduce (Ag. Oxidante)

Cuando un solo elemento se oxida y se reduce, la reacción redox se llama de dismutación, de

desproporción o auto oxidación-reducción.

Ejemplo:

2 + KOH K

5. Reacciones de combustión:Son aquellas que se producen por la interacción de un combustible (compuesto orgánico) con un

comburente (oxígeno).

Son reacciones exotérmicas; ya que liberan energía en forma de luz y calor. Pueden ser:

a) Combustión completa:

88

-2e-

+1e-

Reducción

Oxidación

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

N.O

QUÍMICA

Se llevan a cabo cuando hay exceso de oxígeno

Ejemplo:

C3H8(g) + 5O2(g) 3CO2(g) + 4H2O(v) + calor

b) Combustión incompleta

Se llevan a cabo cuando hay poco oxígeno.

Ejemplo:

2CH4(g) + 3O2(g) 2CO(g) + 4H2O + calor

ECUACIÓN QUÍMICA:Es la representación simbólica de una reacción química, donde para las sustancias reactantes y productos

se indican sus respectivas fórmulas, así como también el estado físico y alguna característica experimental

de la reacción química.

Para el estado físico se usan los siguientes símbolos: (s) Sólido: (g), gas; (l) Liquido; (ac), acuoso. Ejemplo:

Ejemplo:

2Na(s) + 2H2O(l) 2NaOH(ac) + H2(g)

BALANCEO DE ECUACIONES QUÍMICAS:Es una operación matemática que consiste en igualar el número de átomos de cada elemento químico en

ambos lados de una ecuación química, cumpliendo la ley de conservación de la masa.

a. Método de simple inspección o tanteo:Consiste en tantear los coeficientes de la ecuación; se realiza en ecuaciones sencillas. Para la

secuencia del balance se recomienda llevar el siguiente orden.

Orden 1ro 2do 3ro 4to

Elementos Metales No metales Hidrógeno Oxígeno

Ejemplo:

Balancear AgNO3 + H2S Ag2S + HNO3

1ro Ag : 2AgNO3 + H2S Ag2S + HNO3

2do S : 2AgNO3 + H2S Ag2S + HNO3

3ro N : 2AgNO3 + H2S Ag2S + 2HNO3

4ro H : 2AgNO3 + H2S Ag2S + 2HNO3

5to O : 2AgNO3 + H2S Ag2S + 2HNO3

Ejercicios :

89

Combustible + O2 CO2 + H2O + Calor

Combustible + O2 CO + H2O + Calor

Combustible + O2 C + H2O + Calor

Reactantes Productos

QUÍMICA

Balancear por tanteo

1. C2H2 + O2 CO2 + H2O

2. PbCO3 + HCl PbCl2 + CO2 + H2O

3. CaNCN + H2O CaCO3 + NH3

b. Método de Coeficientes Indeterminados:Para balancear por este método se recomienda seguir el siguiente procedimiento:

1. Asignar coeficientes literales (a, b, c, ...) a cada una de las sustancias de la ecuación.

2. Realizar un balance de átomos para cada elemento obteniéndose así un sistema de

ecuaciones indeterminadas.

3. Para resolver el sistema de ecuaciones indeterminadas, se asigna un valor arbitrario (1 de

preferencia) a una cualquiera de las incógnitas (recomendable a la que más se repite)

4. Los valores obtenidos de resolver el sistema de ecuaciones son reemplazados en la

ecuación y así la tendrá balanceada. Si los valores obtenidos son fraccionarios se debe multiplicar a

todos por un número adecuado para que se convierten en enteros.

Ejemplo:

Balancear HNO3 + H2S NO + S + H2O

1. Se coloca coeficientes literales

aHNO3 + bH2S cNO + dS + eH2O

2. Se realiza el balance atómico para cada elemento y se obtiene el sistema de ecuaciones

indeterminadas

S : b = d …. (1) H : a + 2b = 2e …. (3)

N : a = c .... (2) O : 3a = c +e ........ (4)

3. Asumiendo a = 1 y resolviendo el sistema se tiene:

a = 1; b = 3/2; c = 1; d = 3/2; e = 2

4. Como se obtuvo valores fraccionarios multiplicamos por 2 obteniéndose:

a = 2; b = 3; c = 2; d = 3; e = 4

5. Reemplazando en la ecuación inicial los coeficientes literales por los números se tiene la

ecuación balanceada.

2HNO3 + 3H2S 2NO + 3S + 4H2O

Ejercicios:

Balancee por coeficientes indeterminados las ecuaciones:

1. H2SO4 + HBr SO2 + H2O + Br

2. HCl + KClO3 KCl + Cl2 + H2O

c. Método de Oxido – Reducción:Se aplica a reacciones redox, donde además del balance atómico se debe considerarse que el número

de e- perdidos es igual al número de e- ganados por las especies que varían su N.O.

Consta de los siguientes pasos:

1. Colocar en la parte superior de cada elemento que forma los reactantes y productos su

número de oxidación correspondiente.

90

QUÍMICA

2. Ver que elementos han variado su N.O y separarlos como las semireacciones de oxidación

y reducción.

3. Realizar un balance atómico a cada semireacción.

4. Efectuar el balance de cargas (electrones) en cada semireacción.

5. Igualar los electrones perdidos y ganados utilizando coeficientes enteros adecuados.

6. Los coeficientes obtenidos se colocan en la ecuación propuesta y ésta queda balanceada.

Si faltara balancear algún elemento, se realiza por tanteo.

Ejemplo:

Balancear Cu + HNO3 Cu(NO3)2 + NO + H2O

1. Identificando N.O de los elementos.

2. Separando semireacciones

Oxidación : Cu0 Cu+2

Reducción: N+5 N+2

3. Balance atómico

Cu0 Cu+2

N+5 N+2

4. Balance cargas

Cu0 - 2e- Cu+2

N+5 + 3e- N+2

5. Igualar electrones perdidos y ganados

3Cu0 - 6e- 3Cu+2

2N+5 + 6e- 2N+2

6. Los coeficientes de la ecuación son :

3Cu0 + 2HNO3 3Cu(NO3)2 + 2NO +H2O

7. Verificando balance y balanceando los elementos que faltan por tanteo, se tiene la ecuación

balanceada.

3Cu + 8HNO3 3Cu(NO3)2 + 2NO +H2O

Ejercicios:

Balancear por oxido-reducción:

1. KMnO4 + H2SO4 + H2O2 MnSO4 +O2 + K2SO4 + H2O

2. HCl + KMnO4 MnCl2 + Cl2 + KCl + H2O

d. Método del Ión - electrón:En general, los oxidantes y reductores (sales y muchos ácidos) son compuestos iónicos. Cuando actúan

en solución acuosa son sus iones quienes intervienen en el proceso de oxidación-reducción, y no las

formas no ionizadas, denominadas “iones espectadores” a los que no hay necesidad de incluirlos en las

ecuaciones con las que se quieren representar los cambios químicos que ocurren. Por ejemplo, si se

oxida el sulfato ferroso, por el ácido hipobromoso, en presencia de ácido sulfúrico formando sulfato

férrico, ácido bromhídrico y agua; según:

91

QUÍMICA

FeSO4 + HBrO + H2SO4 Fe2(SO4)3 + HBr + H2O (Ec. completa)

Una “ecuación neta” en solución acuosa que represente únicamente los iones participantes sería:

Fe+2 + BrO- Fe+3 + Br - (Ec. neta)

En este método la ecuación neta se divide en dos semirreacciones: la de oxidación y la de reducción;

que se balancean por separado y luego suman para obtener la ec. iónica total correspondiente al

proceso. Dicho proceso se puede llevar a cabo en medio: neutro, ácido y básico. Para balancear estas

ecuaciones siga el siguiente método:

Paso 1: De la ec. total neta selecciones las dos ecuaciones que representan las semirreacciones de

oxidación y reducción (omita H+, OH- y H2O a menos que estas especies contengan elementos que

cambien su estado de oxidación.

Paso 2: Use los coef. apropiados para balancear todos los símbolos excepto H y O en cada una de las

ecuaciones de semirreacción.

Paso 3: Agregue suficientes unidades de H2O en el sitio deficiente de oxígeno para balancear los

símbolos de O en cada ecuación.

Paso 4: Añada las suficientes unidades de H+ en el sitio de hidrógeno con objeto de balancear los

símbolos de hidrógeno en cada ecuación.

Paso 5: Añada las suficientes unidades de e- al lado que tenga la mayor carga neta positiva (o la menor

carga neta negativa) para balancear las cargas netas de reactivos y productos en cada ecuación.

Paso 6: Multiplique todos los coef. en cada una de las ecuaciones de semirreacción por el número

entero más pequeño que iguale los electrones en las dos ecuaciones

Paso 7: Sume las ecuaciones de semirreacción que resulten del paso 6, restando o combinando los

números de especies duplicadas de tal forma que ninguna especie aparezca en más de un lugar en la

ecuación final.

Paso 8: Compruebe el balance de carga y masa. Asegúrese de que todos los coef. sean los números

más pequeños armonizables con el balance, y de que no se conserven símbolos del electrón.

Paso 9: (Para reacciones con solución alcalina): asegúrese de que todas las especies estén

formuladas como deberían existir en un medio alcalino. Cambie todas las unidades H+ a unidades H2O

agregue ese número de OH- al otro lado de la ecuación. Reste o cambie las moléculas de agua

duplicadas.

Ejemplo:

Balancear en medio ácido: + Cr+3 + Cl-1

Paso 1) Oxidación: Cr+3 Reducción: Cl-1

Paso 2) Cr+3 Cl-1

Paso 3) Cr+3 + 4H2O Cl- + 3H2O

Paso 4) Cr+3 + 4H2O + 8H+ + 6H+ Cl-1 + 3H2O

Paso 5) Cr+3 + 4H2O + 8H+ + 3e- + 6H+ + 6e- Cl-1 +3H2O

Paso 6) 2Cr+3 + 8H2O + 16H+ + 6e- + 6H++ 6e- Cl-1 +3H2O

Paso 7) 2Cr+3 + + 5H2O + Cl-1 + 10H+

92

QUÍMICA

Paso 8) + 2Cr+3 + 5H2O + Cl-1 + 10H+ (Ec. balanceada sol. Ácida)

(*) si le piden el balance en medio alcalino o básico; realizar el siguiente paso

Paso 9) + 2Cr+3 + 10OH- + Cl-1 + 5H2O (Ec. balanc. medio básico)

Ejercicios:

1. + H2O2 + H2O (Medio alcalino)

2. + H2O Cr+3 + + H2O (Medio ácido)

3. + H2O2 Mn+2 + O2 (Medio ácido)

6.- REACCIONES NUCLEARES:Aquellas en las cuales un isótopo de un elemento se transforma en el isótopo de un elemento distinto de

manera natural. Son características de las reacciones nucleares:

1. Intervienen las partículas del núcleo; es decir, el núcleo se desintegra.

2. La velocidad de reacción es independiente de factores como la concentración, presión, temperatura,

catalizadores.

3. Van acompañadas por la absorción o liberación de grandes cantidades de energía.

4. La energía liberada se calcula mediante la ecuación de conversión de masa en energía (Einstein –

1905)

Las reacciones nucleares pueden ser de:

a. Fisión nuclear:Es la descomposición de núcleos de átomos de alta masa atómica en otros de menor masa atómica con

liberación de neutrones que se convierten en energía. Es la base de la bomba de neutrones.

b. Fusión nuclear:Es la unión de núcleos de átomos de masa atómica pequeña para formar núcleos de átomos más

pesados, con desprendimiento de grandes cantidades de energía. Es la base de la bomba atómica.

En las reacciones nucleares se observan los siguientes fenómenos:

a. Desintegración o radiación Alfa( ):

Son núcleos de helio ó que al pasar por un campo eléctrico, son atraídas hacia el lado negativo

del campo. Cuando un isótopo se desintegra emitiendo una partícula se transforma en otro de

número de masa disminuido en 4 y número atómico disminuido en 2; esto es:

Ejemplo:

1. 2.

b. Desintegración o Radiación Beta ( ):

93

E = mc2

QUÍMICA

Son electrones expulsados a gran velocidad de algunos núcleos radiactivos que al pasar por un campo

eléctrico son atraídos hacia el lado positivo. La desintegración implica la desintegración de un neutron

a través de un protón que queda en el núcleo y un electrón que se emite: por consiguiente, el isótopo

que se desintegra emitiendo este tipo de partícula, genera un nuevo elemento con Z aumentado en 1e

igual A. Estos es:

Neutron ( ) proton ( ) + part. ( )

Ejemplo:

1. 2.

c. Radiaciones Gamma ( ):

Son el resultado de la diferencia de energía entre los reaccionantes y los productos de una reacción

nuclear. No son afectadas por un campo eléctrico. Son fotones sin carga y sin masa de gran poder de

penetración.

Características de la Radiaciones , y :

Nombre Símbolo Carga Masa (g/particular)

Alfa

Beta

Gamma

ó

ó

ó

+2

-1

0

6,65 x 10-24

9,11 x 10-28

0

94

QUÍMICA

EJERCICIOS DE AFIANZAMIENTO:1. Indique en el paréntesis la veracidad de las siguientes proposiciones.

( ) El oxígeno para formar compuestos debe reducirse.

( ) El agente oxidante captura electrones

( ) La sustancia reducida captura electrones

( ) La radiación es muy penetrante

( ) La radiación son protones

2. Clasifique cada una de las siguientes reacciones por la forma como se originan los productos, por la

energía involucrada y por el cambio en los números de oxidación.

a. HNO3 + NH3 NH4NO3

b. C6H6 + O2 CO2 + H2O + calor

c. Na2CO3 + H2SO4 Na2SO4 + CO2 + H2O

d. NaHCO2 + calor Na2CO2 + CO2 + H2O

e. B2O3 + HF BF3 + H2O

3. Balancee las ecuaciones químicas de las reacciones.

a. H2NCl + NH3 NH4Cl + N2H4

b. CaC2 + H2O Ca(OH)2 + C2H2

c. Ca + H2SO4 + HCl SO + CaCl2 + H2O

d. HCl + MnO2 MnCl2 + Cl2 + H2O

e. TiO2 + C + Cl2 TiCl4 + CO2

4. Anote el símbolo, número de masa y número atómico de la partícula que falta en la ecuación

nuclear.

a.

b. _______

c. + ______

AUTOEVALUACIÓN I:1. Marque la secuencia correcta sobre las reacciones químicas

I. Se representan mediante una ecuación química.II. De acuerdo al comportamiento de los reactantes las reacciones pueden ser

de adición, descomposición, desplazamiento y doble desplazamiento.III. En una reacción endotérmica se libera calor.IV. En las reacciones redox el número de oxidación de algunos átomos cambia al

pasar a productos.V. Todas las reacciones son reversibles.a) VFVFF b) VVFVF c) VVFVV d) FVFFV e) FFVVV

2. Indique la correspondencia de las siguientes reaccionesa) AB A + B ( ) Sustituciónb) A + BC AC + B ( ) Descomposiciónc) AB + CD AD + CB ( ) Doble Sustitucióna) a, b, c b) b, a, c c) c, b, a d) b, c, a e) a, c, b

3. Indicar el tipo de reacción:I. Zn(s) + 2AgNO3(ac) Zn(NO3)2(ac) + 2Ag(s)

II. 2Mg(s) + O2(g) 2MgO(s)

95

QUÍMICA

III. 2NaNO3(s) + Calor 2NaNO2(s) + O2(g) a) Doble sustitución, adición, descomposición.b) Reversible, sustitución, descomposición.c) Adición, descomposición, doble sustitución.d) Sustitución, adición, descomposición.e) Sustitución, reversible, doble sustitución.

4. Clasifique las reacciones siguientes:I. 2HCl(ac) + Zn(s) ZnCl2(ac) + H2(g)

II. 3Mg(s) + N2(g) Mg3N2(s)

III. 2N2O(g) 2N2(g) + O2(g)

a) Metatesis-descomposición-descomposiciónb) Desplazamiento-adiciónn-descomposiciónc) Doble desplazamiento-descomposición-adiciónd) Reversible-adición-descomposicióne) Adición-descomposición-desplazamiento

5. La reacción redox y la reacción endotérmica respectivamente son:

I. Na2O(s) + H2O( ) 2NaOH(ac)

II. 2H2O2(l) + calor O2(g) + 2H2O(l)

III. Ca(s) + H2O(l) Ca(OH)2(ac) + H2(g) a) I y III b) II y I c) III y II d) I y II e) III y I

6. Balancear la ecuación química e indique la suma de los coeficientes estequiométricos: Ni(NO3)2(ac) + NaOH(ac) Ni(OH)2(s) + NaNO3(ac)

a) 4 b) 5 c) 6 d) 8 e) 10

7. Marque la alternativa correcta para la reacción: Fe(s) + CuSO4(ac) FeSO4(ac) + Cu(s)

I. El cobre gana 2e-

II. El hierro se oxidaIII. El hierro es el agente oxidanteIV. El cobre es el agente reductor a) VFVF b) VVFF c) FVVF d) VVFV e) FVFV

8. ¿Cuál es el agente reductor y la suma de los coeficientes estequiométricos de los productos de la reacción?

CuO(s) + NH3(g) N2(g) + H2O(g) + Cu(s)

a) CuO; 12 b) Cu; 8 c) H2O; 8 d) NH3; 7 e) N2; 6

9. En la relación 4Na(s) + O2(g) 2Na2O(s), para el sodio se cumple que:a) No hay variación en su número de oxidación.b) Gana electronesc) Su número de oxidación varía en dos unidadesd) Es el agente reductor.e) Se reduce.

10. En las ecuaciones que se muestran, ¿cuáles son los elementos que se oxidan?I. 2Sr(s) + O2(g) 2SrO(s)

II. Cl2(ac) + 2 NaBr(ac) 2NaCl(ac) + Br2(ac)

III. 2NO(g) + calor N2(g) + O2(g)

a) Sr; Cl; N b) O; Br; N c) Sr; Br; Od) O; Cl; O e) Sr; Na; N

11. La suma de los coeficientes estequiometricos de la ecuaciónBa(NO3)2(ac) + Na2SO4(ac) NaNO3(ac) + BaSO4(s), es

a) 6 b) 4 c) 8 d) 7 e) 5

96

QUÍMICA

12. Marque la secuencia con respecto a la ecuaciónCus + 2AgNO3(ac) Cu(NO3)2(ac) + 2Ag(s)

I. La plata se oxidaII. El número de oxidación del cobre cambia de 0 a +2III. El cobre es el agente reductor a) VFV b) FVV c) VVF d) VFF e) FVF

13. El agente reductor y la suma de los coeficientes estequiométricos de los productos de la reacción CO(g) + Fe2O3(s) Fe(s) + CO2(g) ; sona)Fe2O3 ; 5 b) CO2 ; 2 c) Fe ; 3d) CO ; 5 e) Fe2O3 ; 2

14. Al balancear la ecuación: I2(s) + HNO3(ac) HIO3(ac) + NO2(g) + H2O( ) el E.O. del agente reductor y la suma de coeficientes de la ecuación balanceada son:a) 2 y 30 b) 10 y 25 c) 1 y 27 d) 2 y 25 e) 10 y 27

15. Al balancear en medio ácido la semirreacción

Br - (ac) , se tiene

I. 6 moles de H+

II. 6 moles de electrones transferidos y 3 moles de aguaIII. 2 moles de agua y 3 electrones transferidosa) VVF b) VFF c) FFV d) FVV e) FVF

16. Al balancear la ecuación NaMnO4 + MnI2 + H2SO4 I2 + MnSO4 + Na2SO4 + H2O la suma de coef. de las sales al final de la misma es:a) 13 b) 7 c) 8 d) 6 e) 12

17. Con respecto a la siguiente ecuación química, se puede afirmar que:

CN1- + CNO1- + MnO2 (Medio básico)

a) El MnO2 es la forma oxidada.b) El CN1- es la sustancia oxidante.

c) El es la sustancia reductora.

d) No hay transferencia de electrones.e) En la reducción se ganan 3e- por cada ión.

18. Marque la secuencia correcta con respecto a las reacciones nucleares:I. Los rayos son radiaciones electromagnéticas de alta energía.II. En una reacción nuclear debe haber el mismo número de nucleones y la misma carga nuclear en

ambos lados.III. En la fisión nuclear un núcleo se parte en fracciones atómicas y se emiten neutrones.a) VFV b) VFF c) FVF d) VVV e) FVV

19. En la reacción nuclear X el núcleo que se desintegra consta de ________ neutrones.

a) 100 b) 80 c) 102 d) 98 e) 96

20. Complete las ecuaciones nucleares

I. + _________

II. + _________

97

QUÍMICA

III. + _____ +

a) ; ; b) ; ; c) ; ;

d) ; ; e) ; ;

98

QUÍMICA

AUTOEVALUACIÓN II:1. Indique el número de proposiciones correctas respecto a las reacciones

químicas.

I. En todas hay liberación de energía.

II. Son procesos que generan cambios en la estructura interna de la materia.

III. Durante una R. Q se rompen enlaces químicos y luego se forman nuevos

enlaces.

IV. Las reacciones de los compuestos orgánicos son lentas.

a) 0 b) 1 c) 2 d) 3 e) 4

2. Relación correctamente:

a. C2H4 + Br2 C2H4Br2 ( ) R. redox

b. SnCl2 + 2FeCl3 SnCl4 + 2FeCl2 ( ) R. de combustión

c. CH4 + O2 CO2 + H2O ( ) R. de adición

a) a,b,c b) b,c,a c) c,a,b d) a,c,b e) b,a,c

3. En cada una de las reacciones químicas indique la función química inorgánica que falta.

I. ? + H2O HNO3 III. H2 + F2 ?

II. ? + HClO2 NaClO2 + H2O IV. K2O +O ?

a) Oxácido, óxido ácido, hidrácido, peróxido

b) Óxido ácido, hidróxido, hidruro, peróxido

c) Óxido, hidróxido, hidruro, óxido doble

d) Hidruro, hidróxido, sal haloidea, anhídrido

e) Óxido ácido, óxido ácido, hidrácido, hidruro.

4. Al balancear las ecuaciones químicas, la suma de sus coeficientes estquiométricos son respectivamente

I. H2SO4 + Al(OH)3 Al2(SO4)3 + H2O

II. NH4NO3 N2O + H2O

III. Pb(CH3)4 + O2 PbO + CO2 + H2O

a) 12,4,30 b) 12,4,39 c) 10,12,36 d) 11,8,35 e) 11,4,39

5. El número por el que hay que multiplicar a la ecuación química para que todos sus coeficientes

sean enteros es:

KMnO4 + HCl KCl + MnCl2 + Cl2 + H2O

a) 5 b) 4 c) 3 d) 2 e) 1

6. Las uvas verdes son muy agrias porque tienen una elevada concentración de ácido tartarico. A

medida que las uvas maduran, este compuesto se convierte en glucosa, según la ecuación:

HOOC – CH – CH – COOH C6H12O6

HO OH

99

QUÍMICA

¿Cuál de las siguientes afirmaciones es incorrecta?

a) El ácido dentro de las uvas se reduce.

b) El ácido dentro de las uvas se oxida.

c) La glucosa es la forma oxidada.

d) No hay transferencia de electrones.

e) El ácido no es agente reductor.

7. Al balancear la ecuación N2H4( ) + N2O4( ) N2(g) + H2O( ) la relación molar oxidante a reductor es:

a) 4 b) 2 c) 1 d) 0,5 e) 0,25

8. Al balancear la ecuación Fe2+ + + H1+ Fe3+ + Mn2+ + H2O, la suma de coeficientes de los

reactantes es:

a) 14 b) 12 c) 10 d) 16 e) 18

9. El tipo de radiación emitida en las siguientes reacciones nucleares es respectivamente:

I. + ______ II. + ______

III. + ______

a) , , b) , , c) , ,

c) , , e) , ,

10. La reacción + ... + + ...; es de ... nuclear y los espacios vacios

corresponden a:

a) Fisión, , b) Fusión, , 3 ( ) c) Fisión, , 3( )

d) Fusión, , e) Fisión, , 3

CAPITULO VIII

UNIDADES QUÍMICAS DE MASA Y COMPOSICIÓN CENTESIMAL

100

QUÍMICA

CONTENIDO TEMÁTICO: Unidad de Masa Atómica (UMA)

Determinación de la masa atómica promedio de un elemento.

Masa atómica promedio o peso atómico (P.A) de un elemento.

Peso molecular ( ) o Peso Fórmula (P.F)

Idea de mol

Átomo-gramo de un elemento

Molécula-gramo (mol-g)

Composición centesimal

Fórmula empíricas y moleculares.


1. Conocer y dominar los conceptos de Átomo,-gramo, mol y mol-g.

2. Determinar la composición centesimal de una sustancia.

3. Determinar fórmulas empíricas y moleculares.

101

QUÍMICA

El tamaño tan extremadamente pequeño de los átomos no nos permite verlos directamente y menos aún

pesarlos en la balanza más sensible que halla podido desarrollar la tecnología. Sin embargo, al trabajar con

sustancias químicas resulta útil y necesario saber cuántos átomos, moléculas u otras unidades de un

elemento o compuesto tenemos en una determinada cantidad de masa.

La historia de la química nos dice que alrededor de 1896 se le preguntó al investigador Wilhelm Ostwald,

¿Cuántos granos de arena hay en un puñado de tierra? Y este al no poderlos contar respondió un “montón”

palabra de origen latín que significa Moles o simplemente mol; hoy se define como la cantidad de sustancia

que contiene tantos átomos, moléculas, iones y otras unidades como átomos hay exactamente en 12g del

Isótopo Carbono 12. El número de partículas en un mol se conoce actualmente como número de Avogadro

(NA) en honor de Amadeo Avogadro, un físico y abogado italiano que concibió la idea básica pero que nunca

determinó su valor. La forma de expresar las cantidades de sustancia y las unidades que se utilizan para

este fin es el tema que estudiaremos en el presente capítulo.

UNIDAD DE MASA ATOMICA (UMA):Es la unidad utilizada para determinar la masa atómica promedio de los átomos de un elemento. Se define

como la doceava parte de la masa del isótopo C-12, que es el más estable y abundante de los isótopos del

átomo de carbono.

1UMA = Masa C-12 1UMA = 1,66 x 10-27Kg = 1,66 x 10-24 g

102

QUÍMICA

MASA ATÓMICA PROMEDIO DE UN ELEMENTO O PESO ATÓMICO (P.A):Actualmente se sabe que todos los elementos químicos presentan isótopos de allí que para calcular la masa

atómica promedio hay que tener en cuenta la abundancia porcentual de cada isótopo. Para ello se aplica:

P.A.(e) =

Donde: A,B,C,...: Masa atómica de cada isótopo.

a,b,c,... : Porcentaje de abundancia de cada isótopo.

Teniendo en cuenta la proporción de cada isótopo la fórmula toma la forma:

P.A.(e) =

Donde: A,B,C,...: Masa atómica de cada isótopo.

a,b,c,...: Proporción de abundancia de cada isótopo.

Ejemplo :

El elemento Litio presenta en la naturaleza dos isótopos de masas 6,015121 UMA y 7,016003 UMA y

abundancia porcentual de 7,50% y 92,50% respectivamente, luego su masa atómica promedio es:

P.A(Li) = = 6,9409UMA

Ejercicio :

El magnesio presente en la naturaleza tiene 3 Isótopos: 24Mg (78.70%), 25Mg (10.13%) y 26Mg (11.17%),

luego su masa atómica promedio es:

Los valores de los pesos atómicos de los elementos han sido determinados experimentalmente y se

encuentran indicados en la tabla periódica actual estudiados en el capítulo V.

A continuación recordaremos algunos pesos atómicos de los elementos más comunes:

Elemento H C N O Na Mg Al P S Cl Ca Fe

P.A(UMA) 1 12 14 16 23 24 27 31 32 35.5 40 56

MASA MOLECULAR( ) O PESO MOLECULAR (P.M)

Es la masa promedio de la molécula de una sustancia, se determina sumando las masas atómicas de los

elementos que forman la sustancia multiplicada por sus respectivas atomicidades.

Ejemplos:

1. H2O : = 2x1+ 1x16 = 18 UMA

2. H3PO4 : =3x1+ 1x31+ 4x16 = 98 UMA

3. C2H12O6 : = 6x12 + 12x1+ 6x16 = 180 UMA

4. O2 : = 2x16=32 UMA

5. N2 : = 2x14 =28 UMA

Cuando se trata de compuestos iónicos se dice Peso Fórmula (P.F).

103

QUÍMICA

1. NaCl : P.F=1x23+1x35.5=58.5 UMA

2. Al2(SO4)3 : P.F= 2x27+3x32+3x4x16= 342 UMA

3. CuSO45H2O : P.F= 1x63.5+1x32+4x16+5x18= 249.5 UMA

Ejercicio:

Calcular el peso molecular o peso fórmula de: CuSO4, H2SO4, Ca(NO3)2, NaNiCl3

104

QUÍMICA

MOL:Es una unidad química que indica la cantidad de sustancia que está contenida en 6,022x10 23 partículas o

unidades estructurales de dicha materia; esto es:

Ejemplos:

1. 1mol de estrellas = 6,022x1023 estrellas = NA.

2. 1mol de personas = 6,022x1023 personas = NA.

3. 1mol de fotones = 6,022x1023 fotones = NA.

4. 1mol de átomos = 6,022x1023 átomos = NA.

5. 1mol de moléculas = 6,022x1023 moléculas = NA

ÁTOMO - GRAMO (at-g):Es la masa de una mol de átomos de un elemento; numéricamente es igual a la masa atómica del elemento

expresado en gramos.

Ejemplos:

1. 1at-g de C = 12g de C = 1mol de átomos C = 6,022x1023 átomos de C

2. 1at-g de Na = 23g Na = 1mol de átomos Na = 6,022x1023 átomos Na.

Ejercicios: Indicar las equivalencias correspondientes para:

1. Fe : _______________________________________________________

2. S : ______________________________________________________

Problema:

1. ¿Cuántos átomos hay en 8 gramos de azufre?

Solución:

32 g S _________________ 6x1023 átomos

8 g S _________________ X

X = 1,5 x 1023 átomos

2. ¿Cuál es la masa de 150 átomos de oxígeno?

Solución:

6x1023 átomos O _____________ 16g

150 átomos O _____________ X

X = 4,00 x 10-21 g de O.

Ejercicios:

1. ¿Cuántos átomos hay en 8 gramos de Cr?

105

1mol = 6,022x1023 unidades = Número de Avogadro (NA)

1at-g = P.A.(E) =1 mol de átomos (E) = 6,022x1023 átomos (E)

QUÍMICA

2. ¿Cuál es la masa de 72 átomos de Cloro?

MASA EN GRAMOS DE UN SOLO ATOMO:

NÚMERO DE ATOMOS-GRAMO DE UN ELEMENTO:

Ejemplos:

1. ¿Cuál es la masa de 1 átomo de cobre?

Respuesta:

6x1023 átomos de Cu ____________ 63,55g

1 átomo de Cu _____________ X

X = 1,055 x 10-22 g

2. ¿Cuántos átomos gramo hay en 160g de oxígeno?

Respuesta:

16 g O _____________ 1 atg de O

160 g O X

X = 10 atg de O

Ejercicios:

1. ¿Cuál es la masa de 1 molécula de Plata?

2. ¿Cuántos átomo gramo hay en 480 g de azufre?

MOLÉCULA-GRAMO (mol-g):Es la masa de una mol de moléculas de un compuesto; numéricamente es igual al peso molecular o peso

fórmula de la sustancia, expresada en gramos.

Ejemplos:

1. 1 mol-g (H2O) = 18g H2O = 1 mol de moléculas H2O = 6,022x1023 moléculas H2O

2. 1 mol-g (H3PO4) = 98g H3PO4 = 1 mol de moléculas H3PO4 = 6,022x1023 moléculas H3PO4

Ejercicios :

Indicar las equivalencias correspondientes para:

1. KMnO4: ____________________________________________________

106

W(1átomo) =

# atg (e) =

1mol-g(x)= (x) = 1mol de moléculas(x) = 6,022x1023 moléculas(x)

QUÍMICA

2. CaCl2 : ____________________________________________________

Problemas:

1. ¿Cuántas moléculas hay en 3 gramos de H2O?

Repuesta:

18g H2O ___________ 6x1023 moléculas

3g H2O ___________ X

X = 1,0037 x 10-23 moléculas de H2O

2. ¿Cuál es la masa de 1010 moléculas de ácido sulfúrico?

Repuesta:

6,022x1023 moléculas _____________ 98g de H2SO4

1010 moléculas _____________ X

X = 1,627 x 10-12 g de H2SO4

Ejercicios:

1. ¿Cuántas moléculas hay en 21,6 g de Plata?

2. ¿Cuál es la masa de 1015 moléculas de NaCl?

MASA EN GRAMOS DE UNA MOLÉCULA:

NÚMERO DE MOL-GRAMO DE UNA SUSTANCIA:

Ejemplo:

1. ¿Cuántos moles hay en 980 gramos de H3PO4?

98g H3PO4 ____________ 6x1023 moléculas

980g H3PO4 ____________ X

X = 10 moles de H3PO4

Ejercicio.

1. ¿Cuántas moles hay en 567 gramos de ácido nítrico?

2. ¿Cuántos gramos hay en 3x1025 moléculas de dióxido de carbono?

VOLUMEN MOLAR:Es el volumen ocupado por una mol de cualquier gas (elemento o compuesto) considerada ideal, que se

encuentra a condiciones normales (C.N.) de temperatura y presión (273K y 1 atm) es de 22,4 litros.

Ejemplos:

1. ¿Qué volumen ocupa a condiciones normales (C.N) 0,25 mol deO2?

107

W(1molécula) =

# mol (sust) = n =

1mol-g(gas) = 22,4L C.N = 6,022x1023 partículas = P.A ó

QUÍMICA

Respuesta:

1 mol de O2 _____________ 22,4 L a C.N

0,25 mol de O2 _____________ X

X = 5,6 Litros

2. ¿Cuántos átomos hay en 8 litros de argón que se encuentra en condiciones normales?

22,4 L Ar ___________ 6x1023 átomos Ar

8 L Ar ___________ X

X = 2,15 x 1023 átomos

3. ¿Qué masa de CO2 está contenida en 5 litros de gas a C.N?

22,4 L C.N ___________ 44g

5 L C.N ___________ X g

X = 9,82 Litros

Ejercicios :

1. ¿A C.N que volumen ocupan 2,5 moles de Cloro?

2. ¿En 10 Litros de HCl(g) a C.N el número de moléculas es?

3. ¿Qué masa de Hidrógeno está contenida en 3 litros de gas a C.N?

COMPOSICIÓN CENTESIMAL:Nos expresa, en forma de porcentaje, la proporción en masa en que se encuentra cada elemento que forma

parte de una molécula heteronuclear o compuesto químico.

Para su determinación se necesita conocer la fórmula del compuesto y los pesos atómicos de cada uno de

los elementos que integran dicha sustancia.

Ejemplo :

¿Cuál es la composición centesimal del agua?

1. Identificar su fórmula: H2O

2. Hallar su peso molecular: = 2x1+ 16x1 = 18

3. Aplicar

%H = x 100 = 11,11 ; %O = x 100 = 88,89%

Ejercicios:

Determinar la composición centesimal de:

1. Carbonato de sodio: __________________________________________

2. Nitrato de Plata: _____________________________________________

108

% E = x 100

QUÍMICA

FORMULA EMPÍRICA (F.E):Es aquella que nos muestra la proporción mínima en que se encuentran combinados los átomos que forman

una molécula.

Donde: A, B, C ...: elementos que forman la molécula.

a, b, c, ...: subíndices de elementos que forman la molécula.

FORMULA MOLECULAR (F.M):Aquella que nos indica la cantidad real de átomos que forman una molécula.

Donde:

Observación:

Existen algunos compuestos en los cuales F.E = F.M

Para resolver los problemas de F.E y F.M siga en lo posible el siguiente procedimiento:

1. Determinar la masa de cada elemento en el compuesto.

2. Dividir entre P.A de cada elemento

3. Dividir entre el menor número del paso anterior.

4. Si valores obtenidos son números enteros, entonces esa es la F.E.

5. Si valores obtenidos son decimales, multiplicar por un número adecuado para obtener números

enteros.

Ejemplos:

1. La composición centesimal de cierto compuesto indica: C(59,96%), H (13,42%) y el

resto oxígeno. Determine sus fórmulas empírica y molecular si = 60

Respuesta:

Tomando una base de 100g de sustancia, se tiene:

C = 59,96g 12 = 4,9967 1,6638 = 3,00 = 3

H = 13,42g 1 = 13,4200 1,6638 = 8,06 = 8

O = 26,62g 16 = 1,6638 1,6638 = 1,00 = 1

F.E = C3H8O F.E = 60g/mol-g

n = = 1; luego F.M = C3H8O

2. Un análisis de la nicotina, un compuesto cancerigeno que se encuentra en el tabaco indica

C(74.0%), H(8.65%) y N(17.35%) si su masa molar es 162g/mol. Indique su F.E y F.M

Respuesta:

Base : 100g de nicotina

109

F.E = Aa Bb Cc ...

F.M = Ana, Bnb Cnc ...

n =

QUÍMICA

C = 74,00g 12 = 6,17 1,24 = 4,97 = 5

H = 8,65g 1 = 8,65 1,24 = 6,97 = 7

O = 17,35g 14 = 1,24 1,24 = 1,00 = 1

F.E = C5H7N F.E = 81g/mol

n = = 2; luego F.M = C10H14N2

Ejercicios:

1. El cacodilo tiene un olor parecido al ajo que resulta casi intolerable, su masa molar es 210g/mol, y

tiene C (22,88%), H (5,76%) y As(71,36%). Determine su F.E y F.M.

2. Hay una numerosa familia de compuestos del Boro e Hidrógeno, todos tienen fórmula BxHy. Un

miembro de esta familia contiene 88,5% de B, entonces su F.E es:

110

QUÍMICA

EJERCICIOS DE AFIANZAMIENTO:Coloque dentro de un paréntesis una V si la proposición es verdadera o una F si es falsa:

1. ( ) Si al se le agrega un peso atómico de 24 UMA el peso atómico

del oxígeno sería 32 UMA.

2. ( ) El peso atómico real de un átomo, es el promedio del peso atómico

de sus isótopos, teniendo en cuenta su abundancia relativa

3. ( ) El número de Avogrado es una unidad de masa

4. ( ) El valor en gramos de la UMA es igual para todos los átomos

5. ( ) El peso de 6,022x1023 moléculas de oxígeno es 16 gramos.

6. ( ) NA átomos de hidrógeno son 0,1 at-g de este elemento y pesan 0,1

gramos

7. ( ) La fórmula molecular es la fórmula simplificada de un compuesto.

8. ( ) 2 moles de agua, contienen 4 átomos de hidrógeno y 2 átomos de

oxígeno

9. ( ) 1 mol de cualquier gas ocupa 22,4 L a C.N

10. ( ) NA átomos de cobre pesa igual que NA átomos de sodio.

11. ( ) El porcentaje de azufre en el sulfuro ferroso es del 50%

111

QUÍMICA

AUTOEVALUACIÓN I:1. Marque lo correcto. El peso de 4,65x1023 átomos de un elemento X es 13,5; el peso atómico de X

en UMA es:

a) 290 b) 17,478 c) 34,44 d) 10,4 e) 120,6

2. 0,2 at-g de Cu es lo mismo que:

a) 0,2g b) 3,01x1022 átomos c) 3,18g

d) 1,204x1023 átomos e) 0,1 moles

3. Si un elemento de masa molecular 35,5 tiene 2 isótopos cuya diferencia de N neutrones es igual a

2; además, el más liviano tiene una abundancia de 75,5% ¿Cuál es el número de masa del isótopo más

liviano?

a) 25 b) 28 c) 32 d) 35 e) 40

4. Cuántos gramos de calcio hay en 120at-g de calcio:

a) 0,48x103 b) 4,8x103 c) 0,48x10-3

d) 4,8x10-3 e) 8,4x102

5. Cuántos at-g de sodio hay en 2,3g de sodio

a) 0,1 b) 10 c) 6x1023 d) 2,3x1023 e) 5

6. El número de átomos de fósforo contenidos en 0,62g de este elemento es:

a) 1,2x1024 b) 1,2x1023 c) 1,2x1022

d) 1,2x1021 e) 1,2x1020

7. Cuántos gramos de carbono hay en 2,5x104 moles de átomos de C.

a) 5x10-5 b) 3x10-5 c) 6x105

d) 6x10-5 e) 3x105

8. Cuántos gramos de H2SO4 hay en 5 mol de ácido

a) 4,9x102 b) 4,9x10-2 c) 9,4x102

d) 9,4x10-2 e) 1,96x102

9. El número del mol-g de HNO3 contenidos en 15,75g de ácido es:

a) 2,5 b) 0,25 c) 25 d) 4 e) 0,4

10. El número de iones que hay en 34,2g de Al2(SO4)3( = 342) es:

a) 1,8x1023 b) 18x1023 c) 0,18x1023

d) 0,3x1027 e) 3x1027

11. Cuántos átomos de azufre hay en 5 moles de ácido sulfúrico (S =32)

a) 3x1024 b) 6x1020 c) 5x1018

d) 3x1020 e) 6x1018

12. El número de neutrones que hay en 115g de es:

a) 3,6x1012 b) 3,6x1025 c) 23 d) 12 e) 3,6x1023

112

QUÍMICA

13. Cuántos gramos de oxígeno tienen el mismo número de átomos que los que hay en 8 gramos de

calcio

a) 2 b) 3,2 c) 4 d) 8 e) 16

14. El volumen en litros a C.N que ocupan 80g de amoniaco (NH3) es:

a) 1,7 b) 17 c) 10,5 d) 105 e) 22,4

15. La masa de una molécula triatómica es “a”. Si NA es el número de avogrado, ¿cuál es la masa

atómica relativa del átomo que forma la molécula?

a) 3aNA b) aNA c) aNA/3 d) NA/a e) a/NA

16. Al mezclar masa iguales de moléculas de N2 y O2, la relación atómica es:

a) 3/5 b) 8/5 c) 5/8 d) 8/7 e) 7/8

17. Se tiene 500g de una muestra impura de óxido de calcio al 80% en peso de pureza del óxido. Cuál

es el porcentaje de calcio en la muestra?

a) 40% b) 71,4% c) 20% d) 57% e) 80%

18. Un compuesto orgánico contiene 40% de C; 6,66% de H y el resto es oxígeno. Su fórmula empírica

es:

a) CHO b) CHO2 c) CH2O d) C2HO2 e) C2H2O

19. El ácido láctico es componente de la leche. Se determina que 1 mol de ácido láctico reaccionó con

O2 y liberó 3 moles de CO2 y 3 moles de H2O; entonces su fórmula molecular es:

a) CH4O b) C2H4O2 c) C3H6O3 d) C4H8O2 e) C3H5O3

20. Al calentarse 5,44g de CaHPO4, se observa una pérdida de peso de 0,36g de agua, formándose

además un compuesto constituido por Ca, P y O. La fórmula del compuesto formado es:

a) Ca3(PO4)2 b) Ca3(PO3)2 c) Ca2P2O5

d) Ca2P2O7 e) Ca3P2O5

AUTOEVALUACIÓN II:1. Una muestra de 1,5g de un compuesto orgánico contiene 1,2x1022 moléculas ¿cuál es la masa en

gramos de 1 mol de este compuesto?

a) 131 b) 121 c) 101 d) 75 e) 88

2. Indicar la proposición como verdadera (V) o falso (F) según corresponda

I. En 1,5 g de CO2 hay 0,25NA átomos de oxígeno.

II. En 3,01x1020 moléculas de agua hay en 10-3 g moles de átomos de hidrógeno.

113

QUÍMICA

III. En 0,1 moles de moléculas de ozono hay 1,806x1023 átomos de oxígeno

a) VVF b) VFV c) VVV d) VFF e) FVV

3. ¿Cuál es el número de e- que hay en una muestra de 160g de ?

a) 8NA b) 80NA c) 32NA d) 20NA e) 25NA

4. Ordene de mayor a menor cantidad de masa

I. 3 moles de CO2 II. 2,408x1024 moléculas de O2

III. 1,204x1024 moléculas de N2 IV. 4 moles de He

a) IV, II, III, I b) II, III, IV, I c) I, II, III, IV

d) II, I, II, IV e) IV, III, I, II

5. Para 440g de dióxido de carbono, determine:

I. En número de moles de moléculas.

II. En número de moles de átomos de oxígeno.

III. En número de moléculas de CO2

a) 8, 80, 8NA b) 10, 48, 10NA c) 12, 120, 12NA

d) 20, 50, 20NA e) 10, 20, 10NA

6. Cuántos átomos de magnesio en total están contenidos en 6,4 moles de una mezcla equimolar de

carbonato de amonio y ortofosfato de magnesio.

a) 6,4NA b) 6,4 c) 3,2NA d) 9,6 e) 9,6NA

7. Qué peso en gramos de CO2 contiene el mismo número átomos de oxígeno que 400g de CaCO3.

(Ca = 40)

a) 88 b) 132 c) 264 d) 305 e) 66

8. Calcular la cantidad de moléculas de un elemento (P.At, = a) diatómico contenidos en una masa

cuyo valor es mayor en 2 veces al valor de su peso atómico.

a) 1,5NA b) 3NA c) 2NA d) 2,5NA e) NA

9. Durante la combustión de 1,2g de un hidrocarburo se formarán 3,60g de CO 2 y 1,96 de H2O.

Determinar la F.E del hidrocarburo.

a) CH4 b) CH2 c) C3H8 d) C4H11 e) CH

10. Durante la explosión de una mezcla obtenida a partir de un volumen de cierto gas y dos volúmenes

de oxígeno, se forman dos volúmenes de dióxido de carbono y un volumen de nitrógeno. Su fórmula

molecular es:

a) CN b) C2N2 c) HCN d) C2N e) C3N4

114

QUÍMICA

115

QUÍMICA

CAPITULO IX

ESTEQUIOMETRIACONTENIDO TEMÁTICO: Ley de conservación de la masa

Relaciones Masa-Masa

Relaciones Mol-Mol

Relaciones Volumen-Volumen

Relaciones Masa-Mol

Relaciones Masa-Volumen

Relaciones Mol-Volumen

Reactivo limitante y en exceso

Porcentaje de pureza de reactivos

Rendimiento de una reacción química.


1. Entender el significado de una reacción química balanceada.

2. Realizar cálculos estequiométricos con la ecuación balanceada.

3. Aplicar los conceptos de reactivo limitante, % de pureza y eficiencia de una reacción química en los

cálculos estequiométricos.

116

QUÍMICA

En la industria y en el laboratorio se requiere conocer la cantidad de sustancias empleadas y las cantidades

de las sustancias que se obtienen. A través de los cálculos estequiométricos, el analista puede determinar la

pureza de los productos de una reacción química, el químico puede estimar la eficiencia de un nuevo

proceso, el ingeniero puede planear un proceso económico para la producción en gran escala de nuevas

sustancias.

Los cálculos estequiométricos se basan en las relaciones fijas que hay entre las especies (átomos, iones,

moléculas) involucradas en las reacciones químicas, que previamente han sido balanceadas.

CONCEPTO:La estequiometria es una parte de la química que trata del estudio de las relaciones cuantitativas entre las

masas, el número de moles y los volúmenes de las sustancias que participan en un determinado cambio

químico.

LEY DE LA CONSERVACIÓN DE LA MASA:Fue propuesta por el químico francés A. Lavoisier (1743-1794) considerado el padre de la química moderna,

nos dice: “En toda reacción química completa y balanceada la masa total de las sustancias reactantes es

igual a la masa total de las sustancias productos”. Esto es:

A + B C + D

Suma de las masas Suma de las masas

de los reactantes de los productos

Ejemplo:

2H2 + O2 2H2O

2mol 1mol 2mol

2(2g) 1(32g) 2(18g)

36g 36g

RELACIONES ESTEQUIOMETRICAS:

1. Relación Masa-Masa:¿Cuántos gramos de Hidrógeno se obtienen al hacer reaccionar 97.5g de Zinc con suficiente cantidad

de HCl(ac) según:

Zn(s) + 2 HCl(ac) ZnCl2(ac) + H2(g)

E: 65g ______________________________ 2g

P: 97.5g _____________________________ x

X = 3g de H2

Ejercicio:

El Cromo metálico reacciona con el Cloro gaseoso para formar cloruro de Cromo (III), ¿Cuántos gramos

de Cloro se requieren para reaccionar completamente con 125g de Cromo.

2. Relación Mol-Mol:En la combinación completa del etanol, cuántos moles de agua se produce a partir de 18 moles del

combustible.

117

QUÍMICA

C2H5OH( ) + 3O2(g) 2CO2(g) + 3H2O(v)

E: 1 mol _____________________________ 3 mol

P: 18 mol ____________________________ x mol

X = 54 mol de H2O(v)

Ejercicio:

En la reacción:

As2O3(s) + H2(g) As(s) + H2O(ℓ)

¿Cuántos moles de As se produce a partir de 10 moles de As2O3?

3. Relación Volumen-Volumen:¿Cuál es el volumen de CO2 que se produce durante la combustión completa de 15 litros de gas

propano (C3H8) a condiciones Normales?

Ecuación Balanceada:

C3H8(g) + 5O2(g) 3CO2(g) + 4H2O(ℓ)

E: 22,4 L _____________________ 3x22,4 L

P: 15 L _______________________ X

X = 45 L de CO2

Ejercicio:

En la combustión completa del C8H18, un componente de la gasolina, ¿Cuántos litros de C8H18 se

necesitan para producir 1 litro de H2O?

4. Relación Masa-Mol:Podemos producir Cloro en el laboratorio mediante la reacción:

HCl(ac) + MnO2(s) Cl2(g) + H2O + MnCl2(ac)

¿Cuántos gramos de MnO2 se requieren para formar 12 moles de Cl2?

4HCl(ac) + MnO2(s) Cl2(g) + 2H2O(ℓ) + MnCl2(ac)

E: 87g ________ 1 mol

P: X ________ 12 mol

X = 1,044 g de MnO2

Ejercicio:

En la reacción: Na(s) + H2O(ℓ) NaOH(ac) + H2(g). ¿Cuántos moles de NaOH se forman a partir de 90g de

agua?

5. Relación Masa-Volumen:¿Cuántos litros de oxígeno se producen al calentar 300 g de cloruro de potasio en C.N, según la

reacción?

118

QUÍMICA

2KClO3(s) + calor 2KCl(s) + 3O2(g)

E: 244 g ___________________________ 3x22,4 L

P: 300 g ____________________________ X

X = 82,6 L de O2

Ejercicio:

¿Cuántos gramos de Calcio se necesitan para producir 224 litros de Hidrógeno en C.N según: Ca (s) +

H2O(ℓ) Ca(OH)2(ac) + H2(g)?

6. Relación Mol-Volumen:¿Cuántos moles de Hierro se producirán a partir de 112 litros de Hidrógeno en C.N de acuerdo a?

4H2(g) + Fe3O4(s) 3Fe(s) + 4H2O(ℓ)

E: 4x22,4 L __________________ 3 mol

P: 112 L __________________ X

X = 3,75 mol de Fe

Ejercicio:

¿Cuántos litros de BF3 se producirán a partir de 4 mol de B2O3, según?

B2O3(s) + HF(ℓ) BF3(g) + H2O(ℓ)

REACTIVO LIMITANTE Y REACTIVO EN EXCESO:Es frecuente que en las reacciones químicas los reactantes no se encuentran en las cantidades

estequiométricas exactas, ya que cuando se va ha realizar una síntesis real, generalmente los reactivos

más económicos se usan en exceso para asegurar que el reactivo más costoso se convierta totalmente en

producto.

REACTIVO LIMITANTE (R.L):Es el reactivo que interviene en menor proporción que la estequiométrica; por lo tanto, se consume

totalmente y limita la cantidad de productos formados.

REACTIVO EN EXCESO (R.E):Es aquel reactivo que interviene en mayor proporción que la estequiométrica; por lo tanto hay en exceso

cuando termina la reacción química.

PARA DETERMINAR EL R.L:a. Cuando las relaciones entre los reactantes son de masa-masa, mol-mol y volumen-

volumen, se divide la cantidad dada (P) entre la estequiométrica (E), y en el reactivo que se obtenga el

menor cociente se tendrá el R.L.

Ejemplo:

Para preparar Aspirina (ácido acetil salicílico), la receta nos dice que hay que mezclar 200 g de Ácido

Salicílico y 300g de Anhídrido Acético. ¿Cuál es el R.L y cuántos moles de Aspirina se produce?

2C7H6O3(s) + C4H6O3(ℓ) 2C9H8O4(s) + H2O(ℓ)

119

QUÍMICA

P: 200g 300g X

E: 138g 102g 2 mol

R.L =P/E: 1,45 2,94

El R.L es el ácido salicílico, luego:

138g _____________ 2 mol

200 g _____________ X

Ejercicio:

El disulfuro de carbono reacciona con el Oxígeno según CS2(ℓ) + O2(g) CO2(g) + SO2(g). Si se hacen

reaccionar 3,5g de CS2 con 1,75g de O2, ¿quién es el R.L y cuántos litros de SO2 se formarán?

b. Cuando las relaciones entre los reactantes son masa-mol, masa-volumen, mol-volumen, se multiplica la

cantidad dada (P) por la estequiométrica (E) en forma de aspa hacia arriba, será el R.L en donde se

obtiene el menor producto.

Ejemplo:

¿Cuántas moles de Amoníaco se obtiene cuando reaccionan 5 moles de Hidrógeno con 25g de

Nitrógeno?

N2(g) + 3H2(g) 2NH3(g)

P : 25g 5 mol x

E : 28g 3 mol 2 mol

R.L: 75 140

El R.L es el Nitrógeno, luego:

28g N2 _____________ 2 mol NH3

25g N2 _____________ x

x= 1,79 mol de NH3

Ejercicio:

¿La reacción del agua con el metano es una forma de preparar Hidrógeno, según CH 4(g) + H2O(g) CO2(g) +

H2(g). Cuando reaccionan 140 moles de agua con 45 litros de metano. ¿Cuántos gramos de Hidrógeno se

formarán?

PORCENTAJE DE PUREZA DE REACTIVOS:En algunas reacciones químicas unas o más de las sustancias que intervienen se encuentran impuras; pero,

de ellas sólo debe reaccionar estequiométricamente la cantidad pura, por lo tanto, las impurezas quedan sin

reaccionar. El porcentaje de pureza de una sustancia se determina mediante la siguiente relación:

Ejemplo:

Se tiene 1Kg de CaCO3(s)( =100) con una pureza del 80%. Qué cantidad en gramos de CaO se obtiene al

descomponerse el CaCO3, según:

120

X = 2,90 mol de C9H8O4

QUÍMICA

CaCO3(s) + calor CaO(s) + CO2(g)

E: 100g ______________________ 56g

P: 1000x0.8g __________________ x

X = 448g de CaO

Ejercicio:

El carburo de Silicio (SiC) es un abrasivo industrial importante que se obtiene según: SiO 2(s) + 3C(s) SiC(s) +

2CO(g). Si la pureza del carbono es del 75%. Qué cantidad de carborundo (SiC) se podrán preparara partir

de 150g de Carbono.

RENDIMIENTO DE UNA REACCIÓN QUÍMICA:Hasta ahora en todas las reacciones se ha considerado que tiene una eficiencia del 100%; esta cantidad

máxima posible de producto que se forma cuando todos los reactivos se convierten en productos se

denomina Rendimiento Teórico. Sin embargo en la práctica no es posible llegar a este rendimiento, debido a

factores como:

1. Reacciones colaterales no deseadas.

2. Deficiencia durante la purificación del producto deseado, etc.

Que nos llevan a obtener una cantidad menor que la estequiométrica, llamada rendimiento real. La

eficiencia o rendimiento de una reacción o proceso químico se evalúa mediante:

Ejemplo:

El Amoníaco gaseoso se puede preparar mediante la reacción CaO(s) + NH4Cl(s) 2NH3(g) + H2O(g) + CaCl2(s).

Si se aislan exactamente 100g de Amoniaco, cuando se combinan 190g de CaO con suficiente cloruro de

Amonio, el rendimiento de la reacción es:

Balanceando la ecuación química se tiene:

CaO(s) + 2NH4Cl(s) 2NH3(g) + H2O(g) + CaCl2(s).

P : 56g _____________________ 34g

E : 190g _____________________ X

X = 115,36 %n = x 100 = 86,69%

Ejercicio:

Se calienta 2,5 g de cobre con un exceso de azufre y se sintetiza 2,53g de Sulfuro cuproso según: Cu (s)

+S8(s) CuS(s). ¿Cuál es el rendimiento del proceso?

121

%n= x 100

QUÍMICA

EJERCICIOS DE AFIANZAMIENTO:A cada una de las afirmaciones coloque una V si es verdadera y una F si es falsa:

1. ( ) Las ecuaciones químicas se pueden balancear con números

fraccionarios y no se afectan los cálculos.

2. ( ) La estequiometria se basa en la ley de la conservación de la masa.

3. ( ) Para los metales se considera átomo como diferente de molécula.

4. ( ) R.L es la sustancia que está en menor cantidad en moles

5. ( ) El reactivo límite, en algunos casos, puede ser la sustancia que

esté en mayor cantidad en gramos o en moles.

6. ( ) El reactivo límite no siempre se consume totalmente.

7. ( ) El reactivo límite es la sustancia que hay que aumentar si se desea

alcanzar la proporción estequiométrica.

8. ( ) Si la relación estequiométrica nA/nB = 2 y la relación de datos

disponibles (nA/nB) dis = 3, el reactivo límite es A.

9. ( ) Si aumenta la eficiencia de una reacción aumenta la cantidad de

reactivos consumidos.

10. ( ) En la ecuación balanceada se asume que los reactivos reaccionan

y los productos se obtienen con 100% de pureza.

11. ( ) Equivalente gramo, en una reacción de óxido reducción, es la

cantidad de sustancia que puede dar o recibir una mol de electrones.

12. ( ) A todas las sustancias, en todas las reacciones, se les puede

averiguar el valor de 1 equivalente gramo.

13. ( ) 40g de un reactivo del 90% de pureza, contiene más reactivo puro

que 60g del mismo con 60% de pureza.

AUTOEVALUACIÓN I:1. ¿Cuántos gramos de amoniaco se deben descomponer según NH3(g) N2(g) + H2(g) para obtener 360 g de

hidrógeno

a) 1076 b) 2040 c) 2050 d) 1080 e) 2160

2. Si en la reacción entre el N2 y el O2 para dar dióxido de nitrógeno se tiene 0,24 moles de oxígeno puro.

¿Cuántas moles de nitrógeno se necesitan en dicha reacción?

a) 0,24 b) 0,18 c) 0,12 d) 0,36 e) 2,3

3. El sodio reacciona violentamente con el agua. ¿Cuántos gramos de Na se necesitan para que

reaccione totalmente con 90 g de H2O, según:

Na(s)+H2O( ) NaOH(ac)+ H2(g)

a) 115 b) 151 c) 511 d) 110 e) 101

4. ¿Cuántos gramos de Al2O3 se necesitan para producir 100 g de aluminio según: Al 2O3(s) + C(s)

Al(s) + CO2(g)

122

QUÍMICA

a) 149 b) 159 c) 169 d) 179 e) 189

5. ¿Cuántos moles de dióxido de carbono se producen por la combustión completa de 4 moles de glucosa

(C6H12O6)?

a) 2,4x10-1 b)2,4x101 c) 2,4x102

d) 2,4x10-2 e) 4,2x101

6. En la reacción: HCl(g) + O2(g) H2O( ) + Cl2(g); ¿Cuántas moles de HCl se necesitan para formar

0,35 moles Cl2?

a) 0,35 b) 0,70 c) 1,05 d) 1,00 e) 1,40

7. Qué masa en gramos de hidrógeno se pueden producir cuando reaccionan 12 moles de aluminio con

suficiente HCl, según la reacción:

Al(s) + HCl(ac) AlCl3(ac) + H2(g)

a) 3,6 x 10-1 b) 3,6 x 10-2 c) 3,6 x 102

d) 3,6 x 101 e) 3,6 x 103

8. ¿Cuántas moles de ácido nítrico se requieren para producir 4,4g de N2O, según Zn(s) + HNO3(ac) Zn

(NO3)2(ac) + N2O(g) + H2O( )

a) 1 b) 8 c) 6 d) 4 e) 2

9. Cuántas moles de Fe3O4 se pueden obtener al hacer reaccionar 16,8g de Fe con 10g de H2O, según

la ecuación:

Fe(s) + H2O(g) Fe3O4( ) + H2(g)

a) 0,2 b) 1,0 c) 0,1 d) 2,0 e) 0,3

10. En cierta cantidad de agua se disuelve 1,22g de NaCl. A esta solución se le agrega 1,7 g de AgNO3

en solución. ¿Qué cantidad en gramos de AgCl precipito?

a) 1,15 b) 1,25 c) 1,85 d) 1,43 e) 0,25

11. Hallar el volumen en litros de aire (80% de N2) que se necesita para la combustión de 3L de acetileno

(C2H2).

a) 7,5 b) 15,7 c) 27,5 d) 37,5 e) 6

12. Al reaccionar 0,5 moles de hierro con 19,8 g de vapor de agua según: Fe (s) + H2O(v) Fe2O3(s) + H2(g) , se

desprende 1,35 g de hidrógeno. El % de rendimiento de la reacción es:

a) 10 b) 90 c) 50 d) 80 e) 20

13. Calcular el volumen en litros a C.N. de CO2 que se produce a partir del carbono procedente de 2kg de

mineral de carbón con 60% de pureza.

a) 2 200 b) 2 240 c) 3 200 d) 4 250 e) 1 800

123

QUÍMICA

14. Una muestra de 24g de glucosa (C6H12O6) impura es sometida a una fermentación obteniéndose 4,91g

de alcohol etílico (C2H5OH) ¿Cuál es el % en glucosa de la muestra original?

a) 40 b) 20 c) 30 d) 75 e) 80

15. El agotamiento del ozono (O3) en la estratósfera ha sido de gran preocupación entre los científicos en

los últimos años; se cree que el ozono puede reaccionar con el NO, proveniente de la emisiones de los

aviones a propulsión a elevadas alturas según: O3(g) + NO(g) O2(g) + NO2(g). Si 72g de ozono se hacen

reaccionar con 60g de NO, obteniéndose 30,6L de oxígeno a C.N. ¿cuál es el % de rendimiento de la

reacción?

a) 80 b) 75 c) 91 d) 46 e) 55

16. Al reaccionar O2 y H2 gaseoso, se forma H2O que rápidamente pasa al estado líquido. Si se combinan 10

moles de O2 con 5 moles de H2, ¿Cuántos gramos de H2O se forman?

a) 5 b) 90 c) 180 d) 18 e) 36

17. ¿Cuántos moles de cloruro de potasio se obtienen por descomposición de 30g de clorato de potasio al

70% de pureza, según la ecuación?

KClO3(s) KCl(s) + O2(g)

a) 1,7 x 10-1 b) 1,7 x 10-3 c) 1,7 x 103

d) 1,7 x 102 e) 1,7 x 10-2

18. ¿Cuántas moles de amoniaco se obtienen cuando reaccionan 6 moles de hidrógeno con 30g de

nitrógeno.

a) 2,14 b) 1,24 c) 4,12 d) 2,41 e) 4,21

19. Se prepara bromuro de plata haciendo reaccionar 18,4g de bromuro de magnesio con cantidad

suficiente de Nitrato de Plata. Calcule el rendimiento porcentual, si se obtuvieron 34,20g de bromuro de

plata?

MgBr2(ac) + AgNO3(ac) Mg(NO3)2(ac) + AgBr(s)

a) 80,0 b) 90,0 c) 81,0 d) 91,0 e) 85,0

20. El cloruro de Plata se puede preparar segun la reacción:

AgNO3(ac) + NaCl(ac) AgCl(s) + NaNO3(ac).

Que cantidad de AgCl se obtiene con 80 g de AgNO3 del 80% de pureza y 80g de NaCl del 70% de

pureza; si la reacción tiene un rendimiento del 95%.

a) 31,5 b) 39,8 c) 48,5 d) 51,3 e) N.A.

124

QUÍMICA

AUTOEVALUACIÓN II:1. La siguiente reacción del super oxido de potasio (KO2), se utiliza en sistemas de

supervivenvia para reemplazar al CO2(g) por O2(g) en el aire expirado: KO2(S) + CO2(g) K2CO3(s) + O2(g).

¿Cuántos moles de O2(g) se producen cuando reaccionan 156g de CO2(g) con un exceso de KO2(s)?

a) 12 b) 5,3 c) 8 d) 32 e) 24

2. En el problema anterior, ¿ Cuántos gramos de KO2(g) se consumen por cada 100g de

CO2(g) que se eliminan del aire expirado?

a) 240 b) 24 c) 322,7 d) 200 e) 150

3. ¿Qué masa de K3AsO4 se puede preparar mediante la reacción de 18,4g de H3AsO4 con

exceso de KOH según: H3AsO4 + KOH K3AsO4 + H2O. (As = 75; K = 39)

a) 25,3 b) 30,8 c) 33,2 d) 37,5 e) 41,9

4. A partir de 8g de H2 y 8g de O2, mediante H2 + O2 H2O( ), calcular, los gramos de agua

formados.

a) 4,5 b) 9,0 c) 18,0 d) 0,1 e) 0,l25

5. Se hacen reaccionar 40L de dióxido de azufre con 60L de oxígeno a las mismas

condiciones de P y T. Determinar el % en volumen que representa el SO3(g) producido según: SO2(g) +

O2(g) SO3(g).

a) 10 b) 20 c) 30 d) 40 e) 50

6. ¿Cuántos gramos de NaOH reaccionan con 3 moles de H3PO4, de acuerdo a la reacción:

H3PO4(s)+ NaOH(ac) Na3PO4(ac)+H2O( )

a) 260 b) 300 c) 360 d) 480 e) 630

7. ¿Cuántos gramos de FeSO4 se requieren para producir 500g de Fe2(SO4)3 de acuerdo a la

reacción. KMnO4(s) + FeSO4(s) + H2SO4(ac) MnSO4(ac) + K2SO4(ac) + Fe2(SO4)3(s) + H2O( )

a) 360 b) 380 c) 370 d) 350 e) 400

8. ¿Cuántos gramos de CO2 se obtienen cuando se hace combustionar completamente 40g

de CH4 con 2,5 moles de O2.

a) 20 b) 35 c) 45 d) 55 e) 40

9. En la reacción : CuO(S) + NH3(g) N2(g) +Cu(s) + H2O( ); si a partir de 7,95g de CuO se

obtienen 5g de Cu. ¿Cuál es la eficiencia de la reacción?

a) 79% b) 69% c) 75% d) 83% e) 85%

10. El yodo se obtiene mediante la reacción: SO2(g) + NaIO3(s) + H2O( ) H2SO4(ac) + Na2SO4(ac)

+ I2(s) cuya eficiencia es del 70%. Calcule cuántos gramos de yodo se pueden obtener con 1kg de SO2

puro y 2Kg de NaIO3 del 90%.

a) 485,6 b) 375,6 c) 555,6 d) 455,6 e) 277,8

125

QUÍMICA126

QUÍMICA

CAPITULO X

ESTADO GASEOSOCONTENIDO TEMÁTICO: Definición de gas

Características Generales

Teoría Cinética de los gases ideales

Gas Ideal

Ecuación General de los gases ideales.

Ecuación Universal de los gases ideales.

Mezclas gaseosas.

Ley de Dalton o presiones parciales

Ley de Amagat o volúmenes parciales

Difusión gaseosa-Ley de Graham.


1. Conocer y relacionar las propiedades generales y teoría cinético-molecular que determinan el

estado gaseoso.

2. Saber aplicar las leyes que explican el comportamiento de los gases, en la solución de los

diferentes tipos de problemas.

3. Entender y aplicar las leyes que gobiernan la mezcla y difusión de gases.

Cuando respiramos hemos inhalado una mezcla de gases; principalmente oxígeno y nitrógeno, y en

pequeñas cantidades CO2, CO, Ar, He y H2O( ).

Los gases están en todas partes, por ejemplo están expandiéndose y comprimiéndose de acuerdo a las

circunstancias y a cada momento sobre nuestro cuerpo están chocando millones de moléculas de N 2,. O2,

etc a una velocidad promedio de 1000 Km/s, pero de ello ni siquiera nos damos cuenta.

Los precursores del desarrollo de la química estudiaron en forma extensa los gases, por ello es que se

considera al estado gaseoso el más sencillo de los tres estados fundamentales de la materia y los científicos

han aprendido más de los gases que de los sólidos o de los líquidos. Pero, ¿Qué son los gases?

DEFINICIÓN:Los gases, es aquel estado de la materia donde la fuerzas de repulsión son mucho mayores a las de

cohesión; además, no tienen forma ni volumen definido(toman la forma del recipiente que los contiene y

ocupan todo el espacio disponible.

127

QUÍMICA

Los científicos también descubrieron que los gases tienen varias propiedades comunes, estas son:

1. Se pueden comprimir.

2. Ejercen presión sobre lo que le rodea.

3. Se expanden hasta llenar todo el volumen disponible.

4. Se difunden unos en otros.

5. Presentan baja densidad.

6. Tienen elevada entropía (alto desorden molecular)

7. Se describen en términos de su temperatura, presión, el volumen que ocupan y la cantidad (número

de moléculas o moles) de gas presente.

La Presión, se origina por los choques moleculares contra las paredes del recipiente que los contiene. En el

S.I se mide en Pascales (Pa) que es la presión de un Newton por metro cuadrado. También se mide la

presión en atmósferas (Atm) y milímetros de Mercurio (mmHg)

El Volumen, es el espacio que ocupa el gas y corresponde al volumen del recipiente que lo contiene. En el

S.I se mide en litros (L); además se puede usar mililitros (mL), centímetro cúbico (cm3), etc.

La Temperatura, que como sabemos nos mide el grado de movimiento de los átomos o moléculas, así

como también el grado de calor que poseen. Se mide en gramos Kelvin (K) en el S.I; además se usan

grados centígrados.

Como todos los gases se comportan de forma muy similar se pueden interpretar mediante la Teoría Cinética-Molecular, que nos dice:

1. Un gas se compone de moléculas cuyo volumen es despreciable.

2. Las moléculas de un gas se mueven aleatoriamente, a distintas velocidades en todas las

direcciones posibles.

3. Excepto cuando las moléculas chocan, las fuerzas de atracción y repulsión entre ellas es

insignificante.

4. Cuando hay colisiones entre moléculas, éstas son elásticas.

5. La energía cinética promedio de las moléculas de un gas es proporcional a la temperatura absoluta.

Llamaremos Gas Ideal, a aquel gas que cumple con todos los postulados de la teoría cinética-molecular de

los gases.

ECUACIÓN GENERAL DE LOS GASES IDEALES:A lo largo de casi 200 años, se han estudiado los gases y las propiedades que todos ellos exhiben se han

resumido en las leyes de los gases que llevan el nombre de sus descubridores, estas son:

a. Ley de Boyle (Proceso Isotérmico):

128

1 atm = 760mmHg = 1,013 x 105 Pa

1 L = 103mL = 103cm3 = 10-3 m3

K = T(°C) + 273

QUÍMICA

El volumen de un gas ideal varía inversamente con la presión aplicada cuando la temperatura y la

cantidad son constantes.

Ejemplo:

Una muestra de cloro ocupa un volumen de 3OL a una presión de 15 Pa. Si se triplica la presión

manteniendo constante la temperatura, el nuevo volumen será:

Vi = 30L Vf = ? T = Cte

Pi = 15 Pa Pf = 45 Pa

PiVi = PfVf Vf =

Ejercicio:

En un proceso isotérmico, 50 cm3 de oxigeno y 2 atm de presión, disminuyen su volumen en 5 veces,

luego la nueva presión será:

b. Ley de Charles (proceso Isobárico): El volumen de un gas ideal varía directamente con la temperatura absoluta cuando la presión y la

cantidad son constantes

Ejemplo:

El CO2 encerrado en un recipiente ocupa un volumen de 20 L a 60 K de temperatura. Si el volumen se

duplica a presión constante, la temperatura final será:

Vi = 20L Vf = 40 L P = Cte

Ti = 60 K Tf = ?

129

Del Gráfico

P1 = P2

Pb > Pa

Del Gráfico

T1 = T2

Tb > Ta

PV = cte

PiVi = PfVf

Isotermas

Tb

Ta

P

V

2

1

T(K)

Pa

Pb

V

1

2

QUÍMICA

Tf =

Ejercicio:

Mediante un proceso isobárico la temperatura de un gas que ocupaba un volumen de 50L se elevo de

25°C a 125°C; ¿Su volumen final será?

c. Ley de Gay-Lussac (Proceso isocórico o isométrico): La presión absoluta de un gas ideal varía directamente proporcional con su temperatura absoluta

cuando el volumen y la cantidad son constantes.

Ejemplo:

Nitrógeno a 60 Pascal de presión y 30 K de temperatura, duplica su temperatura a volumen constante;

luego la presión final será:

Ti = 30 K Tf = 60 K V = Cte

Pi = 60 Pa Pf = ?

Tf =

Ejercicio:

Mediante un cambio isocórico la presión de un gas a la temperatura de 50K se eleva de 25 a 125 atm,

luego su temperatura final será.

Como estas leyes se pueden agrupar en una sola ecuación mas amplia, entonces obtendremos la

ECUACIÓN GENERAL DE LOS GASES IDEALES, que nos dice: “cuando se tiene una cantidad definida

de un gas ideal que cambia de un estado inicial a un estado final, la ecuación que relaciona las variaciones

de temperatura, presión y volumen es siempre constante”, esto es :

ó también

donde: D, es densidad

Ejemplo:

130

Del Gráfico

V1= V2

Vb > Va

T(K)

Va

Vb

P

1

2

QUÍMICA

Si duplicamos la temperatura de 30 litros de Amoníaco y disminuimos su presión a la mitad, entonces su

nuevo volumen será:

Ti = x Tf = 2x

Pi = y Pf = y/2

Vi = 30 L Vf = ?

Vf = = = 120 L

Ejercicio:

Cuando aumentamos el volumen de un gas de 30L a 75L, su temperatura la reducimos al triple, entonces su

presión inicial de 5atm será finalmente.

LEY DE AVOGRADO: “El volumen de un gas ideal varía directamente con la cantidad cuando la temperatura y presión son

constantes”, esto es :

Si P y T ctes: = cte ó

O lo que es lo mismo: “Volúmenes iguales de todos los gases ideales contienen el mismo número de

moléculas a las mismas condiciones de presión y temperatura.

Si tomamos como Estado Referencial definido a la presión como 1atm ó 760 mmHg y la temperatura como

0°C ó 273K, a este se le llama: condiciones normales (CN). Esto es:

“A C.N, una mol de cualquier gas ocupa un volumen de 22,4L” y a este volumen se le llama volumen molar.

ECUACIÓN UNIVERSAL DE LOS GASES IDEALES:Combinando las leyes de Boyle, Charles, Gay Lussac y de Avogrado, se obtiene la ecuación Universal de

los gases ideales.

Esta ecuación se aplica a cualquier masa gaseosa en la que el producto de su presión absoluta por el

volumen es igual al producto de su número de moles por la constante universal y su temperatura absoluta.

Esto es:

La constante R depende de los valores de P, T y V. Sus valores más conocidos son:

Ejemplo:

131

C.N = 1atm ó 760mmHg y 0°C ó 273K

P.V = n.R.T

R = 0,082 = 8,3

QUÍMICA

Qué volumen ocupan 5 moles de oxígeno a una presión de 2atm y 100°C.

V = L? P = 2atm

N = 5 moles T = 373K

PV = nRT V = = = 76,47 L

Ejercicio:

Qué presión ejercerán 2,64 moles de oxígeno que ocupa un volumen de 52,64 L a 31°C

MEZCLA DE GASES IDEALES:Nuestra atmósfera es una mezcla de gases (aproximadamente 78% de N2, 21% de O2 y 1% de Otros gases)

y lo que llamamos presión atmosférica es la suma de las presiones que ejercen estos gases

individualmente. Este fenómeno y otros ya han sido estudiados y se resumen en las leyes.

a. Ley de Dalton o de presiones parcialesNos dice: “A volumen y temperatura constantes, la presión total ejercida por una mezcla de gases es

igual a la suma de las presiones parciales de sus componentes individuales”. Esto es:

ó

También se cumple que:

; ó

donde : Pt = Presión Total Pi = Presión parcial del gas i

Xi = Fracción molar del gas i, donde Xi =

Ejemplo:

En un recipiente se tiene 8 moles de oxígeno y 12 moles de nitrógeno, ocupando un volumen de 2 litros

a 0°C. Calcular la presión total y parcial ejercida por cada gas.

PO2 =

PN2 =

PT = PO2 + PN2=89,54atm + 134,32atm = 223,86atm

Ejercicio:

Una mezcla de 7 moles de Nitrógeno y 6 moles de Hidrógeno se encierran en un recipiente de 10L a

500°C. Calcule sus presiones parciales, total y fracción molar de cada gas en la mezcla.

b. Ley de Amagat o de volúmenes parcialesNos dice: “ A presión y temperatura constantes, el volumen total ocupado por cualquier mezcla gaseosa

es igual a la suma de los volúmenes parciales de sus componentes individuales.” Esto es:

132

Pt = Pt = Pa + Pb + Pc + …

Pi = XiPt %Pi = %Xi

Vt = Vt = Va + Vb + Vc + …

QUÍMICA

También se verifica que:

; ó

Ejemplo:

Calcular el volumen parcial y total que ocupan 6 moles de Cloro y 14 moles de Hidrógeno a la

temperatura de 27°C y 8,2 atm de presión.

VCl2 =

VH2 =

VT = VCl2 + VH2 = 18 + 42 = 60L

Ejercicio:

Una mezcla de 5 moles de Argón y 20 moles de Helio están en un recipiente a la temperatura de 17°C y

presión de 10 atm. Calcule los volúmenes parciales y total, y la fracción molar de cada gas en la mezcla.

DIFUSIÓN GASEOSA:Como ya sabemos, las moléculas de los gases ocupan todo el espacio que se les presente disponible y esta

velocidad con que se difunden también ya ha sido estudiada. Además, la velocidad con que se mueven

depende de la temperatura según la ecuación:

a. Ley de Graham o de difusión de gases:“A temperatura y presión constantes, la velocidad de difusión de diversos gases varía en razón inversa

a las raíces cuadradas de sus pesos moleculares o densidades”. Esto es:

Cuando los volúmenes difundidos son iguales y considerando que:

tdifusión =

133

Vi = XiVt %Vi = %Xi

QUÍMICA

Se obtiene la fórmula para la velocidad de difusión o efusión en función del tiempo. Esto es:

Ejemplo:

Cuantas veces es mayor la velocidad de difusión del Hidrógeno que del Metano.

= ? = = = 2,92

Ejercicio:

Que tiempo empleará en difundirse por un efusiometro de 60 cm2 de largo 0,5 litros de SO2; si un

volumen igual de SO3 lo hizo en 3 minutos.

134

QUÍMICA

EJERCICIOS DE AFIANZIAMIENTO:Escribe Verdadero (V) o Falso (F) para cada una de las siguientes proposiciones.

1. ( ) El Neón es un gas ideal por ser noble.

2. ( ) La energía cinética promedio de las moléculas de un gas

varía con los cambios de presión a temperatura constante

3. ( ) A mayor altitud la presión atmosférica es menor.

4. ( ) Dos gases que se encuentran a las mismas condiciones

de P, T y V tienen el mismo número de moléculas.

5. ( ) Al duplicar la presión de un gas manteniendo constante

la temperatura, el volumen se duplica.

6. ( ) Si variamos la presión y temperatura de una mezcla

gaseosa su fracción molar también varía.

7. ( ) La ley de Boyle corresponde a un proceso isomerico.

8. ( ) Si duplicamos la presión y disminuimos la temperatura a la

mitad el volumen a C.N de un gas no varía.

10. ( ) El CO2 y el C3H8 tienen diferente velocidad de difusión

135

QUÍMICA

AUTOEVALUACIÓN I:1. Indicar cuántas afirmaciones son correctas respecto a un gas ideal.

( ) Los choques entre sus moléculas son elásticos, sin

pérdida de energía.

( ) Sus moléculas poseen un volumen despreciable.

( ) Las fuerzas de interacción entre sus moléculas son

despreciables

( ) Existen a presiones altas y temperaturas bajas.

a) 0 b) 1 c) 2 d) 3 e) 4

2. En un proceso isotérmico la presión de un gas se quintuplica, cuál es su volumen final en litros, si el

inicial es de 800L

a) 160 b) 320 c) 800 d) 400 e) 520

3. Un globo se infla con helio hasta un volumen de 4,5L a 23°C. Si se saca el globo a la calle en un

clima frío (-10°C) ¿Qué volumen tendrá en litros?

a) 3 b) 1 c) 5 d) 4 e) 6

4. Un balón de acero contiene gas carbónico a 17°C y 1034 mmHg de presión. Si el gas tiene un

calentamiento de 20°C. ¿Cuál será su presión final en atm?

a) 0,87 b) 1,45 c) 1,67 d) 0,99 e) 1,05

5. Isotérmicamente se comprime un gas desde un volumen de 20L hasta 5L. Si la presión final fue

8atm, ¿Cuál fue la presión inicial en atm?

a) 4 b) 2 c) 6 d) 1 e) 0,5

6. En un cambio de estado la presión de un gas se duplica y su temperatura se reduce a ¼ de su valor

inicial. Hallar su densidad final en g/L, si la densidad inicial es 8g/L

a) 64 b) 32 c) 16 d) 4 e) 2

7. Cierto gas se encuentra a 27°C, si su volumen disminuye en 20% y su presión se reduce a la cuarta

parte. La variación de temperatura que sufre en °C es:

a) 240° b) 160° c) 180° d) 200° e) 220°

8. Se tiene 9 litros de un gas a la temperatura de 27°C y a la presión de 1520mmHg. ¿Cuál será su

volumen a C.N?.

a) 8,3 b) 15 c) 16,4 d) 22,4 e) 5,3

9. Se dispone de 112 mL de gas acetileno (C2H2) a 77°C y 750 mmHg. ¿Cuál es la masa de gas en

gramos?

a) 0,5 b) 1,0 c) 2,5 d) 1,5 e) 0,1

136

QUÍMICA

10. Cierto gas se encuentra encerrado en un recipiente a una presión de 624 mmHg y 27°C. Calcule su

masa molecular si su densidad es 1,2 g/L a estas condiciones.

a) 34 b) 36 c) 42 d) 50 e) 55

11. Calcular el volumen en litros ocupado por 280g de CO a 22°C y 0,97 atm.

a) 249,4 b) 142,6 c) 615,4 d) 84,3 e) 60,2

12. Cuál es el volumen que ocupan 24,0492 x 1024 moléculas de un gas a 127°C y 4,1 atm de presión.

a) 300L b) 320L c) 340L d) 360L e) 380L

13. Determine el número de molg de un gas que se encuentra en un recipiente de 15 litros de volumen

a 27°C y 8,2 atm.

a) 2 b) 2,5 c) 4,8 d) 5 e) 6,5

14. Un recipiente de 20 litros contiene 48g de CH4 y 30g de C2H6, calcular la presión de la mezcla a una

temperatura de 27°C.

a) 4,92 b) 2,25 c) 7,38 d) 9,42 e) 2,50

15. Se mezclan 6,4 de SO2 y 6,4g de O2 en un recipiente en el cual la presión total es 2atm y la

temperatura 25°C. La fracción molar del O2 en la mezcla es:

a) 0,11 b) 0,22 c) 0,46 d)0 ,67 e) 0,33

16. Señale el gas que se difunde más rápidamente.

a) SH2 b) C2H6 c) CO d) C3H8 e) NH3

17. A cierta temperatura el Metano (CH4) tiene una velocidad de difusión de 12cm/min, a las mismas

condiciones un gas desconocido se difunde en 8 cm/min, luego su peso molecular es:

a) 38 b) 30 c) 36 d) 42 e) 25

18. Para evacuar el SO3 contenido en un balón se requiere 4,8 minutos, que tiempo tardaría si el

depósito estaría lleno de O2 a las mismas condiciones.

a) 2,0 b) 4,0 c) 3,0 d) 3,5 e) 2,5

19. El aire seco está formado por 80% de N2 y 20% de O2 en porcentaje por mol. Determine su peso

molecular en C.N.

a) 30,5 b) 22,5 c) 25,8 d) 28,8 e) 32,8

20. Un balón de acero de 3 L de capacidad contiene O2(g) a 27°C y 2,05 atm de presión. Por un agujero

escapa el gas a razón de 0,36L/min medidas a C.N, durante 2,5 min. Determine la masa de O 2 que

queda en el balón.

a) 0,25mol b) 0,04mol c) 0,21mol d) 2,8 mol e) 2,05mol

137

QUÍMICA

AUTOEVALUACIÓN II:1. Se tiene 4L de gas oxígeno a 912 mmHg y 47°C, luego por un proceso isobárico se incrementa la

temperatura hasta 177°C y por último por un proceso isotérmico se aumenta la presión hasta 1140

mmHg. ¿Cuál es el volumen final que ocupa el gas?

a) 3,9L b) 4,5L c) 4,9L d) 4,2L e) 4,0L

2. Cuántos globos de 5 litros de capacidad pueden llenarse a C.N, con el Hidrógeno procedente de un

tanque de 600L a 5atm y 27°C.

a) 100 b) 273 c) 546 d) 2730 e) 5460

3. Un balón de acero de 32L puede soportar una presión de 24,6 atm. Si en el balón se coloca 20

moles de O2(g). ¿Cuál es la máxima temperatura que soportaría el balón sin llegar a explosionar?

a) 247°C b) 227°C c) 237°C d) 480°C e) 207°C

4. Se tiene amoniaco (NH3) en un recipiente rígido de 4L a 5,2 atm. Si al recipiente se añade 6g mas

de NH3, mediante un proceso isotérmico, la presión se incrementa en 3 atm. La masa inicial del gas es:

a) 6g b) 8,2g c) 10,4g d) 12g e) 16,4g

5. En un recipiente se tiene 5g de Hidrógeno a ciertas condiciones de presión y temperatura. ¿Qué

masa en gramos de Nitrógeno se tendrá en otro recipiente del mismo volumen y en las mismas

condiciones?

a) 5 b) 12 c) 35 d) 70 e) 84

6. 20 litros de un gas a 27°C y 202,6Kpa se somete a un proceso isotérmico aumentando su presión

absoluta en 6 atm; luego se realiza un proceso isócoro siendo la nueva temperatura 627°C y finalmente

se realiza un proceso isobárico obteniéndose un volumen final de 2dm3. ¿Cuál es la temperatura final de

todo el proceso?

a) 360K b) 180K c) 90K d) 95K e) 720K

7. En cuántos °C se tendrá que aumentar la temperatura a un recipiente abierto que se encuentra a

27°C para que expulse los 3/8 de la masa de aire que contiene.

a) 84°C b) 120°C c) 96°C d) 160°C e) 180°C

8. Se tiene 50 g de un gas en un recipiente rígido. Cuántos gramos de dicho gas se deben agregar de

tal manera que aumente la temperatura en 20% y la presión en 80%.

a) 10g b) 15g c) 20g d) 25g e) 30g

9. El oxígeno de un balón de 6L se traslada a otro de 4L. Si en el traslado se pierde 12g; determinar la

masa inicial del gas si P y T permanecen constantes.

a) 36g b) 30g c) 28g d) 32g e) 28g

138

QUÍMICA

10. Un tanque cisterna transporta acetileno (C2H2) a 50atm y 250°K en un volumen de 8,2 x 103 L. Si

durante el trayecto la temperatura se eleva a 17°C y el aumento máximo de presión permitido por

seguridad es el 10% ¿Qué masa como mínimo se debe expulsar del tanque?

a) 10,8kg b) 16,5 kg c) 36,8 kg d) 32,1 kg e) 26,9 kg

11. En un recipiente de 10L se tiene 88g de CO2 y 84g de Nitrógeno. Si la mezcla se encuentra a 27°C,

calcular su densidad en g/L

a) 13,5 b) 15,2 c) 17,2 d) 20,1 e) 10,8

12. En una mezcla formada por los gases A y B, el peso de A es el 25% del peso de B y además a las

mismas condiciones la densidad de A con respecto a B es 2. calculara los moles de A por mol de

mezcla.

a) 1/2 b) 1/3 c) 1/5 d) 1/9 e) 1/7

13. La fracción molar de un gas en una mezcla gaseosa es 0,2 y su presión parcial es 5atm, calcular la

presión parcial del otro gas, si la mezcla tiene 2 componentes.

a) 18 b) 20 c) 22 d) 25 e) 15

14. Una mezcla gaseosa está formada por los gases A, B y C. Si la fracción molar de B excede a la de

A en 0,1 y la fracción molar de B excede a la de C en 0,2, calcule el % volumétrico de B en la mezcla.

a) 34,3% b) 32,7% c) 35,8% d) 40,3% e) 43,3%

15. Dos gases A y B, cuya relación de sus pesos moleculares es de 9:1, se colocan uno a cada extremo

de un tubo de vidrio de 100cm de longitud. ¿A qué distancia en cm del extremo del gas más ligero se

encuentran, si ambos se colocan al mismo tiempo?

a) 90 b) 75 c) 65 d) 50 e) 30

139

QUÍMICA

CAPITULO XI

SOLUCIONESCONTENIDO TEMÁTICO: Definición de solución

Solubilidad

Clasificación de soluciones

Unidades de concentración de soluciones

Dilución y mezcla de soluciones

Estequiometría con soluciones


1. Conocer y clasificar las soluciones

2. Realizar cálculos para determinar la concentración de soluciones.

3. Resolver problemas de estequiometria en soluciones.

Muchos de los fenómenos que se producen en la naturaleza están relacionados con las soluciones. Gracias

a estas las plantas absorben las sales minerales, los seres vivos asimilan sus alimentos y muchas

reacciones químicas pueden llevarse a cabo. El aire que respiramos, el agua que bebemos, el oro de 18

kilates, las monedas de un nuevo sol son también soluciones muy familiares para nosotros. Sobre las

soluciones que son parte del mundo en que vivimos, trataremos en el presente capítulo.

SOLUCIÓN:Son mezclas homogéneas de dos o más sustancias, en proporción variable, donde los componentes están

dispersados uniformemente en toda la mezcla, de manera que cualquier porción de ella presenta las

mismas características como composición, propiedades y estado físico. Los componentes de la solución

según la función que cumplen son:

Soluto(Sto):Es la sustancia que se dispersa en el solvente, determina las propiedades químicas de la solución y

generalmente se encuentra en menor proporción.

140

QUÍMICA

Solvente (Ste):Es la sustancia que actúa como medio dispersante para el soluto, disuelve al soluto, determina el

estado físico de la solución y generalmente se encuentra en mayor proporción.

Cuando el solvente es el agua, se llama solución acuosa. El agua por su alta polaridad que poseen

sus moléculas, es una sustancia con una gran capacidad para disolver a las sustancias polares y

iónicas, por lo que es considerada el disolvente universal.

Solubilidad (S):Es la máxima cantidad de soluto (en gramos) que se puede disolver en 100g de solvente a una determinada

temperatura.

La solubilidad depende de:

La naturaleza del solvente, cumpliéndose en este caso el adagio “lo semejante disuelve a lo

semejante”.

La temperatura. Para sólidos y líquidos generalmente se incrementa al aumentar la temperatura y

para gases disminuye al aumentar la temperatura.

Ejemplo:

Sustancia Solubilidad a 25°C (g/100g de agua)

NaClKNO3

KBrC2H5OHH2SO4

384374

En todas proporcionesEn todas proporciones

CLASIFICACIÓN DE LAS SOLUCIONES:

a. Por la Naturaleza del soluto: Moleculares:

Cuando el soluto es un compuesto covalente. Como sacarosa en agua.

Iónicas:Cuando el soluto es una sustancia iónica. Como Cloruro de Sodio en agua.

Ejercicio:

Qué tipo de solución acuosa se formará cuando el soluto es: Alcohol etílico, amoníaco, ácido sulfúrico y

glucosa.

b. Por sus propiedades químicas:

141

QUÍMICA

Ácidas:Cuando contienen iones H+ en solución, como solución de ácido clorhídrico.

Básicas:Cuando contienen iones OH- en solución, como solución de Hidróxido de Aluminio.

Neutras:Cuando no contienen iones H+ u OH- en solución, como Oxígeno en agua.

Ejercicio:

Qué tipo de solución acuosa se forma cuando el soluto es: Ácido Fosfórico, Hidróxido de sodio,

Sacarosa y Amoníaco.

c. Por la cantidad de Soluto disuelto: Diluidas:

Cuando contienen mínima cantidad de soluto. Ejemplo, 1g de NaCl en 100g de agua a 0°C.

Concentrada:Cuando tienen bastante cantidad de soluto, pero sin llegar a la saturación. Ejemplo, 30g de NaCl en

100g de agua a 0°C.

Saturada:Aquella que no admite más soluto a una determinada temperatura. Ejemplo, 35g de NaCl en 100g

de agua.

Sobresaturada:Aquellas que admiten mayor cantidad de soluto que una solución saturada a la misma temperatura.

Ejemplo, 36g de NaCl en agua a 0°C.

d. Por su estado físico:

SteSto

Sólido Líquido Gaseoso

Sólido Aleaciones Sal en agua Humo

Líquido Amalgamas Alcohol en agua Aire húmedo

Gaseoso Oclusiones O2 en agua Aire seco

CONCENTRACIÓN DE SOLUCIONES:

A. UNIDADES FÍSICAS: Porcentaje en Masa (%W):

Indica la cantidad en gramos de soluto disuelto en 100g de solución.

142

QUÍMICA

Ejemplo:

¿Cuál es el porcentaje en masa cuando disolvemos 10g de sulfato de cobre en 60g de agua?

%WCuSO4 = ?

Wsto = 10g 14,28%

Wste = 60g

Ejercicio:

¿Cuántos gramos de NaCl se necesitan para preparar 150g de solución al 15% en masa?

Porcentaje en Volumen (%V):Indica la cantidad en mililitros de soluto disuelto en 100mL de solución.

Ejemplo:

¿Cuál es el porcentaje en volumen cuando disolvemos 16mL de alcohol etílico en 74ml de agua?

%VAlcohol = ?

Vsto = 16mL %VAlcohol = x 100 = 17,78%

Vste = 74mL

Ejercicio:

¿Cuántos mL de ácido sulfúrico se necesita para preparar 125ml de solución al 5% en volumen?

Porcentaje Masa-Volumen (%W/V):Indica los gramos de soluto disueltos en 100mL de solución.

Ejemplo:

¿Cuál es el porcentaje Masa-Volumen cuando disolvemos 5g de NaCl en 50cm3 de

%W/ V = ?

Wsto = 5g ( )NaCl = x 100 = 10%

Wste = 50 cm3

Ejercicio:

143

x 100

= x

QUÍMICA

¿Cuántos gramos de azúcar debemos medir para preparar 20mL de solución al 8% en

masa/volumen?

Partes por Millón (ppm):Indica el número de miligramos de soluto disueltos en 1 litro de solución.

Ejemplo:

¿Cuál es la concentración en ppm de 500mL de solución que contiene 2,2 mg de ión calcio?

ppm = ?

V = 0,5L ppm = = 4,4 ppm

mg Ca2+ = 2,2

Ejercicio:

¿Cuántos mg de cloruro de calcio hay que medir para preparar 250mL una solución de 80ppm.

B. UNIDADES QUÍMICAS: Molaridad (M):

Indica el número de moles de soluto disueltos en un litro de solución.

Ejemplo:

¿Cuál es la molaridad de 125mL de solución en la que se han disuelto 2 moles de KCN?

M = ?

nsto = 2 M = = = 16

Vsol = 125 mL

144

M = M =

ppm =

QUÍMICA

Ejercicio:

¿Cuál es la molaridad de 4 litros de solución en la que se han disuelto 220g de H2SO4?

Normalidad:

Donde: es el número de H+, OH- o cargas netas (+) ó (-) que se pueden sustituir y/o contiene el

soluto.

Entre molaridad y normalidad se cumple la relación

Ejemplo:

¿Cuál es la normalidad de una solución de Hidróxido de magnesio que contienen 75g de esta

sustancia en 1200mL de solución?

N = ?

= 75g N = = = 2,16

Vsol = 1200 mL

Ejercicio:

¿Cuántos gramos de ácido fosfórico hay que medir para preparar 320mL de solución 3N?

Molalidad (m):Indica el número de moles de soluto que se han disuelto en un kilogramo de solvente.

Ejemplo:

¿Cuál es la molalidad de una solución en la que se han disuelto 5 moles de NaOH en 2500g de

agua pura?

m = ?

nsto = 5 m = = = 2

Wste = 2,5 Kg

145

N = N =

# Eq - g = P.Eq - g =

N = x M

m =

QUÍMICA

Ejercicio:

¿Cuántos gramos de K2Cr2O7 se necesitan para preparar 750g de una solución 0,25 molal?

Fracción Molar:Indica la relación del número de moles de uno de los componentes de la solución (soluto o solvente)

respecto al número total de moles contenidos en la solución.

146

xi = Xsto + Xste = 1

QUÍMICA

Ejemplo:

¿Determinar la fracción molar del soluto y solvente cuando se disuelven 10g de NaOH en 90g de

H2O.

Xsto = ? Xste = ? W sto = 10g nsto =

0,25

Wste = 90g nste = 5

Ejercicio:

¿Cuál es la fracción molar del soluto y solvente cuando se han disuelto 71g de HCl en 180mL de

agua?

DILUCIÓN DE SOLUCIONES:Es un proceso físico por el cual se agrega más solvente a una solución logrando disminuir su concentración

inicial. Se cumple que el número de moles o número de equivalentes se mantiene constante y para

soluciones acuosas diluidas el volumen de la solución final es aproximadamente igual a la suma del

volumen de la solución inicial más el volumen del solvente agregado.

Ejemplo:

¿Cuál será la concentración final cuando se agregan 300mL de agua a 200mL de una solución de HNO 3

6M?

Mi = 6 Mf = ? 6 x 200 = Mf x 500mL Mf = 0,24 molar

Vi = 200mL Vf = 500mL

Ejercicio:

¿Cuántos mL de solvente hay que adicionar para preparar una solución 0,2N a partir 100mL de solución 1,2

N de NaOH?

MEZCLA DE SOLUCIONES:Es un proceso físico por el cual dos ó más soluciones de un mismo soluto, se mezclan en proporciones

variables, obteniéndose así una solución resultante de concentración intermedia. En estas se cumple:

Ejemplo:

¿Cuál es la molaridad final cuando se mezclan 200mL de Ácido sulfúrico 6M con 500mL del mismo Ácido

pero 0,5 M.

V1 = 200mL C1 = 6M 200 x 6 + 500 x 0,5 = Cf x 700mL

V2 = 500mL C2 = 0,2 M Cf = 2,07 molar.

Vf = 700mL Cf = ?

Ejercicio:

147

CiVi = CfVf

C1V1 + C2V2 + ... = Cf (V1 + V2 + ...)

QUÍMICA

¿Cuál es la normalidad final cuando se mezclan 750 mL de NaOH 0,6 N con 1,250mL de la misma base

6N?

ESTEQUIOMETRIA CON SOLUCIONES:Para resolver este tipo de problemas se seguirá el mismo procedimiento que el utilizado en el capítulo de

Estequiometria, con la única diferencia que se va a trabajar con volúmenes y concentraciones de las

soluciones.

Recordemos que los coeficientes de una ecuación balanceada indican los números de moles de reactivos y

productos. Para aprovechar esta información debemos convertir las cantidades de sustancias que

intervienen en una reacción a números de moles. Cuando tenemos la masa en gramos de la sustancia,

como hicimos en estequiometria, usamos la masa molar para efectuar dicha conversión; pero cuando

estamos trabajando con soluciones de molaridad conocida, usamos la molaridad y el volumen para

determinar del número de moles (moles de soluto = MV).

Ejemplo:

Cuántos gramos de Ca(OH)2(PM = 74) se necesitan para reaccionar completamente con 250mL de solución

de HCl 1,25N; según:

Ca(OH)2 + 2HCl CaCl2 + 2H2O

P : Xg _______ 0,25x1,25 mol

E : 74g _______ 2 mol

X = 11,56g de Ca(OH)2

Ejercicio:

Qué masa de Zinc (P.A = 65) requiere para reaccionar totalmente con 500mL de HCl 0,2N según: Zn (s) +

HCl(ac) ZnCl(ac) + H2(g)

148

QUÍMICA

EJERCICIOS DE AFIANZAMIENTO:A cada una de las afirmaciones coloque una V si es verdadera y una F si es falsa

1. ( ) Las soluciones son combinaciones químicas de sustancias

homogéneas.

2. ( ) Las partículas de soluto de una solución no son observables ni con

el microscopio.

3. ( ) Las soluciones saturadas son estables, las sobresaturadas

inestables.

4. ( ) La concentración de una solución depende de la cantidad de

solución.

5. ( ) La solubilidad de un soluto gaseoso disminuye al aumentar la

temperatura.

6. ( ) La molalidad es el número de moles de soluto en 1 kg de solución.

7. ( ) La temperatura de ebullición de una solución depende de su

concentración.

8. ( ) Una solución 1N de HCl es igual a una solución 1M del mismo

ácido.

9. ( ) El agua de mar es una solución saturada.

10. ( ) Las sustancias solubles en el agua son generalmente compuestos

polares o iónicos.

11. ( ) El soluto es la sustancia que se encuentra en mayor cantidad y

constituye la fase dispersa.

12. ( ) Una solución 1M es aquella que contiene un mol de soluto por cada

litro de solución.

13. ( ) Si mezclamos una solución 1N con una 2N, se obtiene otra 3N.

14. ( ) Una solución al 3% en peso de cualquier soluto contiene 3g de

soluto en 97 g de agua.

149

QUÍMICA

AUTOEVALUACIÓN I:1. Señale la secuencia correcta:

I. La solubilidad es la cantidad máxima de soluto disuelto en 100g de solvente a cierta temperatura.

II. En las soluciones ionicas el soluto se encuentra disociado.

III. Solución saturada es aquella que contiene la máxima cantidad de soluto a una

temperatura dada.

IV. La molalidad es una unidad física de concentración.

a) VVVF b) VFVF c) VVFF d) FVVF e) FVVF

2. La masa en gramos de NaCl contenidad en 80g de solución salina al 5% en

peso es:

8,0 b) 2,0 c) 40,0 d) 5,0 e) 4,0

3. El %W/V para un litro de solución azucarada, preparada con 100g de sacarosa

(C12H22O11) es:

a) 10,1 b) 11,0 c) 10,0 d) 1,0 e) 1,1

4. Un analista químico ha determinado que 2000 mL de una solución de nitrato de

amonio (NH4NO3)(P.M. = 80) contiene 320 g de dicha sal. Determine la molaridad (M) de la solución.

a) 1 M b)2 M c) 3 M d) 4 M e) 5 M

5. La normalidad de 1L de solución que contiene 0,63g de HNO3 es: a)

1,0x10-1 b) 1,5x10-2 c) 1, 0x102 d) 1,0x10-2 e) 1,0x100

6. Determine la molalidad (m) de una solución acuosa de fluoruro de sodio (NaF) al

21 % en masa. (P.M.: NaF = 42) .

a) 6,3 m b) 9,4 m c) 0.3 m d) 5,1 m e) 1,7 m.

7. Hallar los gramos de NaOH necesarios para preparar 800 mL de una solución

acuosa 2 N de dicha base. (P.M.: NaOH = 40 g/mol)

a) 28 g b) 32 g c) 54 g d) 83 g e) 64 g

8. Calcule la normalidad de una solución de ácido clorhídrico al 20% en masa; cuya

densidad es 1.1 g/mL (peso molecular HCl = 36.5 g/mol).

a) 3 N b) 6 N c) 4 N d) 1 N e) 8 N

9. Cuántos mL de un solución 3M y otra 0,5 M se deben mezclar para preparar 500

mL de solución 1,2 M.

a) 250 y 250 b) 300 y 200 c) 360 y 140 d) 350 y 150 e) 400 y 100

150

QUÍMICA

10. Se mezclan 85 mL de una solución 0.3 N de hidróxido de calcio con 25 mL de

otra solución de hidróxido de calcio 4 N. Hallar la concentración normal de la mezcla resultante.

a) 1,14 N b) 1,40 N c) 3,05 N d) 3,50 N e) 0,8 N

11. El ácido acético le da el sabor característico al vinagre; determinar cuántas

moléculas de este ácido están presentes en 200 mL de una solución de ácido acético 0.20 M.

a) 6.0 x 1023 b) 5.4 x 1021 c) 3.2 x 1022 d) 2.4 x 1022 e) 1.3 x 1021

12. 1,2 g sal común (NaCl) se disuelven en 38,8 g de agua. ¿Cuál es el porcentaje

en masa de NaCl en esta solución?

a) 3.0 % b) 2.0 % c) 1.0 % d) 0.5 % e) 0.4 %

13. Cuántos gramos de agua serán necesarios para que al disolverse 90 g de NaI,

se obtenga una solución 1.5 m (molal). PM: NaI = 150 g/mol

a) 800 b) 700 c) 600 d) 500 e) 400

14. Se toman 500 mL de una solución 2 N de Na2SO4 y se diluyen con agua hasta

un volumen final de 2 L. Calcule la normalidad de la solución resultante.

a) 1.0 N b) 1.5 N c) 0.1 N d) 0.5 N e) 1.9 N

15. Determine la molalidad (m) de una solución acuosa de ácido fluorhídrico al 40 %

en masa (peso molecular HF = 20 g/mol)

a) 20.1 m b) 33.3 m c) 18.4 m d) 48.8 m e) 12.5 m

16. ¿Cuántos gramos de ácido nítrico son necesarios para obtener 800 mL de una

solución acuosa 5 M de ácido nítrico?

a) 152 b) 252 c) 352 d) 452 e) 552

17. Una solución se prepara disolviendo 20 g de hidróxido de sodio en un litro de

agua. Determine su molaridad (M). Peso molecular NaOH = 40 g/mol.

a) 4.0 b) 5.0 c) 0.1 d) 1.0 e) 0.5

18. Se disuelven 20 g de NaBr en 80 g de agua. Calcule la concentración de la

solución en porcentaje en masa.

a) 25 % b) 10 % c) 20 % d) 14 % e) 28 %.

19. Determine el volumen en mL de una solución acuosa de ácido fosfórico 9N, en

que están contenidos 29.4 g de H3PO4.

a) 500 b) 100 c) 150 d) 200 e) 250

151

QUÍMICA

20. Cuántos gramos de NaCl se forman al reaccionar 100 mL de HCl 2 M, con

suficiente NaOH, según la siguiente reacción: HCl + NaOH → NaCl + H2O

18.3 b) 13.8 c) 11.7 d) 16.5 e) 10.6 .

152

QUÍMICA

AUTOEVALUACIÓN II:1. Es aquella solución que contiene la máxima cantidad de soluto:

a) Diluida b) Concentrada c) Saturada

d) Sobresaturada e) Ionica

2. Al disolver 28 g de NaBr en 252mL de agua, el % en peso de la sal en la solución es:

a) 28 b) 18 c) 11 d) 10 e) 15

3. Cierto licor contiene 12% de alcohol en volumen, ¿Cuál es el porcentaje en masa del alcohol?

Dato: D alcohol = 0.80g/mL.

a) 9,8 b) 8,9 c) 6,9 d) 6,2 e) 3,7

4. Cuántos mililitros de etanol se requieren para preparar 250 mL de solución al 10% V?

a) 75 b) 25 c) 10 d) 90 e) 100

5. Calcule el número de moles de CaCl2 disueltos en medio litro de una solución 0,02 M?

a) 0,03 b) 0,04 c) 0,02 d) 0,25 e) 0,01

6. ¿Cuántos litros de Na2SO4 0.4 N se pueden preparar con 7,1 g de la sal?

(P.M.: Na2SO4 = 142)

a) 2,5 x 10 -1 b) 1,3 x 10-1 c) 2,5 x 100 d) 4,0 x 10-1 e) 1,3 x 100

7. Se tiene 200mL de una solución de ácido sulfurico 2M, luego se le añade 700mL de otra solución del

mismo ácido pero de concentración 3N; finalmente se diluye con 100mL de agua destilada. Entonces la

molaridad de la solución resultante sera:

a) 1,35 b) 1,45 c) 1,30 d) 1,40 e) 1,50

8. Determine el volumen en mL de una solución de H3PO4 al 85% en masa y de densidad igual a

1,70g/mL que se debe diluir con agua para obtener 0,5L de solución 5M de este ácido

a) 10 b) 12,3 c) 16,6 d) 170 e) 18

9. Se mezcla 20 g de NaOH sólido con 2 litros de NaOH 1 M. Si no se observa cambio alguno en el

volumen, la nueva normalidad es:

a) 2,5 b) 1,0 c) 2,25 d) 1,25 e) 0,5

10. Calcular la molalidad de una solución acuosa de ácido acético, si la fracción molar del CH3COOH es 0.2.

a) 0,25 b) 83,3 c) 0,0139 d) 13,89 e) 0,5

153

QUÍMICA

CAPITULO XII

QUÍMICA ORGÁNICA – CARACTERÍSTICAS DE LOS COMPUESTOS ORGÁNICOS

CONTENIDO TEMÁTICO: Definición de química orgánica.

Características de los compuestos orgánicos.

Propiedades químicas del átomo de Carbono.

Tipos de átomos de Carbono

Tipos de fórmulas orgánicas

Isomería

Grupos funcionales

Prefijos IUPAC usados en nomenclatura inorgánica.


1. Conocer las características generales de los compuestos orgánicos.

2. Describir las propiedades químicas del átomo de Carbono.

3. Reconocer los tipos de átomos de Carbono y fórmulas orgánicas

4. Reconocer los diferentes tipos de Isomería.

5. Reconocer los grupos funcionales orgánicos y prefijos IUPAC usados para nombrarlos.

154

QUÍMICA

A principios del Siglo XIX, los científicos comenzaron a usar el término “Química Orgánica” para referirse al

estudio de las sustancias presentes en los seres vivos; sustancias que eran muy diferentes a las que

formaban los compuestos no vivientes y, además, poseían la cualidad especial de no poder ser sintetizados

hasta entonces en el laboratorio; surgiendo así la conocida “teoría vitalista” que afirmaba que: “las

sustancias orgánicas sólo podían ser generadas por los seres vivos en presencia de una fuerza vital”. Sin

embargo una tarde de 1828 el químico Alemán Frederick Whöler dio a conocer su experiencia donde logro

sintetizar un producto elaborado solo por los seres vivos, la urea, a partir de un compuesto inorgánico

(cianato de amonio).

O

NH4OCN + Calor H2N – C – NH2

Desde entonces comenzaron a sintetizarse muchas sustancias orgánicas simples y luego complejas en el

laboratorio; que hoy por hoy se cuentan por millones los compuestos orgánicos, todos ellos conteniendo

siempre carbono en su constitución.

DEFINICIÓN:Es la parte de la química que estudia a los compuestos del Carbono, con excepción del CO, CO 2 , CS2,

carbonatos y cianuros que son considerados compuestos inorgánicos.

CARACTERÍSTICAS GENERALES DE LOS COMPUESTOS ORGÁNICOS:1. Sus moléculas contienen fundamentalmente átomos de :

C : Constituyen universal O: Muy frecuente

H : Siempre presente N : Frecuente

S, P, halógenos, metales: escasos.

2. Reaccionan entre sí lentamente debido al enlace covalente y su rendimiento es bajo, porque suelen

producirse reacciones secundarias además de la principal.

3. Son termolabiles; es decir, resisten poco la acción del calor y se descomponen por debajo de los

300°C. Suelen quemarse fácilmente produciendo CO2 y H2O.

4. Debido a la atracción débil entre sus ,moléculas, tienen puntos de fusión y ebullición relativamente

bajos.

5. La mayoría son insolubles en agua, salvo algunos compuestos que contienen hasta 4 ó 5 átomos de

Carbono y Oxígeno ó Nitrógeno en su estructura. Son solubles en disolventes orgánicos como alcohol,

eter, cloroformo, etc.

6. Debido al enlace covalente entre sus moléculas, las soluciones de estos compuestos no se ionizan

y, por tanto, no conducen la corriente eléctrica.

7. Se encuentran al estado sólido, líquido y gaseoso.

8. Presentan el fenómeno de isomería con cierta frecuencia.

PROPIEDADES QUÍMICAS DEL ÁTOMO DE CARBONO:El átomo de Carbono es el único elemento que tiene la característica de formar enlaces químicos diferentes

a las de cualquier otro elemento de la tabla periódica. Tiene semejanzas limitadas el Si, B, Ge y otros

vecinos. Son propiedades del Carbono.

1. Covalencia:

155

QUÍMICA

En los compuestos orgánicos el átomo de Carbono se enlaza mediante enlace covalente.

2. Tetravalencia:Capacidad de compartir sus cuatro electrones de valencia debido al fenómeno de hibridación que sufren

sus orbitales atómicos.

Hibridación, es la mezcla de orbitales atómicos puros de la capa de valencia para originar nuevos

orbitales atómicos llamados “orbitales híbridos”. Los orbitales híbridos y las características que determina

en el átomo de Carbono son:

Tipo de hibridación sp3 sp2 sp

Tipo de enlace Simple doble triple

– C –

C –

C = C – C C

–

Nombre del enlace Sigma( ) Sigma( ) y pi ( ) Sigma( ) y pi( )

Tipo de compuesto Saturado Insaturado Insaturado

Angulo de enlace 109,28° 120° 180°

3. Autosaturación:Es la capacidad que tienen los átomos de Carbono de enlazarse entre si generando cadenas carbonadas

que pueden ser: – C –

– C – C – C – – C – C – C – C – C – – C – C –

– C – – C – C –

Cadena lineal Cadena ramificada Cadena cerrada

4. Tipos de átomos de carbono:Según la vecindad en una molécula, los átomos tienen un comportamiento químico determinado y son

denominados:

1. Carbono primario:Es aquel que está unido a un solo átomo de Carbono; se ubica en los extremos o ramificados de una

molécula.

2. Carbono secundario:Es aquel que está unido a otros dos átomos de Carbono .

3. Carbono terciario:

156

QUÍMICA

Es el que se encuentra unido a tres átomos de Carbono.

4. Carbono cuaternario:Es un Carbono que se encuentra totalmente rodeado por otros cuatro átomos de Carbono a los

cuales está unido.

Ejemplo:

Determine la cantidad de carbonos primarios, secundarios, terciarios y cuaternarios en la siguiente

estructura:

– C – – C – Primarios : 6

– C – C – C – C – C – C – C – C – Secundarios : 4 Terciarios : 2

– C – – C – Cuaternarios: 1

– C –

Ejercicio:

Determine el número de carbonos primarios, secundarios, terciarios y cuaternarios en la siguiente

estructura:

– C – C – – C – C –

C – C – C – C – C – C – C C –

– C – – C –

– C – C –

TIPOS DE FÓRMULAS ORGÁNICAS:1. Desarrollada o Estructural:

Es aquella que nos indica todos los enlaces o el esqueleto de la molécula, es decir, la forma en que se

distribuyen los átomos o radicales.

Ejemplo:

H H H H H H H H H – C – C – C – C – H H – C – C – C C

H H H H H H H

2. Semidesarrollada:

Indica la disposición y la naturaleza de los átomos en una molécula es la más usada. Ejemplo:

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

3. Global, condensada o molecular:

157

QUÍMICA

Indica el total de elementos que forman el compuesto. No es conveniente usarla siempre, porque no

indica las funciones presentes:

C4H10 C4H8

Isomería:Son compuestos que presentan la misma fórmula global pero diferente estructura ; es decir, diferente

disposición atómica, lo que hace que tengan características físicas y químicas diferentes. Pueden ser:

a. Isomería plana o estructural:a.1. Isomería de cadena:

Cuando los átomos de Carbono presentan diferente posición en la cadena, se diferencian en sus

propiedades físicas. Ejemplo:

CH3

CH3 – CH2 – CH2 – CH3 CH3 – CH – CH3

Butano (C4H10) Metil propano (C4H10)

Pto. Fusión = - 0,5°C Pto. Fusión = - 11,5°C

A medida que aumenta el número de carbonos aumenta el número de isomeros.

4 n 7 7 n 10

Donde: n = Nro. de átomos de carbono

a.2. Isomería de posición: Cuando la diferencia radica en la posición del grupo funcional en la molécula. Ejemplo:

CH3 – CH2 – CH2 CH3 – CH – CH3

OH OH

1 - propanol 2 – propanol

a.3. Isomería de compensación funcional:Son compuestos que pertenecen a diferente función orgánica.

Ejemplo:

O O

CH3 – CH2 – C – H CH3 – C – CH3

Propanal Propanona

(Aldehído) (Cetona)

b. Estereoisomería o isomería espacial:

b.1. Isomería geométrica:Se presentan en aquellos compuestos que contienen enlaces dobles. Puede ser:

Isomeros Cis:

158

N° Isomeros = (2n-4)+1 N° Isomeros = (2n-4 +1) + (n-7)

QUÍMICA

Cuando los radicales o grupos funcionales que rodean al enlace doble se encuentran a un

mismo lado de la molécula.

Isomeros Trans:Cuando los radicales o grupos funcionales que rodean al enlace doble se encuentran en

posición opuesta. Ejemplo:

H3C CH3 H3C H

C C C C

H H H CH3

Cis – 2 – buteno Trans – 2 – buteno

b.2. Isomería Óptica:Son compuestos que presentan iguales propiedades físicas y químicas, pertenecen a la misma

función, pero se comportan de manera diferente frente a la luz polarizada. Pueden ser:

Dextrogiros (d):Cuando desvían la luz polarizada en el sentido de las agujas del reloj (+) o hacia la derecha.

Levógiros ( ):

Cuando desvían la luz polarizada en el sentido contrario a las agujas del reloj (-) o hacia la

izquierda.

La actividad óptica en una sustancia se representa cuando un átomo de carbono del compuesto

orgánico tiene cuatro grupos distintos unidos a el. Ejemplo:

H

CH3 – C – COOH

OH

GRUPO FUNCIONAL:Son aquellas estructuras moleculares en las que aparece el mismo átomo o grupos de átomos que tienen

un comportamiento químico similar. Ejemplo: El metanol (CH3OH), etanol (C2H5OH) y propanol (C3H7OH),

159

Sustancia

Haz de luz polarizada

(+): Dextrogiro Levógiro: (-)

QUÍMICA

tienen en común la presencia del grupo OH (grupo Hidróxilo); por tanto, son compuestos de un mismo grupo

funcional.

El conjunto de compuestos que tienen en sus moléculas el mismo grupo funcional forman una serie homóloga. Todos los miembros de una serie homóloga presentan propiedades químicas similares,

diferenciándose entre ellos en el número de átomos de carbono en sus moléculas.

Los principales grupos funcionales orgánicos se muestran en el cuadro adjunto en la página siguiente:

PREFIJOS IUPAC USADOS EN NOMENCLATURA ORGÁNICA:Para nombrar a los componentes orgánicos se usan los siguientes prefijos que dependen del número de

carbonos en la cadena principal:

# C Prefijo # C Prefijo

1

2

3

4

5

6

7

Met

Et

Prop

But

Pent

Hex

Hept

8

9

10

11

12

Oct

Non

Dec

Undec

Dodec

160

QUÍMICA

GRUPOS FUNCIONALES ORGÁNICOSFunciónOrgánica

FórmulaGeneral

GrupoFuncional

Sufijo Ejemplo nombre

Alcano CnH2n+2

– C – C –

_ano CH3 – CH3 Etano

Alqueno CnH2nC = C _eno CH2 = CH2 Eteno

Alquino CnH2n - 2– C C – _ino CH CH Etino

Aromático CnHn _benceno

CH3 Metil benceno

Alcohol R – OH – OH _ol CH3 – CH2OH Etanol

Éter R – O – R1 – O – _éter CH3 – O – C2H5 Metil - etil eter

Aldehído R – CHO – COH – _al CH3 – CHO Etanal

Cetona R – CO – R – CO – _ona CH3 – CO – CH3Propanona(Acetona)

Ácido R – COOH – COOH – _oico CH3 – COOH Ac. Etanoico(Acético)

Ester R – COO – R1

– COO – _ato de _ilo CH3 – COO – CH2 – CH3

Etanoato de Etilo

Amina R – NH2– NH2 _Amina CH3 – CH2 – NH2 Etilamina

Amida R – CONH2– CONH2 _Amida CH3 – CONH2 Etanamida

Nitrilo R – C N – C N _Nitrilo CH3 – C N Etanonitrilo

161

QUÍMICA

EJERCICIOS DE AFIANZAMIENTO:Averiguar la verdad (V) o falsedad (F) de los siguientes enunciados:

1. ( ) Whöler derrumbo la teoría vitalista.

2. ( ) Los compuestos orgánicos son solventes polares.

3. ( ) La combustión de todo hidrocarburo produce CO2 y H2O

4. ( ) Hibridación es la mezcla de dos o más orbitales de un mismo nivel de energía, pero diferente

subnivel, que originan nuevos orbitales de igual forma y energía.

5. ( ) La autosaturación permite la formación de cadenas carbonadas.

6. ( ) En los compuestos orgánicos el carbono es tetravalente y es capaz de formar hasta 4 enlaces

covalentes normales iguales.

7. ( ) Las cadenas carbonadas sólo pueden ser abiertas.

8. ( ) Un carbono secundario es aquel que está unido a otros dos átomos de carbono, compartiendo dos

pares de electrones.

9. ( ) En la estructura = C =, la hibridación es del tipo sp.

10. ( ) El jugo de limón contiene un compuesto orgánico.

11. ( ) Los isómeros son compuestos orgánicos diferentes que poseen la

misma fórmula global.

12. ( ) Los enlaces pi son siempre deslocalizados.

13. ( ) Isómeros ópticos levógiros son los que desvían la luz polarizada

hacia el lado derecho.

14. ( ) El grupo funcional – C – corresponde a las cetonas

O

162

QUÍMICA

AUTOEVALUACIÓN I:1. Indicar cuáles son los elementos “organógenos” fundamentales:

a) C, H, S, O b) C, H, O, N c) C, Cl, Br, I

d) C, H, P, K e) C, O, Na, K

2. La primera sustancia orgánica obtenida sintéticamente, fue sintetizada por:

a) Berzellus b) Proust c) Kekulé

d) Wohler e) Van’t Hoff

3. No es una característica de los compuestos orgánicos:

a) Están conformados por C, H, O, N.

b) Son compuestos covalentes.

c) La mayoría son solubles en agua.

d) Existen en mayor cantidad que los inorgánicos.

e) No soportan temperaturas superiores a 300°C.

4. No es compuesto orgánico:

a) CCl4 b) CH3MgI c) HCN d) CH3OOH e) CH3CH2Na

5. ¿Cuál no es una propiedad del átomo de carbono?

a) Auto saturación b) Tetravalencia c)Enlace iónico

d) Covalencia e) Forma tetraédrica

6. ¿Cuál es la propiedad del carbono que permite que forme millones de compuestos?

a) Hibridación sp3 b) Tetravalencia c) Carácter no metálico

d) Alotropía e) Autosaturación

7. En la hibridación sp2 participan ___ orbitales “s” y ___ orbitales “p”

a) 1,1 b) 1,2 c) 1,3 d) 1,4 e) 2,2

8. El ángulo de enlace y tipo de hibridación cuando se mezclan un orbital “s” con un orbital “p” en el

átomo de carbono son:

a) 120°, sp b) 120°, sp c) 180°, sp d) 109°, sp2 e) 109°, sp

9. Cuántos enlaces sigma y pi existen en el compuesto:

CH3 – CH(CH3) – CH = C(CH3) – C C – CH = CH2

a) 15, 4 b) 21, 4 c) 18, 4 d) 21, 3 e) 24, 4

10. Indique el número de carbonos secundarios y terciarios en la estructura.

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

163

QUÍMICA

a) 3, 5 b) 5, 3 c) 4, 2 d) 2, 4 e) 4,3

11. Respecto a la estructura

H H H | | |H – C – C = C – C C – H; indique la secuencia correcta: | H

I. Presenta 2 carbonos con Hibridación sp3.

II. Es un Hidrocarburo insaturado

III. Tiene 10 enlaces sigma () y 3 enlaces pi ()

a) FVF b) VVV c) FVV d) VFF e) FFV

12. El Hidrocarburo presenta:

CH3 | ( ) 3 carbonos secundarios CH3 CH – CH3 ( ) 7 carbonos en la cadena principal | | ( ) 2 sustituyentes

CH – CH2 – CH ( ) 2 restos Metilo en el Carbono uno | | CH3 CH2 – CH2 – CH3

a) VVFF b) FVFV c) VFVF d) FFVV e) VVVF

13. Cuántos enlaces sigma ( ) y pi ( ) hay en la estructura siguiente:

CH2 = CH – CH2 – CH = C= CH2

a) 10 y 2 b) 12 y 2 c) 13 y 3 d) 10 y 3 e) 8 y 2

14. En el Hidrocarburo, ¿Cuántos carbonos primarios, secundarios y cuaternarios hay?

CH3

| CH3 – CH2 – C – CH3

| CH2 – CH2 – CH2 – CH3

a) 5, 3 y 2 b) 4, 4 y 1 c) 6, 3 y 1 d) 6, 2 y 2 e) 5, 4 y 1

15. Indicar la fórmula zigzag equivalente a CH3 - (CH2)5 - CH3.

a) b) c) d) e)

16. Indique que compuestos presentan isomeros geométricos:

H3C H Cl CH3

I) H2C – CH2 II) C = C III) C = C

| | H3C H H3C Cl

164

QUÍMICA

Br Br

H3C CH3

IV) C = C V) H3C – CH = CH – CH3

H H

a) I, II y III b) III y IV c) III, IV y V d) III y V e) II, III y V

17. Al aparear, la relación correcta es:

a) CH3 – (CH2)2 – CH3 y CH3 – CH(CH3)2 ( ) isomería funcional

b) CH2 = CH – CH2 – CH3 y CH3 – CH = CH – CH3 ( ) isomería de cadena

c) CH3 – CO – CH3 y CH3 – CH2 – CHO ( ) isomería de posición

a) c,a,b b) a,b,c c) b,c,a d) c,a,b e) a,c,b

18. ¿Cuántos isomeros tiene el nonano?

a) 45 b) 55 c) 65 d) 75 e) 35

19. El grupo funcional –CONH2 pertenece a:

a) Ácido b) Amida c) Ester d) Nitrilo e) Amina

20. La fórmula general que representa una cetona es:

a) R – CO – R´ b) R – OH c) R – CN d) R – COOH e) R – NH2

AUTOEVALUACIÓN II:1. No es una característica de un compuesto orgánico:

a) Están formados por C, H, O, N.

b) Son covalentes

c) La mayoría son solubles en agua

d) Existen en mayor cantidad que los inorgánicos.

e) No soportan temperaturas superiores a los 400°C.

2. Generalmente los compuestos orgánicos para sus reacciones necesitan la presencia de:

a) Isomeros b) Calor c) Agua d) Alcohol e) Catalizadores

3. En la estructura molecular: CH2 = CH – CH2 – C – CH2 – C CH; || O

El número de átomos con hibridación sp, sp2 y sp3 respectivamente son:

a) 2,3,2 b) 2,4,2 c) 1,4,3 d) 3,4,1 e) 2,5,1

4. El número de carbonos primarios, secundarios, terciarios y cuaternarios en la siguiente estructura

es:

165

QUÍMICA

CH3 H | |

CH3 – C – CH2 – C – CH3

| | CH3 CH3

a) 6, 1, 1, 1 b) 5, 1, 0, 2 c) 6, 2, 0, 1 d) 4, 2, 1, 1 e) 5, 1, 1, 1

5. Cuántos enlaces sigma y pi hay en la estructura siguiente:

CH C – CH2 – CH = CH2

a) 10 y 3 b) 8 y 2 c) 10 y 4 d) 9 y 2 e) 9 y 3

6. La fórmula global del compuesto es:

a) C7H14

b) C8H18

c) C9H20

d) C12H22

e) C12H24

7. La secuencia correcta es:

I. CH3 – CH2 – CH3 CH3 – CH(CH3)2 isómeros de cadena

II. CH = C – CH2 – CH3 CH3 – C ≡ C – CH3 isómeros de posición

III. CH3 – O – CH3 CH3 – CH2 – OH isomeros de función

a) VFF b) VFV c) VVF d) VVV e) FVV

8. En que casos no existe la isomería geométrica cis y trans de alquenos

H3C CH3 H3C H

I) C = C II) C = C

H H H3C CH3

H CH3 H H

III) C = C IV) C = C

CH3 H H CH3

a) I y III b) I y II c) II y IV d) I y IV e) III y IV

9. Señale la relación incorrecta:

a) R – OH : Alcohol b) R – CHO : Aldehído

c) R – O – R´ : Éter d) R – CO – R´ : Cetona

e) R – COOR´ : Ac. Carboxílico.

10. ¿Cuál de las formulas es un éter?

a) CH3 – CH2 – COO – CH3 b) CH3 – CH2 – CO – CH3

c) CH3 – CH = CH – CH3 d) CH3 – O – CH3

e) CH3 – CH2 - CHO

CAPITULO XIII

FUNCIONES QUÍMICAS ORGÁNICAS

166

QUÍMICA

CONTENIDO TEMÁTICO: Funciones hidrocarbonadas.

Nomenclatura de cadenas ramificadas.

Funciones orgánicas oxigenadas.

Funciones orgánicas nitrogenadas.


1. Reconocer los distintos tipos de hidrocarburos.

2. Nombrar correctamente las cadenas ramificadas hidrocarbonadas.

3. Reconocer y nombrar los compuestos orgánicos oxigenados.

4. Reconocer y nombrar los compuestos orgánicos nitrogenados.

167

QUÍMICA

El número de compuestos orgánicos conocidos es muy grande, que es casi imposible emprender el estudio

individual de cada uno de ellos. Sin embargo, se ha encontrado que muchos de ellos tienen propiedades

químicas semejantes debido a que presentan un átomo o grupo de átomos en común que determina la

semejanza de sus propiedades y que nos permite clasificarlos. Dividiremos entonces los compuestos

orgánicos en tres grandes grupos para su estudio, estos son:

A. FUNCIONES HIDROCARBONADAS:Es la clase más sencilla de compuestos orgánicos. Son sustancias formadas únicamente por átomos de

Carbono e Hidrógeno, constituyen la función fundamental de la química orgánica. Según su estructura se

clasifican en:

HIDROCARBUROS ALIFÁTICOS:

168

Alifáticos

Cíclicos

Saturados

No Saturados

Alcanos

Alquenos

Alquinos

Alicíclicos

Aromáticos

Ciclo Alcanos

Ciclo Alquenos

Ciclo Alquinos

Heterocíclicos

HIDROCARBUROS

QUÍMICA

N° de Átomosde Carbono

Alcanos- ANO

Alquenos- ENO

Alquinos- INO

MET _ (1)

ET _ (2)

PROP _ (3)

BUT _ (4)

PENT_ (5)

HEX _ (6)

HEPT _ (7)

OCT _ (8)

NON_ (9)

DEC_ (10)

EICOS_ (20)

PENTAC_ (50)

HECT_ (100)

CH4

C2H6

C3H8

C4H10

C5H12

C6H14

C7H16

C8H18

C9H20

C10H22

C20H42

C50H102

C100H202

-

C2H4

C3H6

C4H8

C5H10

C6H12

C7H14

C8H16

C9H18

C10H20

C20H40

C50H100

C100H200

-

C2H2

C3H4

C4H6

C5H8

C6H10

C7H12

C8H14

C9H16

C10H18

C20H38

C50H98

C100H198

a. Alcanos o Parafinas: (CnH2n+2):Son aquellos que sólo poseen enlaces simples (hibridación sp3) entre sus átomos de carbono. Tienen

poca afinidad para reaccionar a condiciones ambientales. Para nombrarlos, se escribe primero el

prefijo que indica el número de carbonos, y después el sufijo – ano.

Ejemplo:

CH4: Metano; CH3 - CH3: Etano;

CH3 – CH2 – CH3: Propano; CH3 – CH2 – CH2 – CH3: Butano.

b. Alquenos: (CnH2n)Son aquellos que en su estructura, por lo menos dos átomos de carbono forman enlace doble

(hibridación sp2). Tienen mayor reactividad que los alcanos. Para nombrarlos, se escribe primero el

prefijo que indica el número de carbonos, y después el sufijo – eno. Para alquenos con cuatro ó más

átomos de carbono, al nombrarlos se indica la posición del carbono insaturado con la menor

numeración posible. Si la cadena presenta dos, tres, etc, enlaces dobles, para nombrarlos se usan los

sufijos _ dieno, _ trieno, _ tetraeno, etc.

Ejemplo:

CH2 = CH2: Eteno ; CH 3 – CH = CH – CH3: 2 – Buteno ; CH2 = CH – CH = CH2: 1,3 –

Butadieno ;

CH2 = C = CH – CH = CH2: 1,2,4 Pentatrieno.

c. Alquinos o Acetilenicos: (CnH2n-2)Aquellos que en su estructura, por lo menos dos átomos de carbono forman enlace triple (hibridación

sp). Tiene mayor reactividad que los alcanos y alquenos. Para nombrarlos se utilizan los prefijos que

indican el número de átomos de carbono y el sufijo _ino. A partir de aquellos que presentan cuatro o

169

QUÍMICA

más átomos de carbono, hay que indicar el número de carbono donde se encuentra el triple enlace.

Cuando el triple enlace se repite dos, tres, etc, se utilizan los sufijos _diino, _ triino, tetraino, etc.

Ejemplo:

CH3 – C CH: Propino CH3 – C C – CH3: 2 – Butino

CH C – C CH: 1,3 –Butadiino

CH C – C C – C CH: 1,3,5 – Hexatriino.

NOMENCLATURA IUPAC DE HIDROCARBUROS ALIFÁTICOS RAMIFICADOS:En sus inicios, la química orgánica utilizaba una nomenclatura de acuerdo a la fuente de procedencia de la

sustancia. Así, por ejemplo, el ácido laurico se extraía de un fruto cítrico, etc.

Al descubrirse nuevas sustancias, sobre todo sintéticos, el sistema resultaba confuso e insuficiente; por ello,

en la actualidad se dispone de un conjunto de normas elaboradas por la IUPAC (Unión Internacional de

Química Pura y Aplicada), que nos permiten nombrar de un modo sistemático los compuestos orgánicos.

En general un nombre IUPAC presenta la siguiente estructura:

PREFIJO _____________ RAÍZ ___________ SUFIJO

Ramas o Sustituyentes N° de átomos Terminación o

de Carbono Grupo Funcional

Inorgánicos Orgánicos met ano, eno, ino Halógenos, restos alquilo et ol, al, ona, etc

NO2, SO4, etc aromático, etc prop, etc

Los sustituyentes o radicales, son un átomo o grupo de átomos diferente al Hidrógeno unidos a la cadena

principal. Entre algunos restos alquilo, tenemos:

CH3 –: Metil ; C2H5 – : Etil ; C3H7 – : Propil.

CH3 CH3

CH –: isopropil ; CH – CH2 – : Isobutil

CH3 CH3

CH2 = CH –: Vinil CH2 = C – : Isopropenil CH2

PROCEDIMIENTO:1. Se elige la cadena principal, que es aquella que tiene mayor número de átomos de carbono. Si

existen:

a. Dos ó más cadenas con igual número de átomos de carbono, se elige la que posee más

ramificaciones.

170

QUÍMICA

b. Enlaces dobles y triples, estos deben estar contenidos en la cadena principal.

2. Se enumera la cadena principal empezando por el carbono en donde se encuentre la primera

ramificación que tenga el número más bajo. Para el caso de alquenos y alquinos la numeración empieza

por el extremo más cercano al enlace múltiple. Además, cuando hay a la misma altura:

a. Dos sustituyentes orgánicos, la numeración empieza por el carbono que contiene el

sustituyente de mayor peso molecular.

b. Un sustituyente inorgánico y otro orgánico, manda el orgánico para la numeración.

3. Se nombran los sustituyente o radicales en orden alfabético, indicando previamente el número de

carbono al que va unido. Si un radical se presenta más de una vez, use los prefijos di, tri, tetra, etc.

4. El nombre completo y correcto del hidrocarburo se escribe con una sola palabra; los nombres se

separan de los números mediante guiones; los números entre ellos por comas. Además:

a. El orden de los sustituyentes debe ser: primero sustituyentes inorgánicos y luego

orgánicos, en orden alfabético.

b. En los hidrocarburos de cadena cerrada se antepone el prefijo Ciclo al nombre del

hidrocarburo.

Ejemplo:

Nombrar las siguientes estructuras carbonadas:

CH3

1) CH3 – CH – CH2 – CH3 2) CH3 – CH = C – CH – CH3

CH3 – CH – CH3 Cl

2,3 – dimetilpentano 3 – cloro – 4 – metil – 2 – penteno

CH3 Cl

3) CH2 = C – C CH 4) CH3 – CH – CH – CH3

CH3

2 – metil – 1 – Buten – 3 - ino 3 – Cloro – 2 – metil butano.

5) CH3 – CH – CH – CH3 6) CH3 – C = CH – CH2 – CH2

CH3 C2H5 CH3 Br

2-etil-3-metil-butano 5-bromo-2-metil-2-penteno

CH3 Br CH3 CH3 |7) CH2 = CH – C – C C – CH2 8) C

Cl CH2 CH2

CH2 – CH2

171

QUÍMICA

6 – Bromo – 3 – Cloro – 3 – 1,1 – dimetil ciclo pentanometil – 1 – hexen – 4 – ino

Ejercicio:

I. Nombrar las siguientes estructuras:

1) CH2 = CH – CH (CH3) – C – CH2 – CH2 – CH3

CH – CH3

2) CH3 – CH – C – C(CH3)2 – C CH

CH3

3) CH3 – C – CH2 – CH2 – C

CH – CH3 C – CH2 – Cl

II. Escribir la fórmula de los siguientes compuestos:

1. 2,2,4 – trimetilpentano.

2. 5 – cloro – 3 – etil – 3 penten – 1 – ino.

3. 2 – Bromo – 3 – etil – 5 – vinil – 1 – hepten – 6 – ino.

HIDROCARBUROS CÍCLICOS:Son aquellos que presentan cadena cerrada o ciclos, con propiedades semejantes a los hidrocarburos de

cadena. Pueden ser:

a. Alicíclicos:Hidrocarburos en los cuales la cadena lineal se ha cerrado, dando lugar a anillos o ciclos con pérdida de

dos átomos de Hidrógeno de los carbonos que forman el anillo.

Pueden ser ciclo alcanos, cicloalquenos, cicloalquinos. Para nombrar estos compuestos, se procede en

forma similar que los hidrocarburos alifáticos pero se antepone la palabra ciclo.

Ejemplo:

H2C – CH2 CH – Cl H2C – CH – CH3 H2C – CH2 HC = CH C C

Ciclo butano 3 – clorociclopropeno 3 – metil ciclobutino

Topológicamente a los hidrocarburos alicíclicos se les puede representar mediante figuras geométricas.

Ejemplo:

Ciclopropano Ciclobutano Ciclopentano 3 – etil ciclohexeno

b. Hidrocarburos aromáticos u homocíclicos:

172

C2H5

QUÍMICA

Son hidrocarburos que en el anillo o ciclo está formado solamente por átomos de carbono. Presentan

carácter aromático debido fundamentalmente a la deslocalización de los enlaces dentro del anillo; sin

embargo, el olor no tiene significación para definir la naturaleza química de estas sustancias, ya que

pueden ser con aroma, sin aroma e inclusive los hay con olor desagradable.

El Benceno es el compuesto más sencillo, está formado por un anillo de seis átomos de carbono unidos

entre sí alternadamente por enlaces dobles y simples deslocalizados.

Los derivados del benceno se originan por la sustitución de los hidrógenos del anillo por grupos

funcionales. Su nomenclatura por lo general sigue las reglas de los hidrocarburos alifáticos y la

numeración de los carbonos, frecuentemente, aunque no siempre, se realiza en el sentido de las agujas

del reloj, a partir del sustituyente.

Metilbenceno Hidroxilbenceno Aminobenceno Nitrobenceno Benzaldehído

ó Tolueno ó Fenol ó Anilina

Ácido benzoico Clorobenceno Bromobenceno Estireno

Cuando hay dos sustituyentes, se deben numerar los carbonos del anillo, presentándose tres clases de

isomeros: Orto (1,2), Meta (1,3) y Para (1,4).

Orto Meta Para

Ejemplo:

Orto – dicloro – benceno Meta – dicloro – bencemo Para – dicloro – benceno

1,2 – diclorobenceno 1,3 – diclorobenceno 1,4 - diclorobenceno

Ejercicio:

Nombrar los siguientes compuestos:

173

C6H6

CH3 OH NH2 NO2 CHO

COOH Cl Br CH = CH2

Cl

Cl

Cl

Cl

Cl

Cl

x

y

x

y

x

y

COOH

QUÍMICA

En compuestos trisustituidos o más, en general se numera el núcleo bencenico, empezando por el

sustituyente principal y seguir en dirección al sustituyente más próximo; si son equidistantes el orden de

precedencia.

Si se ubican dos o más sustituyentes iguales y uno diferente, el nombre base es el del sustituyente

diferente, la posición de los demás se indica mediante números. Si todos los grupos son diferentes tener

en cuenta la jerarquía.

174

CH3

CH3

NO2

NH2

OH

QUÍMICA

Ejemplo:


2 – Bromo – 5 – 2,4 – dimetilnitrobenceno 2,4,6 - trinitrotolueno

Nitrotolueno

Ejercicios:


Los hidrocarburos aromáticos fusionados, son compuestos aromáticos con dos o más núcleos

bencenicos, sirven de base para una serie de sustancias. Tenemos:

Naftaleno Antraceno Fenantreno

Pireno Criseno Benzopireno

c. Hidrocarburos heterocíclicos:Aquellos cuya estructura cíclica, está constituida por carbono y uno o más átomos de otros elementos.

Dentro de estos compuestos están los alcaloides (morfina, cocaína, nicotina, etc) y las vitaminas.

Tenemos:

Furano Tiofeno Pirrol Imidazol

Pirano Tiopirano Piridina Pirimidina

175

CH3

Br

CH3

NO2

NO2

NO2

NO2

CH3 NO2

CH3

NH2

Br

NH2

CH3

CH3NO2Br

O S NH NH

N

O S N N

N

NN

Br CH3

QUÍMICA

Indol Purina

B. FUNCIONES ORGÁNICAS OXIGENADAS:

Función Alcohol: (R – OH)Son compuestos derivados de los hidrocarburos por sustitución de uno o más hidrógenos por grupos Hidroxilo (-

OH)

Los alcoholes se clasifican en primarios, secundarios y terciarios, según que la sustitución se haga en un

carbono primario, secundario o terciario respectivamente.

R R

R – CH2.OH CH.OH R – C.OH

R R

Alcohol Alcohol Alcohol Primario Secundario Terciario

Cuando existen dos o más OH en la cadena en átomos diferentes, se obtienen dioles, trioles, etc.

CH2OH – CHOH – CH2OH CH2OH – (CHOH) 4 – CH2OH

1,2,3 – propanotriol 1,2,3,4,5,6 – hexanohexol

(Glicerina) Sorbitol

Para nombrar los alcoholes se escribe el nombre del hidrocarburo terminado en _OL. Para indicar la

posición del grupo OH, se enumera la cadena, empezando por el OH más cercano a un extremo.

CH3 – CH2 – CH2OH CH3 – CH2 – CH.OH – CH3

1 – propanol 2 – butanol

Cuando en la cadena hay enlaces dobles y/o triples , para la numeración el grupo OH es el grupo

preferente.

CH3 – CH2 – CH = CH – CHOH – CH3 CH3 – CH – C C – CH2OH CH3

3 –hexen – 2 – Ol 4 – metil – 2 pentin – 1 – ol

Ejercicio:

1. Nombrar los siguientes alcoholes:

176

NH NHN

Función Oxigenada

Alcoholy Fenol

Aldehído Cetona ÁcidoCarboxílico

Éter Ester

QUÍMICA

CH3 CH3 CH2 – CH3

a. CH3 – CH = CH – CH – CH2OH b. CH C – C – C – CH3

Br OH

OHCH3 H

c. C = C d. CH C – CH = CH – C – CH3

H CHOH – C2H5 CH3

2. Desarrollar la fórmulas de los siguientes compuestos

a. 5 – cloro – 3 – penten – 2 – ol

b. 3,3 – dimetil – 2,4 – pentanodiol

c. 4 – metil – 1- pentin – 3 – ol

FUNCIÓN FENOL: (AR – OH)Son compuestos que resultan de sustituir átomos de Hidrógeno del núcleo Bencenico por el grupo Hidróxilo

(-OH). Como el enlace O – H se rompe fácilmente, los fenoles son ácidos más fuertes que un alcohol y el

agua, y sus soluciones acuosas llevan a cabo reacciones de neutralización.

Fenol - Naftol - Naftol

Para nombrar a los fenoles, además de la nomenclatura IUPAC, se usan los prefijos orto, meta y para de la

nomenclatura común.

4 – clorofenol 2 – nitrofenol 4 – metilfenol 1,3,5 – trinitrofenol

(p – clorofenol) (o – nitrofenol) (p – cresol) (Ac. Pícrico)

4 – bromo – 6 – yodo – 2 – metil – 1,3,5 – trifenol

1,2 – difenol

FUNCIÓN ALDEHÍDO: (R – CHO)

177

OH OH

OH

OH

Cl

OH NO2 OH

CH3

OH

NO2

NO2

NO2

OH

I

Br

OH OHCH3

OH

OH

QUÍMICA

Son compuestos que en teoría, se forman al sustituir dos átomos de Hidrógeno por un átomo de Oxígeno en

un carbono primario de un hidrocarburo.

H H

R – C = O – C = O

Aldehído Grupo Funcional Aldehído

Para nombrar estos compuestos, al nombre del hidrocarburo, se le añade el sufijo _al ó _dial.

H – CHO CH3 – CHO CHO – CHO CHO – CH2 – CHO

Metanal Etanal Etanodial Propanodial

Si hay sustituyentes o enlaces múltiples, se numera la cadena considerando al grupo carbonilo como

preferente.

CH3

CH2 = C – CH2 – CH – CHO CHO – CH2 – CH – C CH

CH3 C2H5 CH3 Br

2 – etil – 4 – metil – 4 – pentenal 4 – bromo – 3,4 – dimetil – 5 – heptinal

El grupo aldehído tiene mayor jerarquía que otros (inclusive cetona), pero cuando es precedido en el orden

por otra función más importantes, tal como, ácido, amida, nitrilo se puede nombrar como prefijo formil. CH3 – CH – CH – CHO COOH – CH – CH2 – COOH

OH CH3 CHO

3 – hidroxil – 2 – metil – butanal Ácido formilbutanodioico

En los aldehídos aromáticos al nombre del hidrocarburo se le añade el sufijo carbaldehído, aunque el

nombre benzaldehído es aceptado por la IUPAC.

Benceno carbaldehído

(Benzaldehído) 4 – hidroxi – 3 metoxibenzaldehído

Ejercicios:

1. Nombrar los siguientes compuestos:

CH3

a. CH2 – CH – CHO b. CH3 – C = C – CH2 – CHO

OH OH Cl

c.

2. Desarrollar las fórmulas de los siguientes compuestos:

a. 3 – metoxibutanal

178

HC = O

OH

CHO

O – CH3

CH3

CHO

CH3

QUÍMICA

b. 3 – etil – 4 – metoxibenzaldehído.

c. 2,3,4,5 – tetra hidroxipentanal (ribosa)

FUNCIÓN CETONA: (R – CO – R)Teóricamente resultan de sustituir los dos Hidrógenos de un carbono secundario de un hidrocarburo por un

átomo de oxigeno. Las fórmulas generales de estas sustancias son:

R Ar Ar C = O ; C = O ; C = O R R Ar

Se nombran añadiendo el sufijo _ona a la cadena carbonada más larga que contenga al grupo carbonilo. Si

hay sustituyentes o enlaces múltiples, se numera la cadena considerando que el grupo carbonilo es

preferente.

CH3 – CO – CH3 ; CH3 – CO – CH2 – CH3 ; CH3 – CO – CH2 – CO – CH3

Propanona Butanona 2,4 – pentadiona

(Acetona)

CH3 = C –CH2 – CO – CH3 CH3

4 – metil – 4 – penten – 2 – ona 1,4 – ciclohexadiona Fenilmetilcetona

Ejercicios:


a. C2H5 – CO – C3H7 b. c.

2. Desarrollar las fórmulas de:

a. 1 – fenil – 2 – propanona

b. 4 – metil – 3 – penten – 2 – ona

c. 3 – oxohexanal

FUNCIÓN ÁCIDO CARBOXILICO (R – COOH):Teóricamente resultan de sustituir dos átomos de Hidrógeno por un átomo de Oxigeno y un átomo de

Hidrógeno por un grupo Hidroxilo (-OH), en un carbono primario de un hidrocarburo.

O O O R – C – OH Ar – C – OH – C – OH

R – COOH Ar – COOH Grupo Carboxilo

Para nombrar estos compuestos, se escribe la palabra Ácido y luego se agrega al nombre del hidrocarburo

el sufijo _oico

H – COOH – CH3 CH3 – CH2 – COOH CH2 = CH – COOH

179

CO – CH3

CO – CH2 – CH3

CH3

= O

O

O

QUÍMICA

Ácido etanoico Ácido propanoico Ácido propenoico

Para ácidos carboxílicos cíclicos se hace terminar el nombre del compuesto en la palabra carboxílico,

ocupando el grupo carboxilo la posición 1. En estructuras con posiciones numéricas definidas, esta es

respetada.

Ácido Ácido Ácido – 2 – Ciclopentano carboxílico bencenocarboxílico naftaleno carboxílico

Para ácidos dicarboxílicos se elige la cadena carbonada que contiene los grupos carboxilo, los diversos

grupos unidos a ella se nombran como sustituyentes, la ubicación de los grupos –COOH no se mencionan

porque son terminales.

CH3 CH3

COOH – CH – CH – CH – COOH CH3 – C = CH – CH – CH – COOH

Cl CH3 OH Br

4 – cloro – 2,3 – dimetilpentanodioico 2 – bromo – 3 – metil – 4 – hexen – 5 – ol – 1 – oico

COOH – COOH COOH – CH2 – CH – CH2 – COOH

Ácido etanodioico COOH

(Ac. Oxalico) Ácido - 1,2,3 – propano tricarboxílico

Ejercicios:

1. Nombrar los siguientes ácidos carboxílicos:

1) CH3 – CH – COOH 2) CH3 – CH– CH2 – CH – COOH

OH Cl CH3

3) COOH – C – CH2 – COOH 4) CH2 = CH – CH – CH2 – COOH

OH OH

2. Escriba la fórmula de los siguientes ácidos:

a. Ácido 1,2 – benceno dicarboxílico

b. Ácido trans – butenodioico

c. Ácido 3,5 – dihidroxi – 3 – metil pentanoico

FUNCIÓN ETER: (R – O – R) Teóricamente se derivan de la deshidratación de dos moléculas de un alcohol.

R – CH2

2R – CH2OH O + H2O R – CH2

180

COOH COOH COOH

QUÍMICA

Se nombra primero el radical más pequeño unido al oxigeno usando los prefijos met–, et–, prop–, etc, según

el número de carbonos, seguido de la palabra oxi y el nombre del hidrocarburo del que precede el otro

radical.

CH3 – O – CH3 CH3 – O – CH2 – CH3 C6H5 – O – CH3

Metoximetano Metoxietano Metoxibenceno (anisol)

C2H5 – O – C2H5

Etoxietano (eter dietilico)

FUNCIÓN ESTER: (R – COO – R1)Se obtienen cundo se hace reaccionar un ácido orgánico con un alcohol, la reacción se llama esterificación.

O O

R – C + R1 – OH R – C + H2O

OH O – R1

Se nombran primero con el nombre del ácido, cambiando la terminación oico por ato seguida del nombre

del alcohol con la terminación _ilo.

CH3 – COO.CH3 CH3 – COO.CH2 – CH3

Etanato de metilo Etanoato de etilo

o acetato de metilo o acetato de etilo Benzoato de etilo

Ejercicios:

1. Dar nombre a los siguientes ésteres.

1) CH3 – CH – COO.C2H5 2) C2H5

2. Escribir la fórmula de:

a. Benzoato de propilo

b. Propanoato de terbutilo

C. FUNCIONES ORGÁNICAS NITROGENADAS:

FUNCIÓN AMINA (R – NH2):Son compuestos derivados del amoniaco (NH3) por sustitución de uno, dos o tres Hidrógenos por grupos

alquilos o arilos. Se obtiene así aminas primarias, secundarias y/o terciarias.

181

COO.CH2 – CH3

COOH.CH3 COOH

F. Nitrogenada

Amina Amida Nitrilo

QUÍMICA

R R

R – CH2 – NH2 NH R – N

R R

Amina Amina Amina Primaria Secundaria Terciaria

Los nombres de las aminas se forman anteponiéndose a la palabra amina los nombres de los radicales

alquilos o arilos, empezando por el radical de cadena más corta.

C5H11 CH3

NH2 – C2H5 NH N – C3H7

C3H7 C4H9

Etil amina Propil pentilamina Metil propilbutil amina

CH3 – CH2 – CH – CH3 CH2OH – CH2 – NH2

NH2

Fenil amina 2 – butanamina 2 – aminoetanol

Ejercicios:

1. Nombre los siguientes compuestos:

a. b. CH2OH – (CH2)3 – NH2

2. Escribir las fórmulas estructurales de:

a. Ácido 4 - aminobutanoico

b. 1,3 - butanodiamina

c. Sulfanil amida

FUNCIÓN AMIDA:Son compuestos que provienen de la sustitución del –OH de un ácido por el grupo –NH2.

OH NH2 R – C = O R – C = O

Al igual que en las aminas, la sustitución de dos o tres hidrógenos del NH 3 por grupos acilos (R – C = O – )

dará amidas secundarias o terciarias respectivamente. En general se tiene:

R – C – N – H R – C – N – R R – C – N – R O H O H O R

Amida Amida Amida

Primaria Secundaria Terciaria

Ar – C – N – H R – C – N – H

182

NH2

NH – CH3

– NH2

QUÍMICA

O H O H

Amida Amida

Aromática Alifática

Para nombrarlas se cambia la terminación _oico del ácido por la palabra amida.

CO – H CO – CH3

NH2 – CO – CH3 NH N – CO – CH3

CO – CH2 – CH3 CO – CH3

Etanamida Metanpropanamida Trietanamida

O NH2 C = O CH3 – CH2 – C – N – CH3

NH2 C2H5

Benzamida Carboxidiamida N – etil – metil – propanamida

FUNCIÓN NITRILO: (R – C N)Resultan de sustituir tres átomos de hidrógeno de un carbono primario de un hidrocarburo, por un átomo de

nitrógeno trivalente.

Se nombran agregando la palabra nitrilo al nombre del hidrocarburo. Cuando es considerado sustituyente

se usa el prefijo ciano.

CH3 – C N CH3 – (CH2)2 – C N H – C N

Etanonitrilo Butanonitrilo Metanonitrilo

(Ácido cianhídrico)

OH

CH3 – CH – CH2 – C N N C – CH2 – CH2 – COOH

3 – hidroxibutanonitrilo Ácido – 3 – cianopropanoico

Ejercicios:


a. N C – CH2 – C N b. CH3 – CH = CH – C N

c. N C – CH2 – CH – CH2 – OH d. C(CH3)2 – CH2 – C N

NH2 CHO

183

CO – NH2

QUÍMICA

EJERCICIOS DE AFIANZAMIENTO: I. Escribe el nombre de los siguientes compuestos:

1. CH2 = CH – OH

2. CHO – CHO

3. CHO – CO – CO – CHO

4. COOH – (CH2)4 – COOH

5. CH3 – O – C5H11

6. NH2 – CO – CH3

7. NH(CO – CH3)2

8. C2H5 – C N

9. CH3 – COO.C2H5

10. COOH – CH2 – C C – CH2 – CHO

II. Escribe la fórmula semidesarrollada de los siguientes compuestos

1. 2,3,4 – tricloro – 1 – hexanal

2. 4 – butil – 2 – metil – 3 – octenol – 1,8 – dioico

3. Ortodimetilbenceno

4. 1 – ciclopenten – 3 – ino

5. Feniloxifenil

6. Propanoato de butilo

7. Octanonitrilo

8. 2,2 – dioctilmetano

9. 1 – etil – 2 – metilbenceno

10. Butanotetrol

184

QUÍMICA

AUTOEVALUACIÓN I:1. Qué compuestos son Alcanos:

1) C3H6 2) C4H6 3) C5H12 4) C6H6 5) C10H22

a) 3 y 5 b) 2 y 4 c) 1, 2 y 3 d) 4 y 5 e) Todos

2. Los Alquenos se forman por Hibridación.

a) s2p3 b) s2p2 c) sp2 d) sp e) sp3

3. El radical CH3-(CH2)4 – CH2 –, se denomina:

a) Pentil b) Heptil c) Butil d) Hexil e) Propil

4. Que relación es incorrecta

a) CH3 - : Metil b) C3H7 - : Propil c) C2H5 - : Etil

d) C4H9 - : Butil e) C2H3 - : Alil

5. Relacione según corresponda:

a. Alcanos ( ) Hidrocarburos no saturados

b. Alquinos ( ) Hidrocarburos saturados

c. Ciclo alcanos ( ) Hidrocarburos Aromáticos.

d. Benceno ( ) Hidrocarburos. cíclicos.

a) b, a, d, c b) a, b, c, d c) b, c, d, a d) b, a, c, d e) a, c, b, d

6. El nombre del compuesto es:

Cl Cl | |

H3C – C – CH2 – C – CH3

| | H3C – CH2 CH2 – CH3

a) 2, 4- dicloro- 2,4-dietilpentano b) 3,5- dicloro-3,5-dimetilheptano

c) 3,5-dicloro-5-etil–3-metilhexano d) 3,5-dimetil-3,5-dicloroheptano

e) 2,4-dicloro-2,4- etilpentano.

7. El nombre IUPAC del Hidrocarburo CH2 = CH-C(CH3)3 es:

a) 1, 1 – dimetil – 3 – buteno b) 2 – metil – 1 – buteno

c) 3, 3 – dimetil – 1 – buteno d) 2, 2 – dimetil – 1 – buteno

e) Isopropil acetileno.

8. El nombre del compuesto es:

Cl

| Cl

a) Metadiclorobenceno. b) Paradiclorobenceno

c) Ortodiclorobenceno. d) 2,4 – diclorobenceno.

e) 1,3 – diclorobenceno.

9. Nombrar el siguiente Hidrocarburo:

185

QUÍMICA

CH3

| CH3 – CH – CH – CH – CH3

| | CH2 CH3

| CH3

a) 2 – etil – 3, 4 – dimetilpentano b) 3, 4 – dimetil – 2 – etilpentano

c) 3, 4, 5 – trimetilhexano d) 3, 3, 4 – trimetilhexano

e) Nonano.

10. El compuesto CH3 – CHO es un:

a) Ester b) Éter c) Ácido d) Aldehído e) Alcohol

11. El nombre del compuesto es

CH3 – CH = CH – CH = CH – CH =CH2

a) hepta – 1, 3, 5 – trieno b) hepta – 2, 4, 6 – trieno

c) 1 – metilhexa – 1, 3, 5 – trieno d) 6 – metilhexa – 1, 3, 5 – trieno

e) 1 – metilhepta – 1, 3, 5 – trieno


CH3

CH3 – CH = CH – CH – CH – CH – CH2 CH Cl

a) 5 – cloro – 4 – fenil – 6 – metil – 7 – octen – 1 – ino.

b) 4 – fenil – 5 – cloro – 6 – metil – 7 – octen – 1 – ino.

c) 6 – metil – 4 – fenil – 6 – cloro – 7 – octen – 1 – ino.

d) 5 – cloro – 6 – fenil – 4 – metil – 2 – octen – 7 – ino.

e) 4 – cloro – 3 – fenil – 5 – metil – 2 – octen – 8 – ino.


a) 3 – metil – 5 – nitrofenol

b) 3 – nitro – 5 – metilfenol

c) 3 – hidroxi – 5 – metilnitrobenceno

d) 3 – nitro – 5 – hidroximetilbenceno

e) 5 – metil – 3 – nitrofenol

14. En el siguiente compuesto

Marque verdadero (V) o falso (F)

I. Es un derivado homocíclico.

II. Tiene 6 electrones deslocalizados en el anillo.

186

NO2

HO CH3

N

N

QUÍMICA

III. Tiene 10 enlaces .

a) FVF b) FFF c) VVV d) FVV e) FVV

15. Nombre el compuesto

CH2 – CH = C – CH – CH2 – CH2 Cl CH2 OH OH

CH3

a) 1 – cloro – 3 – etilhex – 2 – en – 4,6 – diol

b) 6 – cloro – 4 – etilhex – 2 – en – 1,3 – diol.

c) 4 – etil – 6 – clorohex – 4 – en – 1,3 – diol.

d) 4 – etil – 6 – clorohex – 1,3 – diol.

e) 6 – cloro – 4 – etilhex – 4 – en – 1,3 – diol.

16. Respecto al compuesto, la secuencia correcta es:

CH2 – CH2 – CO – CH2 – CHO OH

I. Es un éter.

II. Tiene dos grupos carbonilo

III. Su nombre es 5 – hidroxi – 3 – oxopentanal

a) VVV b) VVF c) VFV d) FVV e) FFV

17. La fórmula del etanoico de 2 – metilbutilo es

a) CH3 – COO – CH2 – CH2 – CH2 – CH3

b) CH3 – CO – CH2 – CH – CH2 – CH3

CH3

c) CH3 – CH2 – COO – CH2 – CH – CH2 – CH3

CH3

d) CH3 – CH – COO – CH2 – CH – CH2 – CH3 CH3 CH3

e) CH3 – COO – CH2 – CH – CH2 – CH3

CH3

18. Señale una amina aromática

a) b) c)

d) e)

19. Señale la amida aromática secundaria.

a) b)

187

NH2

CONH2

NH(CH3)

NH-CH2CH3

NO

CONH2 CONH(CH2CH3)

QUÍMICA

c) d)

e)

20. Señale el nombre del siguiente compuesto:

NH – CH – CH2 – CH2 – CHOH – CH2 – CONH2 CH3

a) 6 – ciano – 2 – hidroxiheptanamida

b) 7 – ciano – 3 – hidroxiheptanamida

c) 6 – ciano – 3 – hidroxi – 6 – metilhexanamida

d) 7 – ciano – 3 – hidroxi – 6 – metilhexanamida

e) 6 – ciano – 3 – hidroxiheptanamida

188

CO – CH2NH(CH2) CON(CH3)2

NH – CH2 – CHO

QUÍMICA

AUTOEVALUACIÓN II:1. Marque lo correcto respecto a los alquenos y alquinos.

a) Tienen menor capacidad de reacción que los alcanos.

b) Son conocidos como hidrocarburos saturados.

c) Los dos presentan en su estructura la hibridación sp.

d) Presentan reacciones químicas de adición.

e) Los primeros compuestos son líquidos.


CH3 – CH2 – CH – CH – CH – C CH CH3 Br

a) 5 – metil – 4 – bromo – 3 – fenilhept – 1 – ino.

b) 3 – fenil – 4 – bromo – 5 – metilhept – 1 – ino.

c) 4 – bromo – 3 – fenil – 5 – metilhept – 1 – ino.

d) 3 – metil – 4 – bromo – 5 – fenilhept – 6 – ino.

e) 4 – bromo – 5 – fenil – 3 – metilhept – 1 – ino.

3. De las siguientes

( I ) ( II ) ( III ) ( IV )

Las que corresponden al tolueno, ácido benzoico y fenol respectivamente son:

a) I, II, III b) II, I, II c) II, I, IV d) IV, I, II e) I, II, IV

4. ¿Cuál de las estructuras es el 1,2 dihidroxibenceno?

a) b) c) d) e)

5. ¿Cuál de las siguientes estructuras son aromáticos heterocíclicos?

( I ) ( II ) ( III ) ( IV )

a) I, II, IV b) II, III c) I, IV d) II, II e) I, II


I. Es un fenol.

II. El Cl se encuentra en la posición 1.

III. Su nombre es 5 – clorobencen – 1,3 - diol

a) VVV b) FVV c) FFV d) VVF e) VFV


CH3 – CH – CH2 – CH – CH2Br

189

COOH CH3 NH2 OH

OH

OH

OH

OH

OHOH

NH2

N N

N OH

OHCl

OH

OHOH

OH

OH

QUÍMICA

OH O

CH2 – CH3

I. Es un éter.

II. El bromo está en la posición 1.

III. Su nombre es 5 – bromo – 4 – etoxipentan – 2 – ol

a) VVF b) FFV c) FVF d) FVV e) VFV

8. Respecto al compuesto, la secuencia correcta es

CH3 – CH – CH – COOH OH Cl

I. Es un ácido carboxílico.

II. El grupo carboxilo está en posición 1.

III. Su nombre es ácido 2 – cloro – 3 – hidroxibutanoico.

a) VVF b) VVV c) VFV d) FVV e) FVF

9. Identifique secuencialmente las aminas secundarias y terciarias:

I. (CH3 – CH2 – CH2)3 N

II. CH3 – CH – CH2 – CH – CH2 – CH2NH2 NH2 NH2

III. CH3 – CH2 – CO – NH – CH3

IV. CH3 – CH2 – CH2 – CH – CH2NH2 CH3

V. CH3 – CH2 – CHNH(CH3) – CH2 – CH3

a) II, IV b) III, I c) V, I d) III, II e) V, II

10. Indique el nombre del siguiente compuesto:

a) N – propil – 3 – metoxianilina

b) 3 – metoxi – N – propilbencenamina

c) N – isopropil – 3 – metoxibencenamina

d) 3 – metoxi – N – isopropilbencenamina

e) N – etil – N – etil – 3 – metoxianilina

190

NH – CH – CH3 CH3

CH3 – o

QUÍMICA

BIBLIOGRAFÍA:1. BROWN T y Otros. Química, La Ciencia Central 7ma Edición. Editorial Pearson Educación, México

2000

2. CHANG, RAYMOND. Química 6ta. Edición, Editorial Mc Graw –Hill, México 1998

3. DAUD y SEESE. Química 7ma Edición, Ed Mc Graw – Hill, México 1999

4. DEBIASIOLI G.A. y Otros, Química Orgánica. Editorial Kapeluz, Buenos Aires – Argentina 1980

5. DEVORE G y MUÑOZ MENA E. Química Orgánica, 20va Edición, Editorial Publicación Escultural,

México 1992

6. MOORE JOHNW y OTROS. El Mundo de la química, 2da Edición, Pearson Educación, México 2000

7. PETRUCCI R y HARWOOD. Química General, Principios y Aplicaciones Modernas. 7ma Edición,

Editorial Prentice Hall, España 1999.

8. SOLOMONS T.W.G. Química Orgánica. 2da Edición Revisada. Editorial Limusa, México 1981

9. UMLAND JEAN B y BELLAMA JON M. Química general, 3ra edición, Thomsom Editores, México

2000

10. WADE L.G. Química Orgánica, 2da Edición, Prentice Hall, Hispano americana 1999.

CLAVE DE RESPUESTAS

CAPITULO I:

Autoevaluación Ie1) c2) e3) d4) c

5) e 6) a7) c8) c

9) e10) b11) b12) a

13) a14) b15) b16) b

17) d18) a19) b20) e

Autoevaluación II1) b 6) a

2) b7) c

3) a8) b

4) e9) d

5) d10) e

CAPITULO II:

Autoevaluación I1) a2) e3) e4) a

5) b6) b7) b8) b

9) b10) c11) e12) b

13) d14) a15) d16) c

17) c18) c19) c20) a

Autoevaluación II1) d 2) a 3) b 4) e 5) a

191

QUÍMICA

6) b 7) c 8) e 9) a 10) d

CAPITULO III:

Autoevaluación I1) b2) c3) e4) e

5) b6) b7) b8) a

9) c10) c11) d12) b

13) d14) b15) c16) e

17) b18) b19) c20) d

Autoevaluación II1) b6) a

2) e7) b

3) e8) e

4) c9) c

5) c10) c

CAPITULO IV:

Autoevaluación I1) e2) a3) c4) b

5) d6) a7) c8) d

9) b10) e11) d12) c

13) c14) a15) a16) a

17) b18) b19) d20) d

Autoevaluación II1) b6) d

2) e7) e

3) d8) d

4) b9) e

5) a10) a

CAPITULO V:

Autoevaluación I1) b2) c3) d4) b

5) e6) a7) a8) b

9) c10) d11) e12) b

13) d14) e15) c16) d

17) a18) e19) b20) d

Autoevaluación II1) c6) a

2) d7) c

3) b8) c

4) c9) b

5) a 10) a

CAPITULO VI:

Autoevaluación I1) a2) e3) c4) a

5) d6) e7) c8) b

9) a10) c11) d12) b

13) a14) c15) e16) e

17) b18) e19) d20) b

Autoevaluación II1) e6) e

2) b7) d

3) b8) e

4) b9) b

5) e10) d

CAPITULO VII:

Autoevaluación I

192

QUÍMICA

1) b2) b3) d4) b

5) c6) c7) b8) d

9) d10) c11) e12) b

13) d14) c15) a16) c

17) b18) d19) a20) b


2) b7) d

3) b8) a

4) b9) c

5) d10) c

CAPITULO VIII:

Autoevaluación I1) b2) d3) d4) b

5) a6) c7) e8) a

9) b10) a11) a12) b

13) b14) d15) c16) d

17) b18) c19) c20) d

Autoevaluación II1) d6) e

2) e7) c

3) b8) a

4) c9) d

5) e10) b

CAPITULO IX:

Autoevaluación I1) b2) c3) a4) e

5) b6) b7) d8) a

9) c10) d11) d12) b

13) b14) e15) c16) b

17) a18) a19) d20) d

Autoevaluación II1) b6) c11) c

2) c7) b12) d

3) c8) d

4) b9) a

5) d10) e

CAPITULO X:

Autoevaluación I1) d2) a3) d4) b

5) b6) a7) a8) c

9) e10) b11) a12) b

13) d14) a15) d16) e

17) c18) c19) d20) c

Autoevaluación II1) b6) a11) c

2) c7) e12) e

3) e8) d13) b

4) c9) a14) e

5) d 10) e15) b

CAPITULO XI:

Autoevaluación I1) a2) e

5) d6) a

9) c10) a

13) e14) d

17) e18) c

193

QUÍMICA

3) c4) b

7) e8) b

11) d12) a

15) b16) b

19) b20) c


2) d7) b

3) a8) d

4) b9) d

5) e10) c

CAPITULO XII:

Autoevaluación I1) b2) d3) c4) c

5) c6) e7) b8) c

9) b10) c11) c12) e

13) c14) b15) c16) c

17) a18) e19) b20) a

Autoevaluación II1) c6) c

2) b7) b

3) b8) c

4) e9) e

5) a10) d

CAPITULO XIII:

Autoevaluación I1) a2) c3) d4) e

5) a6) b7) c8) c

9) d10) d11) a12) d

13) e14) a15) e16) d

17) e18) d19) b20) c

Autoevaluación II1) d6) e

2) c7) b

3) c8) b

4) d9) c

5) b10) d

194

introducciÓn - ctacachi · web view... 6,2 x 10-9m = 6,2..... ii) 3,0 x 10-1g = 3,0… ….…....

Documents