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• Angela

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TEORÍA ATÓMICA ACTUAL - NÚMEROS CUÁNTICOS Y CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA

"La materia y su estructura siempre han sido tema de estudio para la humanidad, ya que, de alguna manera, en la explicación de la estructura de la materia está también la explicación de origen del universo". • Conocer la estructura del átomo. • Diferencia los diversos núclidos. • Conocer el desarrollo y aplicación de la regla de Möller. • Conocer y utilizar los números cuánticos.

I.

EST RUCTURA DEL Á T OMO A. En el núcl eo Se encuentran los nucleones positivos (protones) y nucleones neutros (neutrones), el núcleo posee carga positiva y concentra el 99,99% de la masa del átomo, pero su diámetro es diez mil veces menor que el del átomo.

Los corpúsculos fundamentales del átomo son: -

Protones

(p +).

-

Neutrones

(n°).

-

Electrones

( e ).

Llamadas así porque con ellas se comprenden la mayoría de los fenómenos atómicos e intraatómicos.

B. En l a zona ext r anucl ear Se encuentran los electrones; la envoltura electrónica posee carga negativa y ocupa el 99,9% del volumen del átomo, su diámetro es aproximadamente 104 veces mayor que el núcleo.

C. Car act er íst icas de los corpúsculos subat ómicos

II. NÚCLEO AT ÓMICO ( NÚCLIDO) A. Nú m er o At ó mi co (Z)  El átomo es más vacío que materia: Dátomo = 10

4

D núcleo

Carga nuclear, identifica a los átomos de un elemen to. Z # p



5

Institución Educativa Privada “DEUNI” Para un átomo neutro. 

Quími ca C. Par t ícul as subat ómi cas En la actualidad se conocen la existencia de más



# p # e z

de 232 partículas subatómicas, de las cuales mencionaremos algunas.

B. Númer o de masa (A) Es el número de nucleones fundamentales.

1. Fotón

A z n

No tiene Quark (masa en reposo es cero). 2. Leptones

 El número de masa ( A) es expresado en uma o en nucleones.

Son partículas de masa muy pequeña, estas son: Electrón (e) Neutrino (

III. CORPÚSCULOS ELEMENTA LES Son aquellas partículas que no se dividen en otras. -

Los Quarks.

-

Los Leptones.

0

•

t  TAUÓN

•

u MUÓN

,

t

,

u

)

3. Hadrones Son partículas constituidas por Quarks, se agrupan en: -

Mesones, son partículas de masa ligera y están constituidas por un Quark y un antiquark (q  q ) así tenemos: PIÓN



+

( ;  ; °)

MESON KAÓN (K)

-

Bariones, son partículas pesadas y están constituídas por tres Quarks, así tenemos: Protón

En 1990 los físicos norteamericanos Fridman, Kendal y el canadiense Taylor establecieron que los "Quarks" son las mínimas expresiones de materia hasta ahora encontrados.

Alfa ( )

Netron (n°)

Sigma ( )

Lambda ( )

Omega (

 )

C. Repr esent aci ón de un Núcl i do

A. Un pr ot ón

A z

u

u

d

E

Átomo neutro

• 2 Quark “up”

d

• 1 Quark “dow”

d

B. Un neut r ón U

6

(p+)

• 1 Quark “up”

A z

E

x±

Ión

Institución Educativa Privada “DEUNI” • 2 Quark “dow”

•

Quími ca del

= Símbolo químico del átomo elemento químico.

E •

X = carga iónica del átomo.

D. Especies at ómi cas Se llaman así al conjunto de núclidos que poseen igual número de nucleones positivos o neutros, dependiendo ello de su naturaleza.

2. Masa atómica de un elemento en función de sus isótopos (m.A.)

A % A % .... 1 2 2 mA (E)  1 100 A C A C ....

1. Isótopos del hidrógeno

2 mA(E)  1 C 1C 2 .... 1

2

Donde: Ci = número de átomos del isótopo i. Ai = número de masa del isótopo i. x %i = Porcentaje de abundancia del isotopo i.

i 1, 2, 3,...

 Si 2 átomos diferentes presentan igual número de electrones y la misma configuración electrónica se llaman isoelectrónicos.

NÚMEROS C UÁ NT ICOS Y CONFIGURA CIÓN ELEC T RÓNIC A En 1926, Erwin Schrödinger propuso una ecuación, ahora conocida como la ecuación de onda de Schrödinger, que involucra los comportamientos tanto ondulatorios como de partícula del electrón. El trabajo de Schrödinger inició una nueva forma de tratar las partículas subatómicas conocida como mecánica cuántica o mecánica ondulatoria. La solución completa de la ecuación de Schrödinger para el átomo de hidrógeno produce un conjunto de funciones de onda que se denominan orbitales, los cuales quedan definidos por un conjunto de tres números cuánticos. • El número cuántico principal • El número cuántico azimutal • El número cuántico magnético

En 1928, Paul Dirac, reformuló la mecánica cuántica del electrón para tener en cuenta los efectos de la relatividad. Esto dio lugar a la aparición de un cuarto número cuántico: El número cuántico espín.

7

Institución Educativa Privada “DEUNI” I.

EST UDIO DE LA CORT EZA AT ÓMICA

orbital lleno o

Quími ca saturado.

A. Or bi t al Región Espacio Energético Máxima

orbital semilleno o semisaturado.

Probabilidad Espín orbital vacío.

8

B. Subni vel o subcapa de ener gía Está formado por orbitales, su designación depende del efecto espectroscópico provocado por un átomo excitado.

 Aumenta la energía del subnivel y orbital.  Decrece la estabilidad del subnivel y orbital.

Principio de la máxima multiplicidad (HUND) Para ubicar los electrones en los orbitales de un subnivel, se va dejando un electrón en cada orbital

III. NÚMEROS CUÁNTICOS

y si todavía sobran electrones, entonces se aparea cada e .

A. Númer o cuánt i co pr i nci pal (n) Indica el tamaño del orbital; para el electrón indica el nivel de energía.

n 1, 2, 3, 4....... Ejemplo:

C. Ni vel o capa ener gía (n) Está formado por subniveles: n = 1, 2, 3, 4, 5, 6, 7, . . . . . 

Observamos que el tamaño de 3 S > 2 S > 1 s

Capa = K, L, M, N, O, P, Q, . . . . . 

#max

e(nivel)

2n

B. Númer o cuánt i co secundar i o azi mut al o de moment o angul ar (l)

2

Indica la forma del orbital; para el electrón nos indica el subnivel donde se encuentra.

II. CONFIGURA CIÓN ELECTRÓNICA ( C.E.)

0, 1, 2, ....(n 1)

Es la distribución de todos los e de un átomo neutro o iónico, siempre en orden creciente a su energía, o decreciente a su estabilidad; para ello se aplica la regla del alemán Möller o de Aufban. NIVEL:

.

1

2

3

4

5

6

7 :...

Siguiendo el orden de las flechas: 2

2

6

2

6

2

1S 2S 2P 3S 3P 4S 3d 4f14 5 d

10

6

2

10

6

2

10

6

4P 5S 4d 5P 6S

14

10

6p 7S 5f 6 7p  d

6

....

2

= 0  s = 2  d

= 1  p = 3  f

D. Númer o cuánt i co espi n o gi r o ( ms) Indica la rotación del electrón alrededor de su eje magnético.

ms = +1/2

ms = -1/2

Ejemplo: Los N.C. del último electrón del subnivel 6d7. • 6d7

6d

n 6

-2 -1 0 +1 +2

2 m 1 ms 1 2

(6, 2, –1, –1/2) Principio de exclusión de Pauli En un mismo átomo jamás pueden existir 2 e con los 4 N.C. iguales por lo menos se diferencian en su espín. Ejemplo: 2

4Be

1S 2S

2

2S Observemos

C. Númer o cuánt i co magnét ico (ml) Indica la orientación que tiene el orbital en el espacio.

m ;........; 0;........ 

 Energía relativa de un subnivel de un subnivel ER. ER = n +  •

# (niv

ema

el)

= 2n2

x

• # Orbitales ( subnivel) = 2+ 1 = 2( 2+ 1) • # ( subni

ema vel) x

Problema 1 Cierto átomo posee 10 electrones en el n ivel M . Determin ar s u nú mero UNI atómico. Nivel fácil

Como posee 10 electrones en el tercer ni- vel realizamos la configuración electrónica. X

Z

1s2 2s2 2p6 3s 2 3p 6 4s2 3d 2

Problema 2 Indique el número mínimo y máximo de electrones respectivamente que tiene un átomo con solo 2 subniveles "s" llenos. UNI

A)22

B) 1 2

C) 2 0

Como se observa se han completado 10e– en el tercer nivel.

A) #e–

min

= 4, #e –

Nivel intermedio =7

max

D) 1 6 5

E)2

Z =2+2+6+2+6+2+2

 Su número atómico es 22

Resolución: Nivel M n 3 , sea el átomo x.

Respuesta: A) 22

B) #e– min = 2, #e– max = 7 C) #e– min = 4, #e– max = 4 D) #e– min = 4, #e– max = 3 E) ) #e– min = 4, #e– max = 2

Resolución:

Indique la cantidad de orbitales llenos

Sea el átomo "x".

que posee dicho átomo.

mínimo de e– máximo de e–

2

UN I

2

z

2

2

6

1

X 1s 2s 3p 3s Z

27

 Su número mínimo de

A)12 4

B) 1 1

D) 1 5

E)10

a

Respuesta: A) #e

= 4, #e–

max

=7

C) 1

1

1

3

1

3

1

El subnivel difus o no tiene ningún orbital lleno. Los números encerrados en círculos corresponden a los orbitales llenos para

Isóbaro

X

52

A = 52

Mn

28

cada subnivel. # orbitales = 1 + 1 + 3 + 1 + 3 + 1 llenos.

Problema 3

 # orbitales llenos = 10

Se tiene:

Un átomo X es isóbaro con posee 30 neutrones.

1s2 2s2 2p6 3s3 3p6 4s2 3d2

Resolución:

electrones es 4, y el máximo es 7.

– min

X

22

Nivel difícil

X 1s 2s Z 4 z

Realizando la C.E para X.

52

Mn; y

52 Z

X

30

z=A–N z = 52 – 30

Respuesta: E) 10

z = 22

NIV EL I

A) 14

B) 1 5

de neutrones como 5 es a 8. De-

C) 1 6

D) 1 7

termine ¿cuántos electrones posee

1.

E) 19

el catión trivalente? A) 33 9

B) 4

Completar el siguiente cuadro para

C) 4 7 2

D) 5

Determine el número de electrones de un catión divalente, cuyo número de masa es 20 y en el cual

4.

las especies isoelectrónicas: K1+ S2–

la cantidad de protones es a la cantidad de neutrones como 2 es a 3. A) 78

B) 8 0

C) 8 2

D) 118

E ) 5 0

E) ) 122 2.

7. ¿Qué relación existe entre el catión

Con respecto a las proposiciones, según corresponda: •

Los núclidos C-12 y C-14 poseen propiedades químicas similares.

•

mico de un átomo neutro es 2580. Si posee 30 neutrones, determinar su carga nuclear. A) 28 8 C) 8 6 114

Para dos isóbaros el de mayor carga nuclear presenta menor cantidad de neutrones.

•

número de masa y el número ató-

K+1 y el Ca-40 (Z = 20)? A ) Isótopos B) Isóbaros C) Isótonos D) Hílidos E) ) Isoelectrónicos

señale verdadero (V) o falso (F)

Para dos isótonos: la diferencia de sus números másicos es igual a la diferencia de sus

números atómicos. A) VVV B) VFV

5.

En un átomo la diferencia de cuadrados del número másico atómico es 60 veces el número de neutrones. Si, además, el número de protones es al número de neutrones como 3 es a 4. Determine cuántos nucleones posee el átomo.

La diferencia de cuadrados entre el

E 144

B) 5 D)

)

NIV EL II 8.

Señale la proposición incorrecta: A) Todos los átomos tienen protones.

C) VFF E ) FVF

10

D) VVF

A) 37 0

B) 4

B) La especie química monoatómica 56 3 C) 4 2

D) 4 3

26E C)

3.

El ión

31 3

p

tiene 30 neutrones. E) 45

Se tiene tres isótopos con números de masa consecutivos. Si el promedio de dichos números másicos es 16 y el isótopo más pesado posee 10 neutrones. Determine la suma de los neutrones de los otros dos.

6.

En un átomo la diferencia de cuadrados del número másico y el número atómico es 180 veces el número de neutrones. Si además el número de protones es al número

tiene 18 electrones. D)

15

En toda especie química monoatómica neutra el número de protones es igual al número de electrones.

E)

) Todos los átomos siempre tie- nen protones y neutrones en su núcleo atómico.

11

9.

Responda verdadero (V) o falso (F) según corresponda: I.

Históricamente, el neutrón fue la primera partícula subatómica en descubrirse.

II. Dado

que

un

núcleo

puede

emitir electrones, el núcleo de un áto- mo está conformado por proto- nes, neutrones y electrones. III. El número de neutrones de un átomo puede calcularse restando el número atómico del número de masa. A) VVV

B) VFF

C) FVV

D) FVF

I.

En un átomo neutro se cum-

sólo depende de la suma de la

ple: número de electrones =

energía de los orbitales externos a él.

número de neutrones.

A ) FVF FFF

II. Un núclido es una especie nuclear en particular con número

III. Los isótopos son átomos de un 17.

El ión X3– posee la configuración: [Xe] 6s2 4f14 5d10 6p6

igual número de neutrones. A ) Solo I

B) Solo II

C) Solo III

D) I y

D) VVF

E) VVV

finidos. mismo elemento que tienen

B)

C) VFV

atómico y número de masa de-

y el ión Y2+ tiene la configuración: [Kr] ns2 (n – 1) d10

II E ) II y III

Indique el número de orbitales llenos para X e Y respectivamente.

14. Para la especie química:

E ) FFV 10. En un ión L3+ la carga nuclear ab–18

soluta es +4,8 x 10 C. Determine la masa absoluta de los pro4–

tones de un ión J que tiene igual número de electrones que el primero. Masa (protón) = 1,672 x 10–24 g Masa (neutrón) = 1,675 x 10

c) La energía total de un átomo

13. Marque la proposición verdadera:

–24

g

A ) 3,84 x 10–23 g B) 3,87 x 10–19 g C) 3,84 x 10–19 g

108  47 A 18.

C) 40, 24

D) 52, 36

Un catión metálico trivalente de un elemento de transición posee la

plata es 47.

siguiente configuración electrónica:

B) En 10 átomos de plata, existen

[Ar] 4s4 3d5

610 neutrones.

Indique el número de orbitales

C) E l catión plata con tiene

llenos

48 electrones.

y

D) El número de nucleones de la

configuración

plata es 108.

en electrónica

la del

átomo metálico implicado.

E) ) En 10 átomos de plata, existen

A ) 10 y 3 4

470 protones.

B) 11 y

C) 10 y 5

D) 10 y 6

E) ) 11 y 3

15. Para la configuración electrónica de 65

semillenos

respectivamente

D) 3,17 x 10–16 g E ) 3,17 x 10–22 g

B) 50, 30

E ) 43, 24

indique la proposición incorrecta: A ) El número atómico de la

A ) 40, 20

2

la especie: 30Zn . 11. Una especie química posee 16 orbitales llenos en su configuración electrónica y 40 neutrones en su núcleo. Indique su número de masa. A) 56

B) 7 2

C) 7 4

D) 7 6

¿Qué electrón no se ubica en di-

19.

La diferencia de los números de

cha configuración?

masa de dos isótonos es 2 y la

A ) 3, 2, +2, –1/2

suma

B) 3, 2, –1, –1/2

electrones es

C) 3, 2, 0, –1/2

54. Determine la configuración de

D) 4, 0, 0, –1/2

uno de los isótonos si la carga de

de

sus

cantidades

de

cada uno de ellos es 2+ y 3+ respec- tivamente. E) 78

12. El elemento boro (m.A. = 10,8) está formado por dos isótopos naturales que se diferencian en 1

E ) 3, 1, –1, – 1/2

NIV EL III

A ) [Ar] 3d8 2 4s 0 8 B) [Ar] 4s 3d C) D)

16. Determine los enunciados correc-

neutrón. Sabiendo que las abun-

tos con respecto a los orbitales atómicos.

dancias están en una relación de 1

a) Los orbitales p de un mismo ni-

a 4 y el núclido más pesado, es más abundante. Determine el número

vel son idénticos en tamaño y

E)

[Ar] 4s2 3d6 [Ar] 4s0 3d2 ) [Ar] 4s0

3d2

20. ¿Cuál es la configuración electrónica del ión Sn

4+

(Z = 50)?

de masa del isótopo más liviano. A) 10

B) 1 1

C) 1 2

D) 1 3

E) 9

forma; pero diferente en orientación y energía.

A ) [Kr] 5s2 4d10 5p2 B) [Kr] 5s2 4d10 5p0

b) ) Todos los orbitales d de un

C) [Kr] 5s0 4d10

mis- mo nivel son degenerados

D) [Ne] 3s0 3p0

y di- ferentes en orientación y

E ) [Kr] 5s2 4d8

forma.

1.

El electrón fue descubierto por _______________ _________________________________________

6.

El orbital "f " posee como máximo _____________ electrones.

2.

El protón fue descubierto por ____ ___ __ __ _________________________________________

7.

El orbital "d" posee como máximo _____________ electrones

3.

Un átomo de plata 108 Ag (z 47) contiene:

8.

El cuántico espín para el electrón toma los valores __________________________________________

9.

La forma de un orbital

#p+ = ___ 4.

5.

__

#e =

_ #n° = _

Todos los isótopos de un elemento tienen el mismo _________________________________________ El núclido más abundante del unvierso es el _________________________________________

es esférico.

10. La ecuación de onda de Schrödinger define a los números cuánticos __________________________ __________________________________________

Institución Educativa Privada “DEUNI”

1. Los iones J2– y A5+ tienen un total de 140 electrones. Si sus neutrones suman 192, hallar el promedio aritmético de sus números de nucleones. A) C) E)

E) 40

6. Se tiene un elemento formado por varios isótopos naturales, cuyos números de masa suman 120. Si los neutrones suman en total 70. Determine el número de isótopos que consti-

116 117 118

2. En cierto átomo, el número de neutrones es el doble del número de protones. Si la suma del número de masa y de neutrones es 120. Calcular el número de neutrones que posee. A) 10 B) 20 C) 30

Químic a

D) 48

7. Un átomo de yodo tiene 54 electrones, 74 neutrones y 53 protones. ¿Cuál es la nota- ción química? A) C)

127 53 127

I

54 I 127 1 53

1 B) 127 5 I 53 1 D) 127

E) 3. Las especies: F–, Ne, Na+ y Mg2+ todos tie- nen el mismo número de: Dato: Z(F = 9, Ne = 10, Mg = 12, Na = 8. ¿Cuál de las notaciones proporciona más A) 11) in- formación acerca del átomo de sodio? C) A) Na B) E) 11Na C) 23Na 24 Na 4. Los isótopos del hidrógeno se diferencian D) en: E) Todos igual A) Masa atómica promedio B) Carga nuclear C) Neutrones D) Electrones E) Protones 5. ¿Cuál de las siguientes partículas no tiene carga eléctrica neta? A) Un electrón C) Un átomo E) Un nucleón

9. La suma de los números de masa de dos isótopos es 42 y su diferencia es 2. Si, ade- más, el número atómico es la mitad del me- nor número de masa. Determine cuántos neutrones posee el isótopo más pesado.

13

Institución Educativa Privada “DEUNI” 10. Un catión trivalente es isóbaro e isoelectrónico con un anión divalente cuya carga nuclear es 32, el cual a su vez es isótono con el Se – 79 (Z = 34). Determine el número de neutrones del primer ión. A) 34 B) 37 C) 40 E) 30

D) 57

11. La semidiferencia entre el número de neutrones y el número de protones de un átomo con número de masa 77 es 2,5. Hallar la cantidad de electrones que presenta el catión divalente de dicho átomo. A) C) E) 34

14. La molécula del flúor está formado por dos átomos, los que están unidos por un enlace covalente. ¿Cuántos electrones tendrá cada átomo de la molécula del flúor en su órbita de valencia? A) 8 y 8 B) 8 y 6 C) 7 y 6 D) 6 y 6 E) 7 y 7 15. Dar el número de electrones que se encuen- tran en el tercer nivel (n = 3) para un ele- mento que tiene 25 electrones. A) C)

30 32

12. Dadas las siguientes proposiciones: I. Pauli estableció que, en un mismo áto- mo, dos o más electrones no pueden te- ner los 4 números cuánticos iguales. II. El cuarto nivel de energía tiene como máximo 16 orbitales. III. El número cuántico m determina la for- ma de orbital. Establecer la secuencia de verdad (V) o fal- sedad (F). A) VFV B) FFF C) FVV D) VVF E) VVV 13. ¿Cuántos electrones no apareados habrá 2+

en un ión X A) 3 C) 0 E) 4

Química

con Z = 14? B) 1 D) 2

16. El elemento como (Z = 24) tiene electrones no apareados en números de . A) 2 B) 4 C) 6 D) 5 E) 1 17. ¿Cuál de las siguientes estructuras electró- nicas es inexistente? 2 2 4 A) 1s 2s 2p B)

1s2 2s2 2p1

C) 1s2 2s2 2d1 D)

1s2 2s2 2p6 3s1

E) 1s2 2s2 2p6 3s1 18. Responder "V" o "F" a las siguientes aseve- raciones: •

•

Los valores n, , m, corresponden a un subnivel energético. Para algunos casos, el número cuántico

principal puede tener el

mismo valor nú-

merico que el

número cuántico azimutal. 14

Institución Educativa Privada “DEUNI” •

Químic a

El subnivel "4p" está caracterizado por:

III. Según la ecuación de Schrödinger (1926),

n = 4 y  0. •

las características de un orbital están definidas por los números cuánticos n, , m y ms.

Un orbital "p" puede contener 6 electro- nes como máximo.

Son correctas:

A) C)

A)

E)

C) E)

19. De los siguientes enunciados: I. El concepto de orbital atómico fue pro- puesto como una consecuencia del prin- cipio de incertidumbre. II. Un orbital es la región espacial donde existe encon-

la

mayor

trar

electrones.

un

probabilidad máximo

de

en 2

20. Los cuatro números cuánticos de octavo elec- trón del oxígeno Z = 8 son: n 2, 1,m1, ms A) 1 / 2 B) n 2, 1,m2, ms 1 / 2 C) n2, 1,m0, ms 1 / 2 D) n 2, 2,m1, ms 1 / 2 E) n 2, 0,m0, mss 1 / 2

15

Institución Educativa Privada “DEUNI”

1. 2. 3. 4. 5. 6. 7. 8. 9. 10.

16

D D C C C B D B B C

Química

11. E 12. D 13. C 14. E 15. A 16. C 17. C 18. E 19. A 20. A

TABLA PERIÓDICA MODERNA Y PROPIEDADES PERIÓDICAS

La historia de los conocimientos h

uman

os

es

testigo

muchas proezas. Empero,

¡Cuán absurdo parecería un manual de química sin una tabla

de

periódica! Sin embargo, no es necesario retener en la

muy

memoria el orden de sucesión en que se dispone los

pocas de estas pueden compararse

elementos químicos. Más bien otra cosa es indispensable:

con aque- llo que realizó Dimitri Ivanovich

Mendeleiev.

Hay que entender cómo están relacionados entre sí los

La

elementos y por qué guardan entre sí precisamente esta

grandeza de su hazaña, lejos de eclipsarse

con

el

tiempo,

sigue

relación. 1.

Reconocer un elemento químico por su símbolo.

2.

Reconocer los metales, no metales y metaloides.

época en que se agote hasta el final, todo el contenido de

3.

Diferenciar los elementos naturales (90) y artificiales (25).

una de las generalizaciones de trascendental importan-

4.

Saber ubicar a los elementos indicando el periodo y

tomando

envergadura.

Y,

nadie

Dimitri Ivanovich

puede decir si llegará una

cia para la ciencia, que es la ley periódica de los elementos.

grupo al que pertenecen según el número atómico y

Sería casi imposible estudiar la química sino basándose en la ley periódica y el sistema periódico de los elementos, tabla

subnivel donde termina su configuración electrónica. 5.

periódica.

I.

HIPÓT ESIS DE PROUT ( 1815) Un punto clave para iniciar la clasificación periódica de los elementos lo constituyó la determinación de sus pesos atómicos, el primer intento lo hizo Prout quien propuso que los pesos atómicos de todos los átomos eran múltiplos enteros y sencillos del peso atómico del hidrógeno, ya que este era la materia fundamental a partir del cual se constituyen todos los demás elementos.

Reconocer las propiedades periódicas y cómo varían estos en la tabla periódica.

II.

T RIA DA S DE JOHA N W. DOBEREIN ER ( 1 8 2 9 ) Luego de identificar algunos elementos con propiedades pa reci das , e s te ale mán (17 80– 1849 ) c olo có l os elementos con comportamiento similar en grupos de tres en tres y observó que el peso atómico del elemento

intermedio

era

promedio de los extremos. Ejemplo: Elemento (P.A.)

aproximadamente,

el

17

III.

HÉL IC E T EL ÚRIC O DE A L EXA N DER BEGUYER DE CHA NCOURT OIS ( 1862) E l geólogo fran cés (1819–1886) colocó los elementos en orden cre-

H

ciente a su peso atómi-

F

Li

O

co; en un línea enrollada

Cl

Na

S

K

Se

helicoidalmente a un cilindro, e hizo notar que los

Br

El peso atómico aumenta

mente los elementos de las triadas de Dobereiner se hallaban en dichas líneas. Su representación no atrajo mucho la atención de los científicos contemporáneos.

LEY DE OCTAVA S DE JOHN A LEXA NDER REYNA NEWLA NDS ( 1864) Este inglés (1837–1898); a los 62 elementos descubiertos los clasificó en orden creciente a su peso atómico y en grupo de siete en siete, tal que el octavo elemento, a partir de uno dado, era una especie de repetición del primero, como la nota ocho de una escala musical (Ley de Octavas). Ejemplo: GRUPO 1 2 Cl 15 Co; Ni 22 Br 29 Pd 36 43 Pl; Ir 50

3 4 5 6 7 8

LA CURVA DE JULIUS LOTHAR MEYER ( 1 8 6 9 ) En su libro "Modernas Teorías de la Química" el alemán Meyer (1830–1895) se basó en el estudio de los llamados volúmenes atómicos (volumen ocupado por un mol de átomos en una muestra sólida y líquida). Al componer

18

80 70 60 50 40 30

10

tes quedaban ubicadas en la misma línea vertical; efectiva-

V.

Quími ca

20

Rb

de propiedades semejan-

IV.

Volumen atómico (peso at.\dens.

Institución Educativa Privada “DEUNI”

Be B

(P.A.)

estos con los pesos atómicos obtuvo la ahora famosa curva de Lothar Meyer:

0

Institución Educativa Privada “DEUNI”

10 20 30 40 50 60 70 80 90 100 110 120 130 140 150 Peso Atómico

3. Los sólidos con bajo punto de fusión,

los elementos gaseosos (en condiciones ambien-

A. Cur va de Lot har Meyer

tales) se encuentran en las partes ascendentes de su curva o en los máximos de esta. 4. Los elementos difíciles de fundir se presentan en

El volumen átomo de las ordenas se

los mínimos o en los parciales descendentes.

ha calculado dividiendo el peso atómico entre

la

Quími ca así como

densidad

de una

5. La curva también muestra la periodicidad de otras

muestra

propiedades como volu men molar, pun to

sólida o líquida del elemento mediante

de ebullición, fragilidad, etc.

el empleo de valores modernos. VI.

B. Avance s del gr áf i co 1. Los volúmenes atómicos máximos se alcanzan para los metales alcalinos. 2. Entre el Li y Na, así como entre Na

TA BLA PERIÓDICA DE DIMITRI IVA NO- V ICH MENDELEIEV ( 1872) Al igual que Meyer, el Ruso Mendeleiev (1834–1907) ordenó a los 63 elementos descubiertos secuencialmente de acuerdo al orden creciente de su peso atómico.

y K, existen seis elementos, como

Su "Tabla corta" está dividida en ocho columnas o grupos,

indicó

tal que el orden de cada grupo indica la máxima valencia

la

Ley

de

Octavas

de

Newlands. Sin embargo entre Rb

del elemento, para formar óxidos o hidruros.

y Cs hay más de seis elementos, lo

Así mismo su tabla está conformado por 12 filas o series

que explica la falla en el trabajo de

formando parte a su vez de 7 periodos; de la siguiente

Newlands.

manera.

19

Cl asi f i caci ón per i ódi ca de l os el ement os (Según D.I . Mendel eiev)

3. Los elementos de un mismo grupo coinciden en sus propiedades químicas, como en la valencia para formar óxidos o hidruros.

GRUPO

B. Desvent ajas de su t abl a cor ta

OXIDOS HIDRUROS 4

PERIODO

3

2

1. El hidrógeno no tiene posición definida. 2. No hay una clara forma de separar a los metales y no metales. 3. Su principal error fue ordenar a los elementos en orden creciente a sus pesos atómicos; en dicha clasificación hay algunos elementos con el Te y Co, que poseen peso atómico, mayor que el que su cede. VII.

TABLA PERIÓDICA ACTUAL O MODERNA

En 1914 el inglés Henry Moseley descubre el número atómico de cada elemento con su experimento del espectro de rayos X postulando la siguiente ley periódica. Las propiedades físicas y químicas de los elementos son función periódica de su número atómico.

A. Vent ajas de su t abla cor t a 1. E n s u tabla dejó es pacios vacío s para los elementos que todavía no se descubrían (44, 68, 72, etc.) prediciendo con exactitud apreciable, las propiedades y químicas de los mismos. II. A dich os elementos no des cubrimientos los bautizó con un nombre. Ejemplo:

Años más tarde Werner crea una tabla periódica larga al agrupar a los elementos en orden creciente y sucesivo y al número atómico, la que es considerada hasta hoy como la Tabla Periódica Moderna (TPM). La TPM está formada por 18 columnas agrupadas en dos grandes familias A y B donde cada familia consta de 8 grupos. El orden de cada grupo (en la familia A y B) nos indica la cantidad de electrones de la última capa (e de valencia). La TPM está formada por 7 filas o 7 periodos, el orden de cada periodo nos indica la última capa o números de capas del elemento. En la parte inferior de la TPM colocado en forma perpendicular al grupo 3B se encuentran los lantánidos y actínidos, llamados también tierras raras, en dicho bloque empiezan los elementos derivados del Uranio (Transuránidos).

donde: Eka: primero o después de Dvi: segundo 1A

8A

1

2A

FRÁGILES

2 3 4 5 6 7

3A

DÚCTILES 8B

3B 4B

5B

6B

7B

1B

2B

4A

5A

6A

7A

A. Leyenda de la TPM 1. Metales, no metales y metaloides

 En la tabla periódica moderna los elementos químicos se agrupan en orden creciente a su número atómico.

En la TPM se pueden observar solo 90 elementos naturales desde el 1H hasta el

92U,

en cambio los elementos

43Tc, 61Pm

y del 93Np en adelante son artificiales, obtenidos mediante transmutaciones nucleares, a partir del u ran io razón por la qu e son llamadas elemen tos transuránidos. La TPM también se puede clasificar en 4 grandes bloques de acuerdo al subnivel donde termina su configuración electrónica ellos son: *

Bloque "s" y Bloque "p" Pertenecen a la familia "A" llamadas elementos típicos o representativos porque la última capa está incompleta de electrones (del 1A al 7A excepto el 8A).

*

Bloque "d" pertenece a la familia "B" Contiene a los metales de transición, debido a que su penúltima y última capa están incompletas de

2. Metaloides o Seudometales Son elementos que poseen propiedades físicas y químicas intermedias entre metales y no metales; se encuentran justamente en la frontera donde se unen metales y no metales, llamados también semi metálicos.

electrones. (del 3B al 1B excepto el 2B). *

Bloque "f" pertenece a la familia "B" Contiene a los metales de transición interna, debido a que su antepenúltima; penúltima y última capa no están llenas de electrones. Todos los del bloque "f ", excepto: (n – 2)f14.

Ejemplo:

Los metaloides son semiconductores del calor y la electricidad; su aplicación en el mundo entero se da en los transitores, como una materia prima de amplificadores y material de control eléctrico. Nótese que el silicio, germanio y el boro son típicamente no metálicos, pero él es un semiconductor electrónico a temperatura ambiente, el diamante no es; el grafito sí. El comportamiento químico a lo largo de estos elementos reflejan el cambio gradual de metálicos a no metálicos, de comportamiento iónico a comportamiento covalente.

B. Famil i as o Gr upos Son los elementos que se comportan en forma semejante, y forman las columnas en la tabla periódica. El último sistema aprobado por la IUPAC es del 1 al 18, antiguamente llevaban los números romanos, hoy día se utiliza los números arábigos, así la familia del carbono es el grupo 4A.

20

1. Grupos familia "A" 1A: Metales alcalinos (sin hidrógeno): ns1 2A: Metales alcalinos térreos: ns2 3A: Boroides o térreos: ns2 np1 4A: Carbonoides: ns2 np2 5A: Nitrogenoides: ns2 np3 6A: Anfígenos o calcógenos: ns2 np4 7A: Halógenos: ns2 np5 8A: Gases nobles o raros: ns2 np6

 Para conocer el número del grupo al cuál pertenece un elemento de la familia A , se observará la cantidad de electrones del último nivel. 2. Grupos familia "B" 1B: Grupo del Cobre: ns2 (n–1)d9 2B: Grupo del Zinc: ns2 (n–1)d10 3B: Grupo del Escandio (Subgrupo del La y Ac) 4B: Grupo del Titanio: ns2 (n–1)d2 5B: Grupo del Vanadio: ns2 (n–1)d3 6B: Grupo del Cromo: ns2 (n–1)d4 7B: Grupo del Manganeso: ns2 (n–1)d5 8B: Grupo de las Triadas: ns2 (n–1)d6,7,8

 Un elemento de la familia B tiene como número de grupo: # Grupo= # e último + # e desapareados nivel

en "d"

3. Analizando los periodos (P) P.1: contiene 2 elementos P.2: contiene 8 elementos P.3: contiene 8 elementos P.4: contiene 18 elementos P.5: contiene 18 elementos P.6: contiene 32 elementos P.7: contiene 29 elementos Total 115 elementos

 Los elementos cuya configuración terminan en: d6, d7, d8 pertenecen al grupo 8B de la tabla periódica actual. C. Est ado físi co de l os el ement os

Sólidos: todos los demás. 1. Características de los elementos metálicos – Se encuentran hacia la izquierda de la T.P.M. – Poseen brillo metálico (lustroso y reluciente). – Existen en estado sólido (excepto el Hg). El (Cs, Fr, Ga) son líquidos a T > 30 °C. – Conducen con facilidad la corriente eléctrica y el calor. – Tiene pocos electrones en su capa de valencia. – En las reacciones químicas ceden electrones y se cargan positivamente (cationes). – Son de consistencia tenaces; tiene punto de fusión variables. – No se combinan, entre sí. – Son maleables (forman láminas y ductibles

Gases: H, N, O, F, Cl, He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn, On. Líquidos: Br, Hg.

 M etales de acuñación Son aquellos que sirven para hacer monedas y joyas de orfebrería; son los metales del grupo IB: Cu, Ag, Au. (forman hilos). 2. Características de los elementos no metálicos – Se encuentran hacia la derecha de la T.P.M. – N o co n du c en o c on du cen mu y po co la corriente eléctrica y el calor excepto: Selenio, Grafito, (Carbono). – Sus átomos se unen entre sí compartiendo electrones. – Son menos densos que los metales. – Poseen más de 4 electrones de valencia. – Cuando se unen con metales captan electrones quedando cargados negativamente (aniones). – Tienen alto potencial de ionización. – Son sólidos, líquidos; o gases (diatómicos y monoatómicos).

– Quebradizos en estado sólidos. – No son ductiles ni maleables.

D. Pr opi edades per i ódi cas de un el ement o Son cualidades físicas o químicas que caracterizan un elemento, asemejándolos o diferenciándolos (ya sea en una columna o fila) con otros elementos, dentro de la T.P.M. Los más importantes son: 1. Radio atómico (ra) En la mitad de la distancia entre dos núcleos de dos átomos adyacentes. Puede ser de 2 clases. Radio metálico, es la mitad de la distancia entre los núcleos de átomos adyacentes en un metal sólido. Radio covalente, es la mitad de la distancia entre los núcleos de 2 átomos unidos en una molécula.

Ejemplo:

Cambios de tamaño cuando el Li reacciona con el F para formar LiF.

D

ra(Na)  d 2

ra(Cl) 

Observaciones:

2

Gráfica ra contra Z 03

Radio Atómico nm

•

1°periodo 2° 3° 4° periodo periodo periodo

k

02

5° periodo

Elementos de Transición

Elementos

Li

I

10

20

30

40

•

50

.....

r (Na2)

(Na)

antanoides

C

F

0

r(Na)

At

Br

01

Ejemplo: r

Elementos de Transición

de Transición

Na

H

6° periodo

Cs

Rb

Un átomo al perder más electrones, su radio será cada vez menor.

60

70

80

Un átomo al ganar más electrones, su radio será cada vez mayor. Ejemplo: r 

90

r(N) 

Número Atómico Z

(N )

r 

r



(N2 )



 3

(N

)

3. E n ergía de io n izac ió n o po ten c ial de ionización (EI o PI) Es la mínima energía que debe ganar un átomo aislado gaseoso (neutral o iónico) para perder un

 En un grupo: a > Z entonces > ra .  En un periodo: a > Z entonces < ra .  En los periodos 2 y 3 el descenso del radio es constante; más no en los periodos 4, 5 y 6.

e- y transformarse, en un catión así podemos tener, 1a EI; 2a EI; 3a EI; etc. La EI se expresa en electrones Volt/átomo o kcal/mol o kj/mol. Ejemplo:

2. Radio iónico (ri) Es el radio de un catión o de un anión. 

ra

M(g) 1 El 1e M(g)

Gráfica ra contra ri ra(pm)

Ca 250

Rb

K

250

Ejemplo: l

kJ 200

200

Na

150 Li

+

+

K 100 +



ra

Na

+

Rb

+

Ca

Cl

Br

495, 9

Na •

150 100



o M(g) 1 El M(g) 1e

ri(pm)

(g) 

Na F Cl

Br

l

•

(g)



Na

(g)

1e

mol kJ  4560 Na 1e mol

(g)

50 Li

0 10 20 30 40 50 60

50 Z

PARA METALES ALCALINOS

F

0 10 20 30 40 50 60

PARA HALÓGENOS



Z

•

Na(g) 6900

kJ mol



Na(g) 

Para todo elemento: 1a EI < 2a EI < ... 3a EI < ...

Afinidades electrónicas (kJ/mol) de elementos representativos *

2500 He Ne 2000 Ar

1500

Kr

Xe

Rn

1000 500 Li Na K 0

10

20

Rb 30

40

Cs 50

60 70

80

90

Número Atómico (Z)

Observaciones:

•

Los gases nobles poseen la más alta EI.

•

En un grupo: a < Z < EI

•

En un periodo : a > Z > EI

Afinidad Electrónica (k/mol)

Primera Energía de Ionización (KJ/mol)

Grafica 1a El contra Z

la El aumenta

Gráfica EA contra Z +400

Mg Ca

+200 +100

0 -100 -200 H

4. Afinidad electrónica o electroafinidad (EA)

Be

+300

He Li

C

Na

O

-400

Al P

K

Si S

-300

E s el cambio de en ergía cu ando u n

Ar

Ne

B N

F

Cl

átomo (aislado) gaseoso en el estado fundamental, gana 5 10 15 Número Atómico (Z)

un electrón para convertirse en anión. La EA es difícil de medir y no se conocen valores exactos

20

Observaciones

de todos los elementos (algunos se calcularon teóricamente).





*

Los halógenos liberan más energía que todos.

*

En un grupo a > Z Þ < EA

*

En un período a > Z Þ > EA

x(g) e EA x(g) ó x(g) 1e x(g) EA

La EA es negativa cuando se libera energía y

la EA crece

cuando más negativa sea la EA, mayor será la tendencia del átomo a aceptar un e-. Los metales alcalinos terreos y gases nobles n o tien en tendencia a aceptar electrón por lo que su EA es positiva.

Tabla de EA (kJ/mol) de elementos representativos.

5. Electronegatividad (EN) Es la habilidad (fuerza relativa) de un átomo para atraer hacia sí los electrones de un enlace químico; en un enlace químico, el átomo más electronegativo jalará con más fuerza a los electrones de un enlace. Linus Pauling desarrollo un método para hallar la EN de la mayoría de los elementos , ello lo podemos observar en la tabla de la siguiente página.

Gráfica EN contra Z

Observaciones sobre la EN

1º período 2º

3º

Electronegatividad (Pauling)

período período

5º

6º

período

período

•

• Br

Cl

H

Elementos de Transición

Pre dice el tip o de en lac e con bas ta n te exactitud.

F

4 3

4º período

Elementos de Transición

Forman compu es tos iónicos cu an do son grandes diferentes de EN.

At

•

2

El elemento menos EN cede su electrón (o electrones) al elemento más EN.

1 Li 00

Na

Rb

K

•

Cs Lantanoides

10

20

30

40

50

60

70

80

Los elementos con pequeñas diferencias de EN forman enlaces covalentes.

90

Número Atómico (Z)

1 H 2,1 3 Li 1,0

2 He -

4 Be 1,5

11 Na 0,9

12 Mg 1,2

19 K 0,8

20 Ca 1,0

21 Sc 1,3

37 Rb 0,8

38 Sr 1,0

39 Y 1,2

55 Cs 0,7

56 Ba 0,9

57 La 1,1

58-71 1,1-1,3 88 Ra 0,9

87 Fr 0,7

Problema 1

9F

1

1 11Na



Orden ar las es pecies qu ímicas de menor a mayor radio iónico. 1 9F

1

;

11Na

2

; 8O

12Mg

# e 10

Mg2

Na1 F1

O2

O2 12

#



11

9

8

mayor radio iónico (RI)

e 10 2

12Mg 

2

;



# e 10

Respuesta: 8

UN I

Nivel fácil

#e 10

Problema 2

Recuerda que para especies isoelec-

Orden ar los elemen tos e menor a

trónicas el menor radio iónico será para

mayor afinidad electrónica.

la especie de mayor "Z". Entonces para

35Br

ordenar de menor a mayor "RI" será

Se

, 33 As, 34

Resolución:

UNI suficiente con ordenar de mayor a

Como puedes notar las especies son

menor "Z".

Resolución:

isoelectrónicas.

Ordenando se tiene:

Configuración electrónica.

Nivel intermedio

2

Br :  Ar 7A 4s 3d

10

4p

5

grupo :

 periodo : 4 As :  2 10 3 grupo : 5A 33 18 Ar 4s 3d 4p  periodo : 4 Se :  2 10 4 grupo : Ar 4s 3d 4p 6A  34 18  4periodo : 35

18



Problema 3

Resolución:

Se tienen dos isótopos los cuales tienen 20 y 24 neutrones respectiva-

Sabemos: A – Z= #nº

mente. Si la suma de sus números

Entonces:

de nucleones es 104. Hallar la ubicación de dicho elemento en la tabla.

A1 Z 20  A Z 24

Sean los isótopos:

UNI

 A1 A2 2Z 44 2

Nivel difícil

Como puedes notar todos pertenecen al cuarto periodo.

104  2Z 44

Respuesta:

NIV EL I

el agua y no se encuentra al estado

1.

A qué periodo y grupo pertenece

A ) cobre

B) plata

el elemento cuyos átomos contienen

D) sodio

E ) yodo

libre en la la naturaleza. C) oro



2

Ar 4s 3d

10grupo

: 2A

periodo : 4

¿A qué grupo de la tabla pertenece el elemento cuyos átomos tienen en su configuración 11 orbitales completamente llenos? A) I-A B) VIII - A C) VIII - B D) II - A E) I-B

9.

curece cuando se deja

El A) 0

, es un metal que B) 1 C) 2

expuesto

D) 3

E) 4

A ) Quinto periodo y V - A

nece al cuarto periodo y grupo VII -

B) Quinto periodo y V - B

A

C) Quinto periodo y VI - A

¿cuántos electrones desapareados

D) Quinto periodo y VII - A

presentan los átomos de dicho elemento?

E) ) Quinto periodo y VI - B

18

8.

5. Se tiene un elemento que pertede

X :

NIV EL II

74 neutrones, 53 protones y 53 electrones?

Z 30



Respuesta: 30

2.



la

tabla.

Determinar,

al

¿A qué periodo y grupo pertenece

reacciona

el plomo (Z = 82)?

violentamente con

aire, 6.

Se tiene un elemento cuya confi-

A ) Quinto periodo y IV - A

guración electrónica por niveles es: 2,

B) Cuarto periodo y IV - A

8, 13, 1. Determinar a que pe- riodo

C) Sexto periodo y IV - A

y grupo de la tabla pertene- ce el

D) Sexto periodo y II - A E ) Sexto periodo y V - B

elemento implicado: A ) Cuarto periodo y IV - B

¿A qué periodo y grupo pertenece

C) Quinto periodo y VI - B

la plata (Z = 47)?

D) Cuarto periodo y VII - B E

A ) Quinto periodo y I - A

) Cuarto periodo y VII - A

B) Cuarto periodo y VI - B 3.

B) Quinto periodo y VIII - A C) Quinto periodo y I - B

7.

Los átomos de cierto elemento del

D) Quinto periodo y VIII - A

quinto

periodo

E ) Quinto periodo y II - B

trones

desapareados.

presenta

3 elec-

Considerando

que se trata de un elemento repre4.

Completar el siguiente párrafo, res-

sentativo,

pecto a un elemento de la tabla

atómico y grupo de la tabla al cual

periódica. "El elemento _

pertenece.

_, es

sólido blanco plateado que se os-

determinar

A ) 51 y VA

el

número

B) 50 y IIIA

C) 51 y IVA VA

D) 53 y VIA E ) 49 y

conserva su brillo metálico, dúctil, maleable, conductor de la electri- cidad y se le puede encontrar al estado libre en la naturaleza, debi- do a su baja reactividad química. A ) oro B) calcio C) cesio D) flúor E ) berilio 10. ¿Qué alternativa representa un orden decreciente en la reactividad de los elementos químicos?

A) B) C) D) E)

Na, Ca, Au, Mg Na, Au, Zn, Ag k, Sr, Ag, He Cs, Au, Ag, He ) Mg, Au, Ca, Na

11. ¿Qué propiedad aumenta en el mismo sentido que disminuye el número atómico en un periodo? A ) Carácetr no metálico B) Electronegatividad C) Volumen atómico D) Potencial de ionización E ) Afinidad electrónica

12. El ___________ es un elemento líquido de color rojizo, olor picante y asfixiante cuya volatilidad elevada lo hace peligroso ya que ataca a los ojos, a los ductos nasales, produciendo, además quemaduras severas al entrar en contacto con la piel. El cuerpo humano sólo puede soportar 0,1 ppm de éste elemento sin efectos adversos. A ) sodio B) bromo C) cesio D) cloro E ) flúor _______ son elementos de 13. Los

reacciones y se les el aire atmosférico, A ) helio B) C) argón D) E ) radón

encuentra en excepto: neón kriptón

15. ¿Qué propiedad disminuye en el mismo sentido que disminuye el número atómico en un grupo? A ) Afinidad electrónica B) Volumen atómico C) Electronegatividad D) Carácter no metálico E) ) Potencial de ionización

gran carácter metálico cuyo color varía en tonalidad de blanco plateado reaccionan con el agua para

NIVEL III

f o rmar h i dró xido s d e f órmu la

16. Un elemento químico del 4.

perio-

do posee en su cofiguración electrónica 4 orbitales semillenos. Si su número atómico es el máximo posible. Señalar el número de orbitales llenos. A) 10 B) 1 1 C) 2 4 D) 2 6 E) 2 0

M(OH)2, reaccionan con el oxígeno para formar óxidos de fórmula MO, y no se les encuentra al estado libre en la naturaleza. Esta descripción corresponde a los: A ) alcalinos B) alcalinos - térreos C) halógenos D) calcógenos E ) gases nobles

o

17. ¿Qué elemento presenta mayor

14. Los gases nobles son elementos monoatómicos de gran estabilidad química, razón por la cuál, se le usa como atmósfera inerte en muchas

potencial de ionización? A ) 9F B) 19K Cl 17 D) 20Ca E ) O 8

C)

para un elemento representativo que tiene 8 electrones caracterizadospor el númerocuántico m 1? A ) Quinto periodo y IV - A

B) C) D) E) A

Cuarto periodo y IV - B Quinto periodo y I - A Cuarto periodo y II - A Quinto periodo y II -

20. A medida que nos desplazamos en un periodo de la tabla, conforme aumentar Z es correcto afirmar: I. Aumenta el potencial de ionización. II. Aumenta el volumen atómico III. Disminuye el caracter metálico. IV. Disminuye la electronegatividad. V. Aumenta la afinidad electrónica A ) I, II, III B) I, II, III, V C) I, III, V D) I, II, V E ) I, IV

tienen un electrón desapareado descrito por los números cuánticos

En un periodo el radio atómico aumenta de

2.

El carácter metálico aumenta en la misma forma que el volumen atómico aumenta.

Oro

6.

3.

19. ¿A qué periodo y grupo pertenece la máxima configuración posible

18. Sea un elemento cuyos átomos

1.

V.

5, 0, 0, +1/2. Determinar, que propiedad no se le puede asociar al elemento implicado? A ) Es metal de baja dureza B) No puede existir al estado libre en la naturaleza C) Sus potenciales de ionización son bajos D) Su electronegatividad es elevada E ) Expuesto al aire, su superficie se oscurece fácilmente formando una capa de óxido.

F.

En un periodo de la T.P.A. la electronegatividad aumenta de ______________________________

Calcio

" El elemen to

____________, es s ólido, blan co, plateado que se oscurece cuando se deja expuesto al aire, reacciona violentamente con el agua y no se encuentra al estado libre en la naturaleza". Plata

4.

Sodio

Los elementos del grupo 5A de la T.P.A. pertenecen a la familia de los _ _ _ __ _ _ __ _ _

7. 5.

Es un metal que conserva su brillo metálico, dúctil, maleable, conductor y se le puede encontrar al estado libre en la naturaleza, debido a su baja reactividad química.

8. 9.

Los elementos del grupo IA son llamados La

maleabilidad

es

propiedad

de

los

_ _

Los elementos que más abundan en la tabla periódica son los ____________________________________

10. Los _________________________ se oxidan.

Institución Educativa Privada “DEUNI”

1. Respecto

al

elemento

Químic a

cuyo

número 5. Un elemento radiactivo del grupo VII-A de la atómico es Z = 38, determinar qué tabla sufre una desintegración radiactiva . afirmación es falsa

Determinar a que grupo pertenece el nuevo

A) Es un metal alcalino - térreo.

elemento formado en dicha desintegración.

B) Pertenece al cuarto periodo de la tabla. C) Pertenece al grupo de II - A. D) Forma compuestos típicamente iónicos. E) Es diamagnético.

pertene- ce un elemento cuyos átomos tiene 81 nucleones y 46 neutrones? A) Cuarto periodo y grupo IV - A B) Cuarto periodo y grupo V - A C) Cuarto periodo y grupo VII - A

cierto

elemento

de

transición del quinto periodo presenta 3 electrones desapareados. Determinar a qué

grupo

de

la

tabla

considerando la máxima

pertenece, configuración

posible. A) VIII - A

B) III - A

C) VIII - B

D) IV - A

E) IV - B 4. Determinar el número atómico del primer ele- mento el quinto período. A) C) E)

D) V - A

E) V - B

A)

I - A: ns1

B)

II - B: ns2 (n – 1)d10

C)

III - A: ns2 np3

D)

I - B: ns1 (n – 1)d10

E)

III - A: ns2 np1

está asociado a un halógeno?

E) Cuarto periodo y grupo V - B de

C) VI - A

7. ¿Cuál de los siguientes números atómicos

D) Cuarto periodo y grupo VII - B

átomos

B) VI - B

6. ¿Qué analogía es incorrecta?

2. ¿A qué periodo y grupo de la tabla

3. Los

A) VII - B

A) Z = 32

B) Z = 34

C) Z = 53

D) Z = 12

E) Z = 82 8. Un elemento posee dos isótopos cuyos nú- meros de masa suman 68 y la semisuma de Determinar

la

sus neutrones es 19. ubica-

ción

de

este

elemento en la tabla periódica actual. A) Periodo: 4 Grupo: IA B) Periodo: 2 Grupo: IIA C) Periodo: 3 Grupo: IIIA D) Periodo: 3 Grupo: IVA E) Periodo: 3 Grupo: VA 27

Institución Educativa Privada “DEUNI” 9. De las siguientes relaciones, ¿cuál de ellas requiere la mayor cantidad de energía para llevarse a cabo? A) 1 2   Si (g) Si (g) e  1 e B) Si Si (g) 2

C) D)

Si 3 

Si

3

(g)

(g)

Si

(g)

Si

(g) 4



Química

13. ¿Qué combinación de números atómicos ubican a los elementos en el mismo grupo de la tabla? A) C) E)

e 

14. Completar el siguiente párrafo:

(g)

e

E) Todos requieren la misma energía

propuso un ordenamiento de los elementos en función creciente a sus

10. ¿Qué propiedad no caracteriza a los metales? A) Son dúctiles maleables, y conductores de la electricidad. B) Debidos a sus bajos potenciales de ionización pueden actuar como agentes reductores. C) Los átomos tienden a ganar electrones para formar iones positivos. D) Son sólidos a temperatura ambiente a excepción del mercurio que es líquido. E) Presentan elevadas densidades. 11. En ocasiones, el grupo I de los metales de transición se denomina metales de acuñación. Un ejemplo de metal de acuñación sería: A) C) E)

pesos atómicos, observando que cada octavo

ele-

mento

repetía

aproximadamente las propie- dades del primero. A) Newlands B) Mendeleiev C) Meyer D) Döbereiner E) Moseley 15. Las octavas de Newlands ordena los elemen- tos en "sucesiones" de elementos. A) 3 en 3 8

B) 8 en

C) 9 en 9 7

D) 7 en

E) 5

5 en

16. La ley periódica de los elementos dice que: 12. ¿Cuál de las siguientes ecuaciones represen- ta el segundo potencial de ionización? A)

1

Na B) Na

2

(g) Na (g) 1 e Na



A) las propiedades de los elementos son fun- ción periódica de sus pesos atómicos. B) las propiedades de los elementos son función de sus números de masa.  e

C) la s C)

(g) 1 

Na D)

Na

(ac) 2

E) Na

e d

(g) 2

Na

2 (g)

ades de los elementos son función de sus números atómicos. D) las propiedades de los elementos son función de su número de moléculas.

e

Na e

Na e (g)



(ac) 3

(ac)

(g)

28

pr opi





E) las propiedades de los elementos son función del número de isótopos.

Institución Educativa Privada “DEUNI” 17. Los elementos de la tabla actual son ordena- dos de acuerdo: A) Sus números atómicos. B) Pesos atómicos. C) El número de electrones de valencia. D) La carga nuclear de los átomos de los elementos. E) Del número de nucleones. 18. Dos características físicas de los metales son: A) Disuelven en el agua y son quebradizos. B) Son conductores del calor, electricidad y presentan elevadas densidades. C) Presentan altos puntos de fusión y ele- vadas conductividades eléctricas. D) Presentan bajos puntos de fusión y bajas conductividades eléctricas. E) Presentan bajas densidades y son malos conductores de la electricidad.

Químic a

19. Los metales preciosos: plata, oro y platino, se denominan así debido . A) a su elevada reactividad B) a su elevada dureza en la escala de mohs C) a su solubilidad en ácido sulfúrico D) conversan su brillo metálico E) a su fácil capacidad de oxidación 20. En la tabla periódica, hay un grupo de elementos que se denomina no metales. Estos se ca- racterizan por algunas propiedades generales: A) Se encuentran formando cristales mono- atómicos. B) Son dúctiles, maleables y reflejan la luz. C) Son malos conductores de la electricidad y se presentan en la naturaleza bajo di- ferentes formas alotrópicas. D) Sus densidades son elevadas y son bue- nos conductores del calor. E) Sus combinaciones con el oxígeno for- man óxidos básicos típicamente.

29

Institución Educativa Privada “DEUNI”

1. 2. 3. 4. 5. 6. 7. 8. 9. 10.

30

B C C C D C C E D C

11. D 12. A 13. C 14. A 15. D 16. C 17. A 18. B 19. D 20. C

Química

ENLACE QUÍMICO INTERATÓMICO -HIBRIDACIÓN, MOLÉCULA

POLAR

Al parecer fue el alemán Richard Abegg (1869 - 1910) el primer investigador que llamó la atención sobre el hecho de que valencia química debía estar relacionada con lo que actualmente se denomina configuración electrónica. Según Abegg, un elemento puede variar unicamente en ocho unidades su valencia. En 1916; Albrecht Kossel (1853 - 1921) introdujo el concepto de la electrovalencia por transferencia de electrones de un átomo a otro para formar iones con estructura de gas nobles. En este mismo año, 1916, el norteamericano Gilbert Nexton Lewis (1875 - 1946) propuso que los enlaces químicos se formaban entre los átomos por que los electrones de los átomos interactuaban entre ellos. Lewis había observado que muchos elementos serán más estables cuando ellos contenían ocho electrones en su capa de valencia.

I.

ENLA CE QUÍMICO INT ERAT ÓMICO Es aquella fuerza de atracción entre 2 o más átomos que resulta como consecuencia de la transferencia o compartición mutua de uno o más pares de e , entre los átomos participantes. Este tipo de enlace define las propiedades químicas de la sustancia, como: la clase de sustancia, valencia (s) del elemento, forma geométrica de la estructura, además estabiliza la estructura de la nueva sustancia liberando energía en su conformación; osea los átomos libres poseen mayor energía que los átomos unidos por enlaces.

Richard Abegg

La valencia no tiene signo, simplemente es el número que indica cuántos electrones debe ganar o perder el elemento antes de que se sature. Carga iónica, es el estado que adopta un átomo cuando ha perdido o ganado electrones (catión o anión). Ejemplo: 2 2 5 Mg : Núcleo, 1s , 2s , 2p , 3s 12   

Octeto de Lewis. “Todo átomo, al formar un enlace químico, adquiere, pierde o comparte tantos electrones hasta alcanzar la 2 6 configuración electrónica de un gas noble: ns ;np , es decir cada átomo debe



)

poseer 8 e , en su última capa”; excepto algunos

..

2

Kernel. Es todo lo que queda de un átomo al no tomar en cuenta su última capa; los e de la última capa se denotan con puntos. Valencia, es la capacidad de saturación con la que un elemento se enfrenta a otro para cumplir con el octeto de Lewis.

Mg



Valencia  0 Carga=2+

Valencia 2 Carga=0

8

2

2s , 2p

O:

O

18

p y

z



2

Kernel

O



C arg a0 Valencia2

 catión

p x

N ú c le o ,      2 1 s , 

elementos como: 1H, 2He, 3Li, etc. •



Kernel

Mg •

2

 anión

C arg a2 Valencia0

Ar: Núcleo, 1s2 , 2s2 , 2p    Kernel

6

, 3s2, 3px py

 Valencia = 0

Ar 

 Carga = 0

pz



31

Institución Educativa Privada “DEUNI”

Quími ca Características de un compuesto iónico

 Hay algunos elementos que no cumplen con el octeto de Lewis: 2He ; 3Li ,

• IA: ;

C;



Su mínima porción es la celda cristalina unitaria,

Ejemplo:

Na

+

C

SAL

Celda Unitaria Es el cubo más simple con iones Na+ y C en forma alternada.

F ; etc. (NaC)

Na; Cs ; etc.

K

Generalmente existen en estado sólido.

•

no presentan moléculas.

etc. 1H ;  Para los elementos de la familia “A” el orden del grupo coincide con el # de e de la última capa. Ejemplo: • VIA : O ; S ; etc. • VIIA:

•

A. Cl ases de enl ace i nt er at ómico Son 3: Iónico, Metálico y Covalente 1. Enlace iónico o electrovalente Es la atracción electrostática entre 2 iones debido a la transferencia de e del metal al no

•

En la naturaleza son sólidos.

•

Poseen alto punto de fusión y ebullición.

•

Son duros y frágiles.

•

El CaO presenta mayor Tebullición que el NaCl.

•

En estado sólido son malos conductores del calor y la electricidad, pero cuando están fundidos o disueltos en agua sí son buenos conductores.

metal posiblemente, siempre que la DEN  1,7. •

Ejemplos: • IA: Na val = 1;

EN(Cl) = 3,0

Unidad fórmula = NaCl • VIIA: C val = 1;

EN(Na) = 0,9

Atomicidad = 1 + 1 = 2

DEN = 2,1

 El enlace es iónico

Su mínima porción es la celda cristalina unitaria.

2. Enlace metálico Es la fuerza de atracción entre la nube electrónica circundante y los cationes metálicos sumergidos en el océano de electrones. Ejemplo:



 Para hallar la fórmula se coloca del menos al más electronegativo. Ejemplo: 

•

IA: K val =1; EN (N)=3,04 Unidad fórmula = K3 N

•

VA: N val=3; EN (K)=0,82 Atomicidad = 3 + 1 = 4

DEN = 2,22  El enlace es ionico 

K+

N

K

o

también : 3

K

32

+

+

3K



N

Característica de una sustancia metálica • Son relativamente blandos, pero tenaces. • Temperatura de fusión y ebullición variables. • Excelentes conductores del calor y electricidad. • La mayoría son dúctiles y maleables. • Todo metal es muy electropositivo (puede perder fácilmente electrones). • Todos son sólidos (excepto el Hg). • Su mínima porción es la celda cristalina unitaria y no la molécula.

Institución Educativa Privada “DEUNI” II.

ENLA CE COVA LENT E

Quími en loca po-

Po

lo general es la atracción entre 2 átomos,

r

sible no metálicos debido a la compartición mutua de

 La valencia de un elemento indica el número de átomos del otro.

uno o más pares de electrones entre los participantes, este enlace ocurre siempre que la DEN < 1,7. Existen 2 clases: normal y coordinado.

33

A. Enl ace coval ent e nor mal 

Resulta cuando del total de e compartidos, cada átomo aporta la mitad, a su vez puede ser de 2 clases: 1. Enlace covalente polar Se da entre no metales de diferente naturaleza

 Se llaman enlaces múltiples al enlace doble ( D) y enlace triple (T).  Fuerza de enlace: T > D > S.  Longitud de enlace: S > D > T.

– siempre que la DEN 0, el o los pares de e se

comparten por desigual, es atraido mejor por el no metal más electronegativo.

B. Enl ace coval ent e coor di nado o dat i vo Es aquel enlace donde sólo uno de los átomos (da

dor) aporta el total de e a compartirse y el otro

Ejemplo:

simplemente los acepta (aceptor) para que ello ocurra se deben seguir las siguientes indicaciones.

Pero: • VIIA: C

 val = 1; EN (O)

= 3,44

•

Recordar el orden del grupo de cada elemento.

•

La disposición de los átomos y e

de la

estructura debe ser lo más simétrico posible.  val = 2; EN ( C) = 3,16

• VIA : O

•

siempre va en una esquina y por lo general pe-

DEN = 0,28 0 O 

C

•

O C



C



C

•

Presenta 2 enlaces covalentes: normales polares y simples (2 ).

•

Presenta 8 orbitales solitarios o 8 pares de

• •

electrones libres. Unidad fórmula = C O. 2 Atomicidad = 3.

•

Tiene 20 e de valencia.

Ejemplos: Hallar la estructura de Lewis del 1)

O

la misma naturaleza, el o los pares de e se comparten equitativamente

IA

 F

F F2

hay un enlace simple •

VIA: O

O  O

VIA VIIA

C OO

H

O



H

C

O

O

Conclusiones:

•

Hay 5 enlaces - 2 normales polares  covalentes - 3 coordinados o dativos

•

Hay 11 orbitales libres.

•

Hay 32 e de valencia.

•

Todos los enlaces son simples (5 ).

Ejemplo: F

O

H CO 4 O

–

F

En lo posible los e– libres de un átomo intermedio colocables a un sólo lado, no entre enlaces.

2. Enlace covalente apolar Se da entre no metales tal que la D EN = 0 y ello ocurre generalmente entre no metales de

VIIA:

gado al oxígeno. Átomos de la misma naturaleza en lo posible no

deben estar juntos.



•

•

El "H" jamás va en el medio de 2 elementos,

O O

2

2 ) O3

hay un enlace doble •

VA:

N

N  N

2

hay un enlace triple

 O

N N

O



 O   O O

Conclusiones:

•

Hay 2 enlaces - 1 Normal apolar doble  covalentes - 1 Coordinado

 El H no cumple con el octeto de Lewis, pero sí con el dueto.

•

Hay 6 orbitales solitarios o 6 pares de

•

Hay 18 e de valencia.

electrones antienlazantes.

•

Hay 2 enlaces sigma ( ) y un enlace pi ( ).

1. Características de una sustancia covalente • La mayoría de ellos presentan como mínima porción a la molécula. • En su estructura por lo general hay puros no metales. • Las sustancias moleculares presentan bajo punto de fusión y ebullición. • Son malos conductores del calor y la electricidad. • Pueden encontrarse en estado sólido, líquido y gaseoso, a condiciones ambientales. • Por lo general la mayoría de sólidos son blandos y frágiles. • Hay más sustancias covalentes que iónicos.

Ejemplo:

3. Ángulo de enlace (  )

Es el ángulo formado por las líneas imaginarias que unen los núcleos de un átomo central enlazados a otros dos átomos. Ejemplo:

1. Energía de enlace (E) Es la energía que se requiere para romper una unión o enlace covalente, o como la que se libera cuando se forma un enlace covalente, generalmente expresada en función de una mol de enlaces. Curva de energía potencial para el hidrógeno

L = 96 pm

En el agua (H2O).

C. Par ámet r os del enlace covalent e



H = 104,5º

H

III.

HIBRIDACIÓN: SP, SP2, SP3 Es aquel fenómeno químico mediante el cual dos orbitales puros diferentes de un mismo nivel se combinan para generar 2 o más orbitales híbridos de la misma forma, misma longitud, misma energía y mismas posibilidades para poder saturarse. Ejemplos: 1. Sean 2 orbitales puros: 2 orbitales híbridos 2sp 2px

2s En la disociación o ruptura de enlace h ay absorción de energía. H

H

+ 432 kJ. mol –1

2px

2s

H + 432 kJ. mol –1

2sp

2

2sp

2

2sp

2

2p

En la formación hay liberación de energía H

3 orbitales híbridos

H+H

Energía de disociación del enlace

H + H

2sp

2. Sean 3 orbitales puros:

y

A. Anal i zando según Lewi s Para el carbono en su estado basal, normal o fundamental (Z = 6).

Energía de formación del enlace

2. Longitud de enlace (L) Es la distancia promedio de separación entre los núcleos de dos átomos enlazados en una mólecula. Variación – La longitud de enlace varía en relación directa con el número atómico. – A mayor unión química, menor longitud de enlace. – A menor longitud de enlace, mayor es la energía de disociación.

6

C: Núcleo;1s

2s

2px py

pz

 Su estructura sería así: Z

C H H

H

H En realidad esta molécula , lo que existe es el CH 4

B. Anal i zando según l a hi br i daci ón

Conclusiones:

1. Hibridación "sp3" Resulta de la combinación de un orbital "s" con 3 orbitales "p" puros generándose 4 nuevos 3 orbitales híbridos sp . a) Para el carbono (6C) en el CH4.

• El “N” está híbrido en sp3, de los 4 orbitales híbridos, 3 son de enlace  y 1 orbital solitario. • Ángulo de enlace: 107º. • Presenta forma piramidal triangular. C) Para el oxígeno (8O) en el H2O

Conclusiones: • El "O" está híbrido en sp3, de los 4 orbitales híbridos 2 son de enlace

 y dos son

orbitales solitarios. • Ángulo de enlace: 104º30’ 104,5º. • Presenta angular.

Forma general: AB4

2.

Conclusiones: 3

• El "C" está híbrido en sp y tiene 4 orbitales híbridos. • Tiene 4 enlaces . • Ángulo de enlace: 109º28’ • No presenta ningún orbital solitario. • Presenta forma tetraédrica.

forma

Hibridación "sp2"

Resultado de la combinación de 1 orbital "s" y 2 orbitales " p" puros, generándos e 3 nuevos orbitales híbridos sp2. a) Para el boro (5B) en el BH3.

b) Para el nitrógeno (7N) en el NH3.

N

N

H H

120º H H

H 107º

Forma General: AB3

H

H

B

B

H

H H

H

H

Conclusiones: • El “B” está híbrido en sp2 y tiene 3 orbitales híbridos. • Hay 3 enlaces . • Presenta forma triangular planar. • Ángulo de enlace: 120º. b)

Conclusiones: • Hay 2 enlaces , ningún orbital solitario, el

Para el SnCl2

SnC2

Be está híbrido en "sp".

Sn C

• Ángulo de enlace: 180º.

C

Conclusiones: • El Sn está híbrido en sp2 y tiene 3 orbitales híbridos. • Hay 2 enlaces y 1 orbital solitario. • Forma angular. • Ángulo de enlace: 95º.

• Presenta forma lineal. b) Para el carbono híbrido en sp

C) Para el carbono híbrido en sp2, en el C2H4

Conclusiones: • Cada carbono tiene 2 enlaces  (con orbitales híbridos sp) y 2 enlaces (con orbitales "p" puros). • Ángulo de enlace: 180º. • Presenta forma lineal. • El "C" está híbrido en sp2. • Cada carbono tiene 3 enlaces y 1 . • El enlace es entre orbitales frontales y el enlace  es entre orbitales paralelos. • Ángulo de enlace: 120º. • El enlace  es más fuerte que el enlace . 3. Hibridación "sp" Resulta de la combinación de 1 orbital "s" y 1 orbital "p" puro, generando 2 nuevos orbitales híbridos "sp". Ejemplo: a) Para el berilio (4Be), en el BeH2

4. Hibridación "sp3d" Resulta de la unión de 1 orbital "s", 3 orbitales "p" y 1 orbital "d" puros para generar 5 nuevos orbitales híbridos sp3d. a) Para el

15P

en el PCl5.

a) Para

el

16S

en el SF6.

F

Conclusiones: • Hay 5 enlaces . • Hay 3 orbitales ecuatoriales y 2 axiales. • Forma: bipiramidal triangular. • Ángulo de enlace: 120;

F F



SF6



F

F

180

F   F F  S   F F  F

F

Conclusiones: • Hibridación sp3d. • Forma balancín ó tetraedro irregular. • Hay cuatro enlaces sigma y un orbital solitario. • Ángulo de enlace 102º ; 177º.

Conclusiones:

Conclusiones: • El “S” está híbrido en sp3d2. • Hay 4 orbitales ecuatoriales y 2 axiales. • Tiene forma octaédrica. • Es una molécula apolar. • Presenta 6 enlaces . • Ángulo de enlace: 90º ;  180º .

• Forma de T; hay dos orbitales solitarios.

Resulta de la unión de un orbital "s", 3 orbitales "p" y 2 orbitales "d" puros, para formar 6 nuevos orbitales híbridos

• Ángulo de enlace: = 83,5º.

sp3d2.

3

• Hibridación sp d; hay 3 enlaces sigma.

Conclusiones: • Hibridación sp3d. • Forma lineal. • Ángulo de enlace: = 180º. 5. Hibridación "sp3d2"

Conclusiones: • El “ C” está híbrido en sp3d2. • Tiene forma piramidal cuadrada. • Hay 5 enlaces  y 1 orbital solitario. • Ángulo de enlace: Hay 4 ángulos de = 87º. Conclusiones: • El Xe está híbrido en sp3d2. • Tiene forma cuadrada planar. • Presenta 4 enlaces  y 2 orbitales solitarios. • Ángulo de enlace: Hay 4 ángulos de = 90º. • Su molécula es apolar.

C UA DRO GENERA L

Hibridación

3

sp 4 orbitales híbridos

2

sp 3 orbitales híbridos sp 2 orbitales híbridos

3

sp d 5 orbitales híbridos

3 2

sp d

6 orbitales híbridos

IV.

MOLÉCULA POLA R, A POLA R Y RESON A N CIA

-

 Los e libres del átomo central ( oxígeno) se van a un solo punto y oprimen a los electrones de A. Molécula polar enlace haciendo a la molécula Resulta por lo general cuando la estructura asimétrica, el polo negativo se molecular es asimétrica y cuando el átomo central manifiesta en el lugar donde hay (si lo hay) presenta electrones libres, a mayor más concentración DEN, el enlace se polariza más. de e ( > densidad electrónica) . Ejemplo:

• O 

H2 O

• H C

+

+ +

HH

 

H – C



+

molécula polar (Di polo)

Dipolo natural

O3

Además se conoce que la E.N. (O = 3,5; C= 3,0; H = 2,1), entonces para: •

H2O: DEN (H – O = 1,4)

•

H C: DEN (H – C

= 0,9)

•

Polaridad de enlace: H2O > H C

1. Momento dipolar ( )

En el N2 los e

Mide el grado de polaridad del enlace, el sentido

están equidistantes de ambos

átomos (No hay  ) la molécula es apolar.

del vector va del átomo de menor a mayor. E.N. ( :

). 1. Resonancia q = carga del electrón (uec)

 q. l

Es la deslocalización de los electrones de enlace

= longitud de enlace (cm)

, que por ser débiles pueden moverse en toda la estructura, reforzando al enlace simple y

en el S.C.G.S: q = 4,8 . 1010 u.e.c.

haciendo equitativo la longitud de enlace alrededor del átomo central.

• Unidad del "u" es el Debye. • 1 Debye =

1018

De esta manera en el análisis de la estructura

u.e.c. cm.

se observarán diferentes formas resonantes, aparentes, que podrían ser reemplazado por un

Ejemplo:

solo híbrido de resonancia.



O H

En forma empírica para que una especie química +

(molécula o ión) presente resonancia, esta debe

H

poseer por lo general (salvo ciertas excepciones) un átomo central rodeado de átomos iguales

H

C

(o del mismo grupo) y a su lado uno o más

+

enlaces dobles.



B. Mol écul a apol ar Ejemplo:

Resulta cuando la estructura molecular es simétrica y/o cuando el átomo central no presenta electrones libres.

1.

O3

2.

CO2

Ejemplo:

CC4

O=C=O

Observación:

O

C O

O

C O

3 formas resonantes

Los vectores momento dipolar ( ) se anulan entre

O C O} Híbrido de resonancia

sí; entonces como la molécula es simétrica, los centros de cargas parciales (   y

  ) caen el mismo punto,

neutralizándose, de esa manera la molécula es apolar.

O 3.

NO3

N OO

O O

O N O

O

3 formas resonantes

N2

: N  N :

N O

Problema 1

Resolución:

Si "X" es el símbolo de un elemento que pertenece al grupo VA de la T.P.A. entonces su símbolo de Lewis es:

2

2

X:1s 2s2 p 2 2

5

9

UNI

12

s

Nivel fácil

Resolución:

X

–

7e valencia

6

C) Todos los enlaces son covalentes polares. 

Y

 X Y X 

Si "X" pertenece al grupo VA entonces, posee 5 electrones de valencia.

E) ) Existe un enlace dativo. iónico

Respuesta: Iónico

La estructura de Lewis del H2CO3 es:

H O C O H O

Problema 2

entonces es verdad que:

El tipo de enlace que se producirá entre un elemento "9X" y un elemento

A ) La molécula de H2CO3 tiene 12 pares libres (pares no enlazados o pares no compartidos) de electrones.

"12Y" es: UNI Nivel intermedio

1.

mos de elementos diferentes. D) (F); la valencia del C es 4 y la del oxígeno es 2. E) ) (F); no existe enlace dativo. Respuesta: FFVFF

¿Qué propiedad caracteriza a los A ) No disuelven en el agua.

PO4–3

B) Bajos puntos de fusión.

suponiendo la

que

el

capa

de

C) Con ducen la electricidad en

7.

B) 3

C) 4

D) 2

E) ) Elevados puntos de ebullición

¿Qué molécula presenta un átomo

5.

¿Qué molécula presenta 2 enlaces

central que no cumple el octeto?

dativos?

A ) O2F2

B) CHF3

A) O3

C) OF2

D) AlCl3

C) SO3

D)

¿Qué molécula presenta enlaces ? C)

léculas.

E) 0

B) H3O+

A ) C2H6

D) Sus unidades químicas son mo-

A) 1

A ) SO2 CF4 E ) F2

fase sólida.

electrones?

40

C) (V); porque se enlazan entre áto-

la regla del octeto.

¿Cuántos enlaces  presenta el

E ) NH3

B) (F); el H no cumple con la regla del oc tet o.

compuestos iónicos?

fósforo expande valencia a 10

2.

Resolución:

B) Todos los elementos cumplen con

4.

NIV EL I

UNI Nivel difícil

A ) (F); tiene 6 pares libres.

Problema 3

Respuesta:

oxígeno es 4.

2

Y : 1s 2s 2 p 3



D) La valencia del carbono es 2 y la de

H2S

B) CH4 D) CO

E ) F2

NIV EL II 8.

¿Qué compuesto presenta enlaces ? A ) BeCl2 B) CCl4 C)

CS 2

D)

SF4

3. ¿Qué moléculas presenta un átomo

B)

SO2

central que expande la capa de

C)

BeCl2

valencia? A ) IF3

D)

N2O4 (los "N" unidos)

C) N3

B) CO D) H2S

E ) O2

E ) O3

E)

9.

) H3S+

¿Qué molécula presenta 2 enlaces ? A ) NO2– –2

B)

CO3

6. ¿Qué molécula presenta 2 enlaces

C)

NO3–

dativos? Suponer que los átomos

D)

N2O4 (los "N" unidos)

cumplen el octeto con 8 electrones?

E ) HNO3

41

10.

¿Qué molécula presenta un átomo

C)

con octeto expandido? A ) PCl3

B) BeH2

C) XeF2

D) BH3

Hallar la carga eléctrica de la siguiente estructura de Lewis.

Con respecto a las sustancias N2 y MgO, indicar la afirmación incorrecta:

D)

A ) El N2 tiene enlace covalente

E)

E ) NO2 11.

18.

triple y el MgO, enlace iónico. B) Todos los átomos de las dos

NIV EL III

especies cumplen con la regla del octeto.

16.

Señale cuál de los compuestos no

C) Ambas moléculas tienen enlaces

corresponde a una molécula polar. A) 0

B) – 2

C) +1

D) – 1

A ) H2O

D) En condiciones comunes el N2

B)

C6H6

C)

HF

se encuentra en estado gaseoso y el MgO en estado sólido.

Determine qué molécula es no polar

D)

CHCl3

con enlaces polares.

E)

) CH3COCH3

E ) +2 12.

13.

A ) O2

B) O3

C) HCl CF4 E ) H2S

D)

17.

E) ) El N2 no reacciona con el agua y el MgO sí.

¿Cuál de las siguientes alternativas

En la estructura de la molécula de N2 y de NH3, que cumplen la regla

A ) En el enlace covalente, hay por

del octeto, los átomos de nitrógeno

lo menos un par de electrones

se hibridizan respectivamente, en:

una geometría triangular.

compartidos.

A ) sp3 , sp3

A ) CH4

B) BeCl2

C) PCl3

D) BF3

Determine qué molécula es polar:

B) En el enlace dativo o covalente

B)

sp2 , sp3

compartidos es proporcionado

C)

sp2 , sp2

por un solo átomo.

D)

sp , sp2

coordinado, el par de electrones

C) La resonancia se presenta cuan-

A ) CH4

B) CO2

do en una molécula, los electro-

C) NH3 E ) CCl4

D) AlCl3

nes de un enlace están des-

¿Cuál es la forma correcta, según la

E ) sp , sp3

localizados. D) En el enlace iónico, se produce

15.

19.

es falsa?

Determine qué molécula presenta

E ) H2O 14.

iónicos.

transferencia de electrones de

20.

La geometría de la molécula del etano puede explicarse por la hibridación ____. Estos orbitales forman los enlaces

entre dos átomos de

carbono. representación de Lewis, del NaCl? A) B)

un átomo a otro.

3

E ) En el enlace covalente no polar, los electrones se encuentran igualmente compartidos.

1. Defina enlace iónico ________________________ ________________________________________

2. Explique, ¿qué es el enlace covalente? ________________________________________

3.

A ) sp ,  C) sp , 

2

B) sp ,  D) sp3 , 

2

E ) sp , 

¿Qué tipo de enlace predomina entre el Na y el Cl?

4.

En el CH4 existe __ electrones.

_

_

_

_

_ mutua de

5.

¿Qué es el Kernel?

7.

_________________________________________

La geometría molecular para el metano (CH4) es: ________________________________________

_________________________________________ ________________________________________

8.

_________________________________________

¿Cuántas formas resonantes posee el O3? 3

6.

2

¿Qué enlace predomina entre un elemento de EN = 3,5 y otro elemento de EN = 2,1? _________________________________________ _________________________________________ _________________________________________

9.

El NH3 se hibridiza en:

_

_

10. La forma geométrica del CF5 es: _________________________________________

Institución Educativa Privada “DEUNI”

1. ¿Cuántos enlaces tiene el SO3 sabiendo

Químic a

4. Para romper todos los enlaces del etano

que el S expande la capa de valencia a 12? A) 0

se requieren 635 kcal/mol. Si la energía

D) 3

energía de cada enlace C-H en Kcal/mol. A) 276

2. ¿Cuál(es) de las siguientes estructuras de Lewis es(son) correcta(s)?

de en- lace C-C es 83 kcal/mol. Hallar la

D) 110,4 5. Determine qué molécula presenta una geometría tetraédrica. A) NF B) SO 3

D) O3

3

C) CH Cl 2

2

E) C2H4

6. Determine qué molécula es angular: Dato: Z[H = 1; O = 8; N = 7; C = 6; F = 9; I = 53; B = 5]

Dato: Z [Sn = 50] A) CS B) SnC  2 2 D) NF3

C) SnCl4

E) C2 H2

A) Todas B) I, II, III, IV y VI D) Solo I, III y IV

C) I, II, III y IV

E) Todos

D) IV, V y VI E) I, II, III y V 3. ¿Cuáles de los siguientes elementos formarán moléculas diatómicas con enlaces covalentes? I. H

II. He

III. Br

IV. Hg

Dato: (Z): H = 1; He = 2; Br = 35; Hg = 80 A) Solo I, II, III B) Solo I, III C) Solo II, III y IV 43

7. ¿Cuántas moléculas son apolares, con enlaces polares? Cl2, SO2, CH3F, CF4, BF3, CH2Cl2, BeCl2 A) 2 D) 5 8. Se combina químicamente el calcio con el nitrógeno. Determine la fórmula del compuesto

formado y el tipo de enlace químico implicado. A) CaN2 y enlace covalente B) Ca3N y enlace covalente C) Ca3N2 y enlace covalente D) CaN2 y enlace iónico E) Ca3N2 y enlace iónico

Institución Educativa Privada “DEUNI” 9. Considerando sólo la electronegatividad, ¿cuál de las siguientes alternativas presenta la mayor polaridad de enlace?

Química

13. ¿Cuáles de los siguientes pares de elementos posiblemente forman compuestos iónicos?

Datos de electronegatividad: C = 2,5; S = 2,5; N = 3,0; O = 3,5 y F = 4,0 A)

I.

II. Litio y teluro III. Magnesio y flúor IV. Calcio y nitrógeno

C)

V.

E)

II. C2H2

VII. Sodio y nitrógeno VIII.Carbono y oxígeno A) II, III, IV, VI, VII, VIII

III. O2

A) I, II y III

B) Solo I

C) Solo III

D) Solo I y II

B) II, III, IV, VI, VII C) III, IV, V, VII, VIII D) III, IV, VI, VII

E) Solo I y III

E) III, IV, VI, VII, VIII

11. Señalar la aseveración incorrecta: A) La hibridación sp3 es tetraédrica.

14. El átomo de carbono, al hibridizarse genera nuevos orbitales híbridos que se

B) El boro hibridiza bajo la forma sp2. C) Una molécula es apolar si todos sus enlaces son apolares. D) El Au presenta enlace metálico. E) El agua, amoníaco y metano tienen án- gulos de enlace 104,5°; 107° y 109,5°.

B)

denotan: A) s2p2

B) sp2d

C) s2pd

D) sp3

E) p2sd 15. Escriba las estructuras de Lewis de los siguientes cuál(es)

12. Determine, ¿cuál de las siguientes estructu- ras resonantes es el mejor contribuyente al híbrido de resonancia? A)

Selenio y cloro

VI. Bario y yodo

10. Indicar cuáles de las siguientes moléculas presentan enlaces moleculares pi ). I. COCl2

Nitrógeno y bromo

compuestos

y

determine

de ellos presenta geometría

lineal. I. OF2

II. O2F2

III. CO2

IV. SO2

V. A)

C2H2

VI. N3–

C)

C)

D)

E) E) Todos son contribuyentes equivalentes.

16. Se combinan los elementos 5A y Deter- mine, ¿qué alternativa es incorrecta respecto 44

35B.

a estos elementos químicos o a la combina- ción química?

Institución Educativa Privada “DEUNI”

Químic a

A) La fórmula probable es AB3. B) La geometría de la molécula es triángulo

A)

NH



B)

4

C)

N2O5

HNO3

D) N2O3

E) N2O

planar. C) La molécula es polar.

19. Elija la opción correcta:

D) A y B son elementos representativos.

I.

E) El compuesto formado es covalente.

Las sustancias covalentes son quebradizas con punto de fusión

17. Elija la(s) opción(es) correcta(s): I. El ión sulfato

2 (SO4 )

elevado.

tiene 30

II. Las moléculas O2, H2, N2 tienen

electrones de valencia. II.

enlaces apolares.

–4

presenta resonancia. El

El ión P2O7

fósforo expande la capa de valencia a

III. El NH3 presenta un par de electrones sin enlazar.

10 electrones.

A)

III. La molécula de NO2 presenta un

C)

electrón desapareado.

E)

A) C) 20. ¿Qué estructuras presentan resonancia? E)

18.

¿En

cuál

encontramos

de

las

dos

coordinados? Suponer

I. SO2

siguientes enlaces

especies covalentes

que los átomos

II.

2

CO 3

A) I, II

B) I, III

C) II, III

D) Solo I

II. Cl2O

E) I, II, III

centrales cumplen el octeto.

1. 2. 3. 4. 5. 6. 7. 8. 9. 10.

D A B E C B B E B A

11. C 12. D 13. B 14. D 15. A 16. C 17. B 18. C 19. C 45

20. A

Institución Educativa Privada “DEUNI”

46

Química

ENLACE INTERMOLECULAR ESTADO SÓLIDO, ESTADO LÍQUIDO

Y

DIAGRAMA DE FASES

Los enlaces intermoleculares explican las propiedades de las sustancias así por ejemplo la presión de vapor de los líquidos, el punto de ebullición la solubilidad, tensión superficial ... etc. •

Conocer las fuerzas intermoleculares que existen en una sustancia.

•

Diferenciar la fuerza intemolecular respecto a la fuerza interatómica.

•

Dar la explicación de las propiedades físicas de las sustancias

ENLA CE INT ERMOLEC ULA R Llamada fuerza de Van der Waals, es aquella fuerza de atracción entre moléculas polares o apolares; define las propiedades físicas de la sustancia molecular, como: viscosidad, tensión superficial, presión de vapor, densidad, sublimación, etc, son de tipo electrostático; son más débiles que un enlace interatómico.

I.

Ejemplo:

CLA S ES A. Ent r e molécul as pol ar es 1. Enlace Dipolo - Dipolo (ED-D) Llamado fu erza de Keeson es la fuerza de atracción entre dipolos naturales permanentes.

Observación:

EPH EDD

Ejemplo:

El vacío está rodeado por 4 moléculas de agua. 2. Enlace puente hidrógeno (EPH) Se da entre el "H" y los átomos pequeños y de gran EN de la T.P.M (F,O,N) como el HF; H2O; NH3; también se da entre sustancias polares con grupos OH: CH 3 OH; CH3COOH; HNO 3 o NO2OH, etc.

• H2O(S): sea : Las moléculas de H2O se unen en cristales que siguen planos hexagonales, entonces el vacío está rodeado de 6 moléculas de agua, veamos:

47

Institución Educativa Privada “DEUNI”

Quími ca

 Punto de ebullición. Un líquido empieza a hervir cuando la presión de su vapor iguala a la presión externa ( P.atm) . Ejemplo: Luego: DH2O(L) > DH2O(S)

C. Ent r e Mol écu l as: pol ar y apol ar 1. Enlace dipolo-dipolo inducido ó fuerza de Debye (ED-DI)

 Presión de vapor. Todo líquido se evapora con menor o mayor velocidad que otro.

Se da entre sustancias de moléculas polar y apolar respectivamente.

A mayor fuerza intermolecular, menor velocidad de evaporación y menor presión de vapor.

Ejemplo: La mezcla de agua (líquido ) y CO2 (gas) en una botella con agua mineral a alta presión. Sabemos que:

B. Ent r e mol écul as apol ar es 1. Enlace dipolo instantáneo - dipolo instantáneo o fuerzas de London (Fdl) Se da para gases de moléculas apolares deformadas por una alta presión externa, las cuales se transforman en dipolos instantáneos, estas se atraen y generan la licuefacción del gas.

Observación:

ESTA DO SÓLIDO Es todo material que a temperatura ambiente adopta forma y volumen definido, debido a que entre sus partículas componentes, la fuerza de cohesión es mayor que la fuerza de repulsión.

I.

OT RA S CA CTERÍST ICA S •

48

RA

Son incompresibles y rígidos al calentarlos, la mayoría de ellos se dilatan aumentando su volumen.

•

Si se reduce bruscamente la temperatura en ellos, (T 70 º C) cambiarán al estado ultrafrío.

Institución Educativa Privada “DEUNI” •

•

Sus partículas componentes solo poseen movimiento vibratorio por lo que su difusión es muy lenta (en años) o nula. Su entropia es muy baja.

II. CLA SES DE SÓLIDOS

Quími ca

Pueden ser amorfos y cristalinos.

A. Sól idos amor f os Son aquellos sólidos que en su estructura interna;

49

sus partículas no presentan una geometría definida, por la presencia de impurezas; algunas las llaman también "líquidos sobreenfriados".

Propiedades generales • Poseen punto de fusión definido. • Son anisotrópicos osea algunas de sus propiedades físicas dependen de la dirección en la que son medidas. • Isomorfismo: cuando sustancias diferentes cristalizan en el mismo sistema. Ejemplo: Na C: Sistema cúbico Hierro: Sistema cúbico • Polimorfismo: cuando una misma sustancia se puede presentar en 2 o más formas cristalinas diferentes.

Ejemplo: El vidrio, brea, plásticos, etc. Propiedades generales • No poseen punto de fusión definido. • Son isotrópicos ya que en cualquier dirección algunas propiedades físicas son iguales. • Por lo general son mezclas y no sustancias.

B. Sól i dos cr i st al i nos Están formados por partículas discretas que siguen una distribución ordenada tal que el conjunto adquiere una geometría espacial definida.

Ejemplo: CaCO3 (romboedrico): Calcita CaCO3 (ortorrómbico): Aragonita

Clases de sólidos cristalinos

ESTA DO LÍQUIDO Un líquido es un fluido cuyo estado es intermedio entre el sólido y gas, posee forma variable y volumen definido, ade-

•

Son isotrópicos, su grado de compresibilidad es muy pequeña (despreciable).

más entre sus moléculas las fuerzas de cohesión y repulsión

II. PROPIEDA DES INT ENSIVA S

son equivalentes.

I.

CA RA CTERÍST GENERA LES • •

ICA

S

A. Pr esi ón de vapor de un l íqui do o t ensión de vapor Es el conjunto de choques de las moléculas del vapor

El desorden molecular o iónico (entropía) es mayor

contra las paredes del recipiente que lo contiene, a

que en un sólido pero menor que el de un gas.

cierta temperatura. Se mide cuando los procesos de

La Ec molecular es directamente proporcional a la

condensación y evaporación están en equilibrio.

temperatura.

Tabla de viscosidad de algunos líquidos y gases

 A mayor fuerza intermolecular el líquido es menos volátil y la presión de su vapor es bajo.

•

A 20 ºC y 1 atm de presión

B. Pun t o d e eb ul l i ci ón Es la temperatura a la cual hierve un líquido y ello ocurre cuando la presión de su vapor iguala a la presión externa sobre la superficie líquida. La ebullición es un proceso violento donde toda la masa líquida pasa al estado de vapor, sin cambiar la temperatura (mientras que haya líquido). La ebullición normal Es la temperatura a la cual la presión de vapor es 1 atm ó 760 mmHg. A mayor altitud en la tierra: menor presión atmosférica, entonces menos temperatura de ebullición.

 A mayor temperatura, menor viscosidad o mayor fluidez.

 Relación de viscosidades. Se da en el viscosímetro de Ostwald para un líquido “L” respecto al agua. Observación: En Lima los frijoles cuecen mejor que en Huancayo.

pero DH 2 g/cm3 y

O

=1

O

= 1 cp

2

mL= DL tL t H2O

C. Vi scosi dad ( ) Es la resistencia que ofrece la capa de un líquido a fluir sobre otra adyacente. Esta depende de la fuerzas intermoleculares, de la forma y tamaño de las moléculas. Por lo general:

sólido líquido gas

D. Tensión super ficial ( ) Es la medida de la fuerza elástica por unidad de longitud, que actúa en una superficie líquida. También se dice que es la energía requerida para expandir la superficie de un líquido, cierta unidad de área. F

Sean 2 capas adyacentes de un líquido de área "A",

N

;

W L

dina

;

F•L= = TF = L•L A

erg

;

J

donde una de las capas se deslizan con una fuerza

Unidades: m

"F" a una rapidez o velocidad v.

La tensión superficial ( ) se debe a la fuerza resultante que presentan las moléculas en la superficie del líquido que las atraen hacia el interior, formando una especie de capa o película. Esto explica el por qué ciertos insectos pueden caminar o cuerpos livianos (aguja o guilletts) pueden permanecer flotando en la superficie del agua.

Unidades en el sistema c.g.s.

g

50

H

cm

• cm

cm

2

cm

2

m

  

s 2 cm s

2

• cm



g cm • s

poise (p)

•

Por la tensión superficial las fuerzas intermoleculares tratan de reducir el área superficial a la forma esférica.

51

Ejemplo: Gotas de Hg y agua.

Hg

•

La presencia de sustancias tensoactivas (jabón y detergente) disminuyen la tensión superficial.

H2O

Tabla de tensión superficial de algunos líquidos a 20 °C.

Cálculo de depresión capilar (h) en función de la tensión superficial ( ) g : gravedad r : radio del tubo capilar D : densidad del líquido g : Tensión superficial; g = 980 cm/s2. g : Aceleración de la gravedad g : 980 cm/s2.

Factores que afectan la tensión superficial • A mayor temperatura, menor tensión superficial. • La presencia de iones en un líquido polar, au- menta la tensión superficial.

 A, mayor fuerza intermolecular ( líquido no valátil) , entonces es mayor el calor de vaporización, punto de ebullición, viscosidad y tensión superfical, pero es baja la velocidad de evaporación.

DIA GRA MA DE GA S ES Y C URVA DE CA LENTA MIENTO Y ENFRIA MIENT O I.

CURVAS DE CALENTAMIENTO Y ENFRIA- MIENTO En el laboratorio, se puede tomar una muestra sólida de una sustancia pura y registrar cada minuto su temperatura mientras se calienta a una velocidad constante. Los datos se pueden usar luego para trazar una gráfica de temperatura en el eje de las ordenadas contra el tiempo de calentamiento, en el eje de las abscisas. Conforme se calienta la muestra sólida, se observa que la temperatura sube de manera regular hasta que comienza la fusión y permanece mientras que toda la muestra sólida se convierta en sustancia líquida. Si el calentamiento continúa, se observa que la sustancia líquida incrementa su equilibrio líquido–vapor y la temperatura permanece constante mientras se encuentre algo de sustancia en la fase líquida. Si la muestra está en un recipiente cerrado, el vapor no podrá escapar y su temperatura comenzará a elevarse otra vez, si se continúa el calentamiento, después de la temperatura de ebullición, produciéndose vapor sobrecalentado, como es el caso que ocurre en una olla de presión.

Curva de calentamiento del hielo hasta su conversión en vapor de agua desde – 25 °C hasta + 125 °C.

II. DIAGRAMA DE FASES El equilibrio entre un líquido y su vapor no es el único equilibrio dinámico que puede existir entre los estados de agregación de la materia. En condiciones apropiadas de temperatura y presión, un sólido puede estar en equilibrio con su estado líquido o incluso con su fase de vapor. Un diagrama de fases es una forma gráfica de resumir las condiciones en las que existen equilibrios entre los diferentes estados de agregación de la materia, y también nos permite predecir la fase de una sustancia que es estable a determinadas condiciones de temperatura y presión. La forma general de un diagrama de fases para una sustancia que exhibe tres fases. El diagrama contienen tres curvas importantes, cada una de las cuales representa las condiciones de temperatura y presión en las que las distintas fases pueden coexistir en equilibrio. • La línea de A y B es la curva de presión de vapor del líquido; representa el equilibrio entre las fases líquida y gaseosa. El punto de esta curva en el que la

presión de vapor es de 1 atm es el punto de ebullición normal de la sustancia. La curva de presión de vapor termina en el punto crítico. (B), que es la temperatura crítica

y la presión crítica de la sustancia. Más allá del punto crítico, no es posible distinguir las fases líquida y gaseosa. • La línea de A a C representa la variación de la presión de vapor del sólido al sublimarse a diferentes tem- peraturas. • La línea de A a D representa el cambio del punto de fusión del sólido al aumentar la presión, esta línea suele tener una pequeña pendiente hacia la derecha al aumentar la presión. Para la mayor parte de las sustancias, el sólido es más denso que el líquido; por tanto, un aumento de la presión por lo regular favorece la fase sólida, más compacta. Por ello, se requieren temperaturas más altas para fundir el sólido a presiones más altas. El punto de fusión de una sustancia es idéntico a su punto de congelación. La única diferencia entre los dos es la dirección en que debe cambiar la temperatura para que se efectúe el cambio de fase. El punto de fusión a 1 atm es el punto de fusión normal. El punto A, donde se intersecan las tres curvas, se conoce como punto triple. A esta temperatura y presión las tres fases coexisten en equilibrio. Cualquier otro punto de las tres curvas representa un equilibrio entre dos fases. Cualquier punto del diagrama que no cae, en una línea, corresponde a condiciones en las que solo está presente una fase. Cabe señalar que la fase gaseosa es la fase estable a baja presión y alta temperatura, las condiciones en las que la fase sólida es estable se extienden a temperaturas bajas y presiones altas. El intervalo de estabilidad de los líquidos está entre las otras dos regiones.

Problema 1 El punto normal de ebullición de un líquido: UNI Nivel fácil A ) Es 100 °C. B) Es el punto de ebullición en condiciones normales.

Forma general de un diagrama de fases de un sistema que exhibe tres fases: gas, líquido y sólido.

III. TEMPERATURA Y PRESIÓN CRÍTICAS Los gases se pueden licuar comprimiéndolos a una temperatura apropiada. Al aumentar la temperatura, los gases se vuelven más difíciles de licuar porque sus moléculas tienen mayor energía cinética. Para cada sustancia, existe una temperatura por encima de la cual el gas no puede licuarse, independiente de la presión que se aplique. La temperatura más alta en la que una sustancia puede existir como líquido es su temperatura crítica. La presión crítica es la presión que debe aplicarse para lograr la licuefacción a esta temperatura crítica, cuanto más intensas sean las fuerzas de atracción intermoleculares, más fácil será licuar un gas, y por tanto, más alta será la temperatura crítica de la sustancia. Las temperaturas y presiones críticas de la sustancia, a menudo, tienen una importancia considerable para los ingenieros y otras personas que trabajan con gases porque proporcionan información acerca de las condiciones en que los gases se licuan. A veces, nos interesa licuar un gas; otras veces queremos evitar licuarlo. Es inútil tratar de licuar un gas aplicando presión, si el gas está por encima de su temperatura crítica. Temperaturas y presiones críticas de algunas sustancias selectas.

D) Varía con la presión. E)

) Es la temperatura en la que la pre- sión de vapor del líquido es igual a la presión externa.

C) Es el punto de ebullición a una atmósfera de presión.

Respuesta: C) Es el punto de ebullición a una atmósfera de presión. Problema 2 Resolución:

Todo líquido empieza a hervir cuando la presión de su vapor igual a la presión externa (Patm ).

La presión de vapor de un líquido en un recipiente cerrado:

UNI Nivel intermedio

A ) Depende de la cantidad de líquido. B) No depende del área superficial.

de vapor contra las paredes del recipiente que lo contiene a cierta temperatura.

A) O2

Respuesta: C) Depende de la tem-

E) HCl

C)

Cl2

B) HF D) NH3

C) Depende de la temperatura y de la naturaleza del líquido. D) Depende de la forma del recipiente. E) ) No depende de ninguno de estos factores. Resolución: La presión de vapor de un líquido es el conjunto de choques de las moléculas

peratura y de la naturaleza del líquido. Problema 3 ¿Cuál de las siguientes sustancias se espera que tenga el menor punto de ebullición? UNI Nivel difícil

NIV EL I 1.

El hielo tiene menor densidad que el agua líquida porque: A ) El agua líquida constituida por conglomerados moleculares unidos por puentes de H; el hielo, no. B) En el hielo, se unen 6 moléculas de H2O mediante puentes de hidrógeno que dejan un espacio central vacío. C) El hielo está constituido por 3 moléculas de H2O unidas por puentes de H que dejan un espacio central vacío. D) En el hielo, las moléculas de H2O se encuentran formando conglomerados moleculares sin puentes de hidrógeno. E) ) El hielo está conformado por 6 moléculas de H2O

C) Su geometría es piramidal. D) En fase sólida no conduce la electricidad. E) ) Sus soluciones acuosas sí con- ducen la electricidad. 4.

5.

Indicar con (V) verdadero y (F) falso: I. El cloruro de sodio NaCl es soluble en agua. II. El enlace O–H en el H2O posee mayor. III. En el hielo seco (CO2), los enlaces interatómicos son polares. A) D)

6.

Tanto en estado sólido como líqui-

unidas por puentes de H en forma compacta. 2.

Oxígeno, azufre, selenio y teluro están en el mismo grupo en la tabla periódica y forman hidruros H2O, H2S, H2Se, H2Te, de los cuales el único compuesto líquido es el agua. Ello se debe a: A) Diferencia en electronegatividades. B) Sus tamaños moleculares. C) Presencia de enlaces hidrógeno en el agua. D) Sus masas moleculares. E) ) El agua es un compuesto polar.

De las siguientes sustancias en estado condensado. ¿En cuáles se presentan únicamente fuerzas de London? I. SO2 II. Ar III. HBr IV. SiH4 A ) I y III B) I y IV C) II y III D) II y IV E ) I y II

do, el CCl4 es molecular en la natu3.

Se combinan químicamente 7X y 9W que propiedad probablemente no se le asocia al compuesto formado. A ) Presenta bajo punto de ebullición.

Resolución: A menor fuerza intermolecular menor es la temperatura de ebullición. Respuesta: A) O 2

7.

El punto normal de ebullición de un líquido: A ) Es 100 °C. B) Es el punto de ebullición en con- diciones normales. C) Es el punto de ebullición a una atmósfera de presión. D) Varía con la presión. E) ) Es la temperatura en la que la presión de vapor del líquido es igual a la presión externa.

NIVEL II 8.

La presión de vapor de un líquido en un recipiente cerrado: A ) Depende de la cantidad de líquido. B) Depende del área superficial. C) Depende de la temperatura y de la naturaleza del líquido. D) Depende de la forma del recipien te. E) ) No depende de ninguno de es- tos factores.

9.

¿Cuál de las opciones siguientes indica fuerzas de atracción intermo-

lecular extremadamente débiles en un líquido? B) Sus unidades químicas son las moléculas.

raleza. Al comparar el CCl4 sólido con el líquido se observa que: A ) es mucho más comprimible y de mayor ordenamiento. B) contiene moléculas muy mó- viles y ampliamente separadas. C) contiene moléculas unidas por enlaces covalentes. D) es un arreglo de moléculas des- ordenado con movilidad más o menos restringida. E) ) es un estado en el cuál las fuer- zas intermoleculares son insig- nificantes.

A ) Un punto de ebullición muy elevado. B) Una presión de vapor muy alta. C) Una temperatura crítica muy alta. D) Un calor de evaporación muy alto. E) ) Elevada tensión superficial.

10. El polonio cristaliza en una red cúbica simple. El número de átomos de polonio por celda unitaria es: A) 1 B) 2 C) 4 D) 6 E) 0

11. El dióxido de carbono sólido cristaliza en una red cúbica con cuatro moléculas de CO2 por celda unitaria. Por tanto, se le debe clasificar como: A ) Cúbico sencillo B) Cúbico simple C) Cúbico centrado en el cuerpo D) Cúbico centrado en las caras E ) Cualquiera de las opciones

A)

2He

B)

C) Br2 86Rn

18Ar

D)

E)

A ) Aumenta la temperatura.

54Xe

15. A escala atómica, los sólidos cristalinos son: A ) Compresibles y desordenados B) Compresibles y ordenados C) Incompresibles y ordenados D) Incompresibles y desordenados

12. El oro se presenta como una red cúbica centrada en las caras. Cada celda unitaria contiene átomos de oro. A) 1 B) 2 C) 3 D) 4 E) 5

E)

Incompresibles

16. La presión parcial en equilibrio del vapor de agua sobre una muestra

E)

) Aumenta con el invierno.

A ) O2

B) HF

D) NH3

E ) HCl

C) Cl2

19. ¿Cuál de las siguientes sustancias tiene el mayor punto de ebullición?

de agua líquida se aumenta a 0,20

A ) O2

B) Ar

C) He

D) HF

E ) HCl

equilibrio del vapor de agua sería: A ) 25 torr

20. ¿Cuál de las sustancias siguientes tiene las mayores fuerzas intermoleculares de atracción?

B) 12,5 torr C) 50 torr D) No puede ser determinada sin

E)

La fuerza de Keeson es _________

A ) H2O

B) H2S

conocer el volumen del

C) H2Se

D) H2Te

recipiente.

E ) H2

) 75 torr

__________

7.

________________________________________ El enlace puente hidrógeno se da entre __

_

El agua líquido esta rodeado por

_

El hielo seco es un sólido: Covalente

molecular

_

________________________________________ 3.

D) Se aumenta el número de moles de la sustancia presente.

de 25 torr a 25 °C. Si la cantidad

constante, la presión parcial en el

el mismo que el del:

2.

C) Aumenta la presión atmosférica.

de 0,10 moles de agua líquida es

moles, manteniendo la temperatura

14. El punto de ebullición del flúor, F2 (Z = 9) es aproximadamente

1.

B) Se retira la tapa del recipiente y éste queda expuesto a la atmósfera.

18. ¿Cuál de las siguientes sustancias se espera que tenga el menor punto de ebullición?

NIVEL III

13. Al enfriar el nitrógeno a < 63 K, el elemento cristaliza. Las fuerzas inter- moleculares de atracción responsa- bles de mantener las moléculas en sus sitios en la red se llaman: A ) Enlaces de dispersión B) Enlaces simples C) Enlaces dobles D) Enlaces triples E) ) Atracción dipolo-dipolo

17. La presión del vapor de una sustancia se incrementa cuando:

8. _

El sólido buen conductor, blando y tenaz es: Ag

C

________________________________________

4.

9.

El agua sólida es rodeada por formando cristales.

5.

El NaCl(S) es mal conductor __

_

_

_

_

_

________________________________________ _

_

_

_

________________________________________ 6.

Un sólido amorfo es aquel

El enlace que predomina en el SiO2 es _

_

________________________________________ ________________________________________ 10. Un sólido cristalino es aquel

_

_

________________________________________

________________________________________

Institución Educativa Privada “DEUNI”

1. Se combinan químicamente

17X

y

37W.

Químic a

•

La unidad de medida del momento dipolar es el Deybe(D).

¿Qué propiedad probablemente no se le asocia al

A) FFV

B) VFF

compuesto formado.

C) VFV

D) FVV

A) Presenta elevado punto de fusión.

E) VVV

B) Sus unidades químicas son las moléculas. C) Es posible que sea soluble en agua. D) En fase sólida, no conduce la electricidad. E) Sus soluciones acuosas sí conducen la electricidad. 2. De las proposiciones: I.

Los

puentes

de

hidrógeno

entre

molécu- las de agua son responsables de los altos puntos de fusión y de ebullición del agua. II. Las moléculas BCl3 y PCl3 son moléculas no polares. III. En el peróxido de hidrógeno H2O2 los dos átomos de oxígeno posee híbridación sp3. Son correctas: A) C) E) 3. Señalar "V" o "F", según corresponda: •

Los gases nobles también pueden experi- mentar fuerzas de dispersión de London.

•

El enlace más débil es el puente hidrógeno. 55

Institución Educativa Privada “DEUNI”

Químic a

4. ¿Qué sustancia presenta fuerzas de dispersión de London principalmente?

6. ¿Cuál de los siguientes tipos de sólidos

N2O3

B) PCl5

tie- nen generalmente los puntos de

C) HNO2

D) HCN

fusión más bajos?

A)

E) K2O

A) Aquellos que están compuestos por mo- léculas simétricas pequeñas.

5. Los líquidos se evaporan cuando: A) Desaparecen las fuerzas de atracción entre los átomos en la molécula. B) El calor de evaporación es elevado. C) El movimiento térmico supera las fuerzas de atracción entre las moléculas. D) El movimiento térmico se detiene lo suficiente como para que las moléculas escapen. E) Los enlaces se rompen dentro de la molécula.

56

B) Aquellos que están compuestos por iones positivos y negativos pequeños. C) Aquellos en los cuales compuestos por moléculas polares. D) Aquello en los cuales los átomos están ligados con enlaces covalentes y forman así una red. E) Aquellos que están formado por iones positivos y electrones móviles.

7. ¿Cuál de las siguientes entidades moleculares tendría la mayor presión de vapor a 25 °C? A) Un sólido formado por moléculas no pola- res que tiene un peso molecular de 100. B) Un sólido formado por moléculas polares que tiene un peso molecular de 100. C) Un sólido constituido por una red de enlaces covalentes (PM = 100). D) Un sólido iónico (PM = 100). E) Todas las entidades anteriores tendrían, en esencia, la misma presión de vapor. 8. El Bromo líquido, Br2, y el ICl tienen casi los mismos pesos moleculares, a pesar de ello, este último hierve a una temperatura 38 °C mayor que la del bromo. Esto se debe a que: A) Las fuerzas de dispersión en el ICl son más fuertes que en el Br2. B) El ICl es un compuesto iónico, y el Br2 es molecular. C) El enlace de la molécula de ICl es más fuerte que en el Br2. D) La longitud de enlace de la molécula de Br2 es mayor que en el ICl. E) El ICl es una molécula polar, y el Br2 es no polar.

9. ¿Con cuál de las condiciones siguientes se describe una sustancia con fuerzas inter-

D) Una aproximación muy cercana entre las variables calculadas y observadas de la ley de los gases ideales. E) Un calor de fusión relativamente bajo. 10. El punto de ebullición del HF es mayor que el del HCl porque: A) El HF es más ligero que el HCl y, por tanto, necesita más energía cinética para evaporarse. B) Las fuerzas (de dispersión) de London son mayores en HF. C) El enlace de hidrógeno en el HF es mayor que en el HCl.

moleculares relativamente intensas? A) Una presión de vapor relativamente alta a temperatura ambiente. B) Un punto de fusión relativamente bajo. C) Un calor molar de evaporación relativa- mente alto.

D) La presión de vapor del HF es tan alto que las moléculas no pueden evaporarse. E) Todas las opciones anteriores son correctas. 11. ¿Cuál de las afirmaciones siguientes es ver- dadera? A) Los enlaces covalentes son más débiles que las fuerzas de Van der Waals entre las moléculas. B) Los enlaces covalentes tienen aproxima- damente la misma fuerza que las atrac- ciones de dipolo-dipolo y, de hecho, éste es otro nombre del enlace covalente. C) Los enlaces de hidrógeno entre las molécu- las de agua son más fuertes que los enlaces covalentes en las moléculas del agua. D) Las atracciones de dipolo-dipolo entre las moléculas de SO2 son más débiles que los enlaces covalentes en las molé- culas de SO2. E) Las fuerzas de dispersión entre las moléculas son más fuertes que la mayoría de los enlaces iónicos.

12. El calentamiento progresivo de un sólido en su punto de fusión no produce un aumento de temperatura porque la energía térmica que se absorbe se emplea en: A) Aumentar la energía cinética media de las partículas del sólido. B) Expandir el mercurio del termómetro en uso. C) Superar las fuerzas de atracción entre las unidades del sólido. D) Disminuir la energía potencial media de las partículas del sólido. E) Evaporar el líquido formado por la fusión. 13. De los procesos siguientes. ¿En cuál se rom- pen los enlaces covalentes? A) Fusión del cloruro de sodio CO2(s)  CO2(g) B) C) Evaporación del agua NH3(liq)  NH3(g) D) E) C(s. diamante)  C(g) 14. Señalar verdadero (V) o falso (F) según co- rresponda respecto a los sólidos de red iónicos: • Los iones de un sólido iónico sólo pueden vibrar en posiciones fijas de modo que los sólidos iónicos son malos conducto- res térmicos y eléctricos. • Los sólidos iónicos son isotrópicos. • Los cloruros de los metales alcalinos son ejemplos de sólidos iónicos. A) FFV B) FFF C) VFV D) VFF E) VVV 15. Señalar verdadero (V) o falso (F) según corres- ponda respecto a los sólidos de red covalente:

•

•

Consisten en átomos unidos, redes o cadenas mediante enlace covalente. Los sólidos covalentes presenta puntos de fusión más altos que los sólidos moleculares.

•

El SiO2 y el diamante son ejemplos de sólidos covalentes. • El grafito es un sólido covalente y un buen conductor eléctrico. A) VVFV B) VFVV C) VFFV D) VFVF E) VVVV 16. Señalar verdadero (V) o falso (F) según corresponda, respecto a los sólidos moleculares: • Consisten en átomos o moléculas unidas por enlace covalente. • Poseen puntos de fusión elevados. •

Son ejemplos de sólidos moleculares: H2O(s), CO2(s) y C12H22O11(s)

17. Señalar verdadero (V) o falso (F) según corresponda: • Los sólidos metálicos son buenos conductores del calor y la electricidad.

•

Los metales cristalizan en forma de sólidos en los que los iones metálicos se encuen- tran en los puntos de la red, rodeados de un "mar de electrones" deslocalizados. • Todos los metales son sólidos a temperatura ambiente. A) VFV B) VVF C) VFF D) VVV E) FVV 18. Relacionar correctamente: I. II. A) III. D) IV. V. A) C)

NaCl(s): Sólido iónico CO2(s): Sólido molecular SiO2(s): Sólido molecular Ag(s): Sólido metálico H2O(s): sólido molecular I, II, III y IV B) I, III, IV y V I, II, IV y V D) Solo I y IV

E) Todos

19. Señalar verdadero (V) o falso (F) según

20. Con respecto a los sólidos amorfos:

co- rresponda:

I. Son anisotrópicos.

•

El NaCl(s) conduce a electricidad en

•

estado fundido. El diamante es buen conductor eléctrico.

II. Poseen puntos de fusión definidos.

•

El vidrio presenta un ordenamiento

III. Las partículas en los sólidos amorfos están dispuestas en forma irregular. IV. La ruptura de un sólido amorgo produ- ce fragmentos que poseen

re- gular de sus partículas. •

los mismos ángulos intersticiales.

El CO2(s) presenta una elevada

Es correcto afirmar:

presión de vapor, respecto al hielo. A) VFVV

B) VFVF

C) VFFF

D) VVFV

A) I, II y IV

B) I, III y IV

C) Solo I y III

D) Solo III

E) Solo III y IV

E) VFFV

1. 2. 3. 4. 5. 6. 7. 8. 9. 10.

B C C B C A A E C C

11. D 12. C 13. E 14. C 15. E 16. A 17. B 18. C 19. E 20. D

UNIDADES QUÍMICAS DE MASA ESTADO GASEOSO: 3 LEYES ECUACIÓN UNIVERSAL DE LOS GASES

Los gases, igual que los líquidos, no tienen forma fija pero, a diferencia de éstos, su volumen tampoco es fijo. También son fluidos, como los líquidos. En los gases, las fuerzas que mantienen unidas las partículas son muy pequeñas. En un gas el número de partículas por unidad de volumen es también muy pequeño. Las partículas se mueven de forma desordenada, con choques entre ellas y con las paredes del recipiente que los contiene. Esto explica las propiedades de expansibilidad y compresibilidad que presentan los gases: sus partículas se mueven libremente, de modo que ocupan todo el espacio disponible. La compresibilidad tiene un límite, si se reduce mucho el volumen el que se encuentra confinado un gas éste pasará a estado líquido. Al aumentar la temperatura las partículas se mueven más deprisa y chocan con más energía contra las paredes del recipiente, por lo que aumenta la presión.

UNIDA DES QUÍMIC A S DE MA S A I.

PA RA UN ELEMENT O

II. PA RA UNA SUSTA NCIA MOLECULA R

A. Masa at ómi ca (P.A) 

P.A. (E)

A. Masa molécular ( M )

masa de un átomo (E) 1 masa de un átomo 12

Masa de un átomo de g

 ) 12

 C)2 10 12

M  1 12

C

23

= 12 uma

Masa de una molécula 12 Masa de un átomo C

 )

También:

M   P.A (Elementos)

Tabla de P.A aproximados: Ejemplo:

Hallar la masa molécular ( M ) • H2O

: M = 2.1 + 16 = 18 uma

• P4O10

: M = 4.31 + 10.16 = 284 uma

• H3PO4

: M = 3.1 + 31 + 4.16 = 98 uma

B. Par a un el ement o 1 mol P.A(g) 6,  23 022 10 átomos

N

• Su masa es 56 g. 23

NA

A

= Número de avogadro

Masa de un 

átomo

P.A.    NA 



1mol ( Fe) • Contiene 6,022.10

átomos Fe.

 A  • Contiene 1mol de átomos de Fe.

P.A = 56 • Contiene N átomos de Fe.

59

Institución Educativa Privada “DEUNI” B. 1 mol de una sust anci a molecular 1 mol = M(g) = 6,022.10

Ejemplo:

Masa de una molécula

23

Quími ca Se cumple que:

moléculas

N° moléculas(A) = N° moléculas (B) N° moles (A) = N° moles (B)

 M  



g N A  

C. H ipót esi s de Avogadr o

Sean A y B, 2 gases tal que:

D. Condi ciones nor mal es ( C.N ó PTN) Un gas está a C.N si: P = 1 atm = 760 mmHg = 101,3 kPa T = O °C = 273 K = 32 °F = 492 R

E. Volumen molar (Vm) Es el volumen ocupado por 1 mol de un gas a cierta condición de P y T.

F. Vol umen mol ar nor mal (V.m.n) Es el volumen ocupado por 1 mol de un gas, pero sólo a C.N.

V.m.n = 22,4 L /mol

VA PA TA

 VB

  Condiciones de Avogadro  PB   TB  

 1 mol a C.N = 22,4 L  2 mol a C.N = 44,8 L  Regla memotécnica C HA PE en un BO T E a un G AY Voluminoso

III. ECUA CIONES IMPORTA NT ES Número de moles para un gas.

Nmoles n 

m Nmoléculas o átomos V   Vm.n M NA a C.N

Donde: M: masa molar

ESTA DO GA S EOS O: 3 LEYES Y GRÁ FICA S I.

GA S REA L

Es aquel material que existe en forma natural en dicho estado, además no posee forma ni volumen definido, ya que ello depende del recipiente que lo contiene; también entre sus moléculas, la fuerza de repulsión, es mucho mayor que la fuerza de cohesión.

A. Cualidades de un gas r eal • • • • •

60

Temperatura baja Volumen pequeño Presión alta Velocidad y energía cinética de sus moléculas es alta Volumen de cada molécula es mayor de cero

volumen que le sea posible independientemente •

Fuerza de cohesión es mayor de cero

B. Ot r as cual i dades 1.

Expansibilidad. Todo gas trata de ocupar el máximo

Institución Educativa Privada “DEUNI” de los otros gases que lo acompañan. 2. Compresibilidad. Todo gas puede ser fácilmente comprimido a volúmenes pequeños. 3. Difusión. Todo gas puede pasar de un recinto a otra mezclándose con otros gases. 4. Efusión. Todo gas puede pasar a través de orificios pequeños de una pared permeable o semipermeable.

Quími de un gas ca al chocar

5. Elasticidad. Las moléculas mutuamente consigo mismo y contra las paredes del recipiente que los contiene no pierden nada de su energía cinética osea, los choques son perfectamente elásticos. 6. Presión. Está dada por la suma de los diferentes choques que hay entre las moléculas contra las paredes del recipiente que lo contiene.

61

II. GA S IDEA L O PERFECTO Como su nombre lo indica es todo aquel gas hipotético que cumple con las leyes de Boyle, Charles y Gay – Lussac.

• •

el mismo y su masa no varíe.

2. La fórmula:

A. Cual idades de un gas i deal • • • •

Observaciones: 1. Las fórmulas solo se aplican cuando el gas sea

Temperatura muy alta. Volumen alto. Presión muy baja. Velocidad y energía cinética de sus moléculas es muy alta. Volumen de cada molécula es igual a cero. Fuerza de cohesión es igual a cero.

B. Leyes de l os gases ideales

1

K T1

P2.V2 T2

1

P D1.T1

estar en unidades absolutas. presión o temperatura se supone que éstas son absolutas y/o normales.

D. Gráf icas de gases ideales



P2

D2.T2

P1 . V1 P2 . V2 K

K 1

T

3. Ley de Gay – Lussac: (Proceso isocórico, isovolumétrico o isométrico: V cte). Para una misma masa gaseosa si el volumen es constante, entonces la presión absoluta es directamente proporcional con su temperatura absoluta.

P1 K P2 T1 T2

2

4. Si en un problema no nos dicen nada de la

2. Ley de Boyle - Mariotte: (Proceso isotérmico: T  cte) Para una misma masa gaseosa, si la temperatura es constante, entonces la presión absoluta es inversamente proporcional con su volumen.



2

se puede aplicar cuando la masa del gas varíe.

1. Gráfica P vs V



1

3. En cualquiera de las fórmulas la P y T deben

1. Ley de Clausius (Proceso general) Se cumple cuando la presión, volumen y temperatura varían simultáneamente.

P1.V1

P P2 D 1T  D T

V

2. Gráfica P vs T

4. Ley de Jacques Charles. (Proceso isóbárico: P  cte) Para una misma masa gaseosa si la presión es constante, el volumen es directamente proporcional a su temperatura absoluta.

V1 T1



V2 T2

K P

3. Gráfica V vs T

4. Ley de Clapeyron: ecuación universal de las clases ideales Llamada también ecuación de estado, establece una condición particular de un gas ideal definida por su presión, volumen y temperatura. Esta se expresa así:

Pv nRT Donde: P  presión absoluta del gas. V  volumen del gas. T  temperatura absoluta del gas. n  moles del gas. R  constante universal de los gases.

atm.

R = 0,082 mol K

mmHg. R = 62,4  mol K

Problema 1 A condiciones normales (1 atm y 273,15 k) la densidad del H2 es de 0,09 g/L y

de 380 mmHg, ¿qué volumen ocupará el gas, en mL a condiciones normales? UNI

mmHg

la 3,24 g/L. ¿Cuál de los gases se

del

Nivel intermedio

C2

difunde más rapidamente y cuántos veces más rápido que el otro?

A) 50 L D) 80 L

UNI Nivel fácil C) 10 L

B) 60 L E) 30 L

Resolución: Análisis de los datos:

VH

La relación es:

2 VC  2

VH

2

VC

DC 2

Resolución: Análisis de los datos: P = 380 mmHg Pv = RTn V = 1L T = 273 + 273 = 546 K

UNI Nivel difícil B) 28 g D) 1,93 g

A) 0,279 g C) 2,79 g E) 0,11 g Resolución: Análisis de los datos:

Reemplazando en Pv = RTn 380 x 1 = 62,4 x 546 n

V = 0,25 L P = 740 mmHg; R = 62,4

0,01 = n A.C.N. Vn = 22,4 L/mol

De la ecuación universal:

DH2

6 VH 6VC 2 C2

El H2 es 6 veces más rápido que . el

A ) 0,5 D) 500

de presión y 25 ºC?

W = ?g; M 28 g/mol; T = 25 ºC = 298 K

2

2

Problema 3 ¿ C u ál es la m as a de 250 mL de nitrógeno (N2) medidas a 740

P.V. 

W M

RT W 

PvM RT

Problema 2 L Respuesta: B) 60 L El volumen de un gas a 1000 mL a la temperatura de 273 ºC y a la presión

1 mol

22,4

 0,01 mol

(740)(0, 25)(28) (62, 4)(298)

x

x = 0,25 L

W = 0,279 g Respuesta: B) 0,25

Respuesta: C) 2,79 g

NIV EL I 1.

Dadas las afirmaciones:

B) 14 L

C) 25 L

D) 18 L

9.

preciso dar a una masa de gas, para que su volumen aumente

E ) 22,4 L

Una de las propiedad de los

1/4

aumenta

•

gases es su elevada entropía. Los gases presentan grandes

•

5.

•

El O2 de un balón de acero indefor-

de capacidad. Si en el traslado se pierde 12 g de O2. Determinar la

La compresibilidad de los gases es nula a condiciones in-

masa inicial del gas oxígeno; si la pre-

variables de temperatura.

sión y la temperatura en todo el pro-

¿Cuántas son falsas? C)

2

E)

4

10.

inversamente respecto a la altitud. ( ) La presión que ejerce una columna de 76 cmHg es la misma que ejerce una columna de 10,33 m de agua. ( ) La diferencia entre la presión absoluta y la presión atmos-

6.

C) 600 R

D) 400 K

Un balón metálico contiene un gas

A ) 30,5%

B) 10,7%

Determine cuántos gramos de oxí-

C) 6,25%

D) 3,75%

geno existen en un recipiente si en

E ) 10%

otro de igual capacidad y a las mismas condiciones de presión y temperatura, 4.

11.

contiendo 1,8069 x 1024 moléculas?

10 L de O2

gaseoso a 2 atm de pre-

existen 176 g de CO2 ( M . CO2 = 44)

¿Cuál es el volumen de un gas que se encuentra a 27 °C y a la presión de 4,1 atm

A ) 12,8 g

B) 1,28 g

C) 128 g

D) 1280 g E

) 0,128 g 7.

¿Cuántos átomos de oxígeno habrán en un recipiente que contiene 0,3 L de dicho gas, a 27 °C y 3 atm? (NA = número de avogadro) A ) 0,056 x NA

relación V1 > V2 entonces D1 > D2. B) D) VFFF

B) 600 K

peso de gas extraído.

nen volúmenes con una

C) VVVF

A ) 600 °C

1,5 atm y 27 °C. Hallar el % en

manométrica o interna. ) Si dos cuerpos de igual masa

A ) VFFV FFVV

valor,

10 g de gas la presión disminuye a

férica equivale a la presión ( tie-

su

a 177 °C y 2,4 atm. Si extraemos

Marque verdadero (V) o falso (F) según convenga: ( ) La presión atmosférica varía

de

E ) 727 °C

ceso de mantiene constante. 0

A)

1/5

inicial es 127 °C.

lada a otro balón de acero de 4 L

Los gases están dotadas de

de su valor y la presión

sabiendo que la tempe- ratura

mable de 6 L de capacidad se tras-

una gran energía cinética.

3.

Determinar la temperatura que es

•

espacios intermoleculares.

2.

A ) 28 L

B)

0,073 x NA

C)

0,042 x NA

D)

0,053 x NA E

) 0,035 x NA

E) VVVV

NIVEL II

Una cierta cantidad de N2 se encuentra almacenada en un tanque

8.

Un recipiente contiene cierta cantidad de un gas a 500 mm de Hg. Si

sellado de 20,5 L, a una presión

se agregan 10 g más de este gas, la

de 2 atm y a la temperatura de

presión aumenta a 1500 mm de Hg y

250 K. Calcular la masa de N2.

la temperatura se duplica. Si el

A ) 28 g g C) 14 g

volumen es constante, hallar el peso

E ) 70 g

B) 56 D) 36 g

del gas que había en el inicio. A ) 10 g

B) 20 g

C) 30 g

D) 40 g E

) 50 g

sión, isotérmicamente reduce su volumen a 4 L. Luego manteniendo

el

volumen constante aumenta su presión a 10 atm y su temperatura

a

327

°C.

Determine la tempera- tura inicial del O2. A ) 300 °C

B) 273 °C

C) 127 °C

D) 87 °C E ) 27

°C 12. El compuesto MgSO4. XH2O tiene una masa molar de 246 g/mol.

Determine cuál es la masa

13. Se tiene 32 gramos de óxido férrico,

molar de Cl2Ox. Dato:

Fe2O3. Determinar, ¿cuántas

Ar [Mg = 24, S = 32, Cl = 35,5] A ) 183 g/mol B) 171

moles de hierro están presentes en dicha

C) 119 87 E ) 176

D)

cantidad de sustancia? Dato: Ar [Fe = 56] A ) 0,2

0,1 mol

C) 0,3 E 0,6

)

B) D) 0,4

una hembra es aproximadamente

14. Si el peso fórmula de FexO4 es 232.

–12

1,0 x 10 g. ¿Cuántas moléculas hay en esta masa de feromonas?

Hallar el peso fórmula de N2Ox. Dato: Ar [Fe = 56, N = 14] A) 28

B) 4 6

C) 7 6

D) 9 2

Ar (C = 2; H = 1; O = 16) B) 3,54 x 10–15

B) 3,0

D) 4,46

E ) 1,5

C) 5,5

magnesio polihidratado se desprende toda el agua de hidratación la cual

D) 4,68 x 10–22 E ) 109

XH2O es 322. Determinar el peso fórmula

tiene una masa de 0,32 g. ¿Cuál es

2,13 x

la fórmula de la sal hidratada?

del P4Ox. Dato: Ar [Na = 13, S = 32, P =

17. La sal de Mohr es una sustancia de

B) 284

múltiple uso en química analítica y

D) 304

tiene por fórmula: Determinar en cuántas milimoles de

NIVEL III

Ar (Mg = 24; S = 32; O = 16; H = 1) A ) MgSO3 . 7H2O B) MgSO4 . 5H2O C) MgSO4 . 7H2O D) MgSO4 . 6H2O

(NH4)2Fe(SO4)2 . 6H2O

E ) 144

sal de Mohr están contenidas: 7,2276 . 1021 moléculas de agua.

16. Las feromonas son un tipo especial

E ) MgSO4 . 3H2O 20. ¿Qué masa de Al (SO ) con 20% 2

4 3

de impurezas contiene la misma cantidad de azufre que 200 g de

de compuestos secretados por las

No = 6,023 x 1023

Na2SO4 con 90% de pureza?

hembras de muchas especies de

A) 16

B) 3

m.A. (Al = 27; Na = 23; S = 32)

insectos con el fin de atraer a los

C) 2

D) 1 2

A ) 190,5 g

machos para el apareamiento. Una

E) 24

feromona

tiene

la

B) 170,5 g

fórmula

molecular C19H38O normalmente,

C) 181,8 g 18. ¿Cuántas moles de H2SO4 habrá en

la cantidad de estas feromonas secretada por

1.

A ) 2,5

19. Al calentar 0,625 g de sulfato de

C) 6,02 x 1011

15. Si el peso fórmula del Na2SO4 .

C) 267

Ar (S = 32; O = 16; H = 1)

A ) 1,66 x 10–56

E ) 112

31] A ) 184

95% cuya densidad es 1,84 g/cm3?

D) 180,6 g

250 mL de una solución de H2SO4

E ) 191,6

al

g

El proceso isobárico ocurre a

6.

________________________________________

Según la ley de Gay Lussac se mantiene constante: ________________________________________ ________________________________________

2.

El valor de R para la presión en atm es _________________________________________

7.

Es un gas ideal la temperatura es _________________________________________

3.

Las unidades de la densidad de un gas es _ _________________________________________

8.

En un gas ideal la presión es _________________________________________

4.

El proceso isotérmico corresponde a la ley de: ________________________________________ ________________________________________

5.

La ley de Charles corresponde al proceso:

9.

A condiciones normales la presión y la temperatura son ____________________________________

________________________________________

10. El volumen a condiciones normales de 2 mol de O2 es

________________________________________

________________________________________ ________________________________________

Institución Educativa Privada “DEUNI”

Químic a

1. La temperatura absoluta, de un gas 5. Determinar el volumen que ocupan 80 g de aumenta en un 60% y su presión metano (CH4) gaseoso a 1248 mm Hg y a disminuye en 60%. Hallar el % de cambio 80,6 °F [ M (CH4) = 16]. de volumen. A) 75 L B) 55 L C) 35 L A) Aumentó 200% D) 25 L E) 15 L B) Disminuyó 100% C) Aumento 300%

6. ¿Qué volumen ocupan 5,2 x 1026 moléculas

D) Disminuyó 400%

de un gas ideal a 1327 °C y 420 mm Hg?

E) No sufrió cambio

A)

2. La densidad de un gas a 4,5 atm y 127 °C es 1,06 g/L. ¿Cuál será su densidad a 0,45 atm y 927 °C?

D) 7. Un

balón

de

 de

60

capacidad

contiene amoníaco a 27 °C y 4,1 atm. De

A)

este balón se extraen 67,2 L de gas

C)

medidos

E)

a

condicio-

nes

normales.

¿Cuántos gramos de amonía- co quedan

3. ¿Cuál de los siguientes gases tiene mayor densidad a 960 °F y 7200 Torr?

en el balón? A) 123 D) 108

A) amoniaco B) oxígeno

8. 88 g de CO2 bajo ciertas condiciones

C) cloro D) monóxido de carbono

ocupan un volumen de 12 L, 48 g de

E) dióxido de carbono

oxígeno ocuparán

4. La

densidad

de

un

gas

a

ciertas

a un

las

mismas

volumen

condiciones de:

(Masas

atómicas: C = 12; O = 16)

condiciones de P y T es 10–1 g/L; si se

A) 10 L

incrementa la presión en 2/5 de su valor

D) 8 L

inicial y se dismi- nuye su temperatura absoluta en un 30%.

9. Calcular la temperatura en el punto B:

¿Cuál será la densidad del gas en las nuevas

A) 320 K

condiciones?

B) 300 K A)

1,8 g/L

C)

0,6 g/L

E)

1,2 g/L

65

Institución Educativa Privada “DEUNI” 10. Un mol de un gas ideal experimenta el siguiente proceso isócoro:

Química

13. Se tiene 112 litros de trióxido de azufre gaseoso, SO3, a condiciones normales. Determinar cuántas moléculas de SO3 están presentes en dicha cantidad de sustancia. Dato: No = número de avogadro, Ar [S = 32]. A) C) E)

Hallar el valor de "x". A)

3,437 . 10–22 gramos Determinar la masa atómica promedio del plomo. A) 203 B) 207

C) E) 11. ¿Cuál de las siguientes cantidades de sus- tancias contiene mayor masa? Ar (N = 14; O = 16; H = 1; Fe = 56; Na = 23) A) 1,204 . 1023 átomos de Na 1 mol de N2O5 C) 112 L B)

H2(g) D)

2 No moléculas N2

E) 5 at-g de Fe 12. El oro es un metal que fue empleado por los

14. Un átomo de plomo tiene una masa de:

antiguos artesanos para elaborar

C) 191 E) 200,2

D) 210

15. La molécula de menor masa molar es: Dato: Ar (C = 12; Cl = 35,5; O = 16) A) Dióxido de carbono B) Cloro gaseoso C) Monóxido de carbono D) Oxígeno molecular E) Ozono 16. ¿Cuántos átomos de cobre están contenidos en 2 g de cobre puro?

el paso de los tiempos, es decir, no se

Ar (Cu = 63,5); No = 6,02 . 1023 A) 1,9 . 1022 B) 2,1 . 1022

oxida fácilmente. Si un anillo contiene

C) 3,5 . 1023

0,25 g de oro. ¿Cuántos átomos de oro

E) 7,9 . 1023

preciados objetos cuyo brillo perdura con

D) 5,5 . 1023

existen en el anillo? Ar: (Au = 197) A) 196 , 07

17. Si la masa molar del óxido férrico es 160 g/mol. ¿Cuál será la masa de 0,5 milimoles de dicho

B) 1,53 x 1021 C) 6,023 x 1023

D) 7,64 x 1020

E) 1,506 x 1023

óxido? Ar 66

(Fe = 56) A) 8 g D) 16 g

Institución Educativa Privada “DEUNI”

Químic a

18. ¿Cuántos gramos de calcio existen en el

¿Cuál es el número de átomos de calcio con-

Ca(NO3)2; si se tiene una muestra de

tenidos en el esqueleto? Dato: Ar (Ca = 40;

esta sal que contiene 20 g de nitrógeno?

P = 31) A) 52,26 No

B) 52,26 No

Ar: (Ca = 40; N = 14; O =

C) 16,6 No

D) 21,6 No

16) A) 28,6 g

B) 14,3 g

E) 5,4 No

C) 7,2 g

D) 5,2 g

E) 4,3 g

20. ¿Cuántas moléculas existen en 180 g de agua destilada?

19. De los 10,8 kg de hueso que en promedio tiene el esqueleto de una persona adulta, el 50% corresponde a la masa del fosfato de calcio: Ca3(PO4)2.

1. 2. 3. 4. 5. 6. 7. 8. 9. 10.

C A C D A B C E A B

A) 6,02 x 1022

B) 6,02 x 1023

C) 6,02 x 1024

D) 6,02 x 1020

E) 6,02 x 1018

11. D 12. D 13. D 14. B 15. C 16. A 17. E 18. A 19. B 20. C

67

Institución Educativa Privada “DEUNI”

68

Química

MEZCLA DE GASES GAS HÚMEDO DIFUSIÓNCINÉTICA DEGASES

La ecuación que representa la ley de los gases ideales o perfectos, al estar basada en las leyes individuales de los gases, siempre y cuando tengan un comportamiento ideal, resume la relación entre la masa de un gas y las variables P, V y T. En una mezcla de gases, la presión total ejercida por los mismos es la suma de las presiones que cada gas ejercería si estuviese solo en las mismas condiciones.

MEZC LA DE GA SES Es la unión de 2 ó más sustancias gaseosas sin que entre ellas haya reacción química.

I.

LEY DE DALTON ( DE LAS PRESIONES PA RCIA LES)

II. LEY DE A MAGAT ( DE LOS VOLÚMENES PA RCIA LES) En toda mezcla gaseosa su volumen total es igual a la suma de los volúmenes parciales de sus respectivos componentes, siempre que el volumen parcial de cada

En toda mezcla gaseosa, la presión total de una mezcla

componente sea igual al volumen que ocuparía este

gaseosa es igual a la suma de las presiones parciales de

cuando estuviera solo afectado pero por las mismas

sus respectivos componentes, siempre y cuando dicha

condiciones de presión y temperatura que la mezcla.

presión parcial sea igual a la presión que ejercería cada componente, cuando estuviera solo pero afectado por las mismas condiciones de volumen y temperatura que la mezcla. Analizando:

Sabemos: ntotal = nA + nB; Sabemos: ntotal = nA + nB ; pero:

PT V PA V PB V  RT  RT  RT ... (I)

P T

PA

PB

y PT PP

Reemplazamos:



PVT PVA PVB   RT RT RT

V V V T

A

pero:

A

B

y

V V T

PA

V

... (II)

PB

PP

B

PP PA Donde:

A

PP  P B

B

Siempre que V y T Ctes

Donde:

VP VA A

VP VP B

B

Siempre que P y T Ctes.

69

Institución Educativa Privada “DEUNI”

Quími ca n

III. POR DA LT ON Y A MAGAT

B

fm  B



... (III)

 f

n

fm fm A

n A n B

A

fm

m

T

T

VT

n



f mA

nA PA  V  A nT

n

B

B

T

T

... (VI)

B

1

PT Multiplicamos a III x 100:



nA

PA

V.

VA

100  100  100 nT PT VT

 % nA %PA %

MA SA MOLEC ULA R A PA RENT E, T O- TA L O PROMEDIO DE UN A MEZC LA GA SEOSA MT Sabemos que: mT mA mB

... (IV)

VA

Además para 2 componentes:

nA P n  V A  A V P B

B

 n M n  M n  M

... (V)

B

La relación de sus presiones y/o volúmenes dependen de la relación de sus moles.

pero:

T

A

T

A

B

B

mT M T fm · M A fm · MB  nT A

... (VII)

B

VI PORCENTAJE EN MASA DE UN

COMPO- NENTE EN UNA MEZCLA GASEOSA  % mA )

IV. FRA C C IÓN MOLA R DE UN C OMPONENTE EN UNA MEZCLA GA SEOSA fm )

Sabemos que: % mA





Sabemos que: n n n T A B

M nA 100%   A 100%

mT

Es la relación que existe entre el moles de un componente y el moles totales.

mA



%m A

mA

m

MT nT ... (VIII)

100%  % n 

T

A

T

GA S ES HÚMEDOS ( G.H.) Es aquella mezcla gaseosa especial donde uno de los componentes es el vapor de un líquido (en particular el vapor de agua) y el otro es un gas seco.

También ello ocurre en el medio ambiente.

A Pr esi ón par ci al de vapor de H2O P

PV .H O 2

)

Es la presión que ejerce el vapor de agua cuando está como parte de un gas húmedo. B. Pr esi ón de vapor de H2O

V

H2O

)

P Es la presión de vapor de agua cuando está solo, llamado también tensión de vapor o presión de vapor saturado. Depende sólo de la temperatura.

•

Todo gas húmedo está gobernado por la Ley de Dalton; o sea:

V

70

V

V

V()

Ejemplo:

Institución Educativa Privada “DEUNI” GH

GS

 T

T GH



V H O 2

T GS

Quími ca

T (º C) V H O 2

PGH PP  PP GS V

(I)

H2O

•

Por principio de vasos comunicantes. PG H Patm  Pm Pn



71

Gráfica: PV • H2O vs T

1. Caso de la húmedad relativa en el ambiente. Si la T > 0 °C y la P = P P V•H O 2

V • H2O

 La H.R = 100%; por lo tanto en el

ambiente se observa una niebla o neblina densa, y se formará gotitas de rocío ( Punto de rocío) . 2. Caso de la húmedad relativa en el ambiente

Ejemplo: Agua hirviendo

Si la T 0 °C:  Casi todo el vapor de agua se

 Un líquido empieza a hervir, cuando la presión de su vapor se iguala con la presión externa o presión atmósferica.

solidifica formándose: nieve, granizo; también el agua líquida se escarcha. < PV  y H.R. < 100% PP V

H2O

H2O

HUMEDA D RELAT IVA ( H.R.)

y la P

,

Es una relación porcentual entre la P PV

 H

a la misma temperatura.

PV H

 

 Si en un problema no dicen nada de la H.R, se acepta PPV H

que es el 100% entonces:

H2O

2O

= PV

O

V

 H

2

O

100%

2O

PPV H

2

2O

H.R. 

H.R.

PPV H O  100% 2

PV H

.....(II) 2O

Reemplazando en (I):

P

P 

G H

H.R.PV  H2 O

PG  S

....(II)

100 %

C INÉTIC A DE GA SES •

Para todo gas ideal, la velocidad y energía cinética de su s moléculas es directamen te proporcional a la temperatura absoluta que lo afecta.

Para una molécula gaseosa

1 (I)   c

2

2

m 

3 2

k 1, 38 10

Ec  c  NA

kT

16

ergio/mólecula •

K

7

R 8, 31 10

M m NA

A. Ener gía ci nét i ca ( c ) •

donde:

ergio/mol • K

R = 8,31 kPa/ mo lK

R k NA 7

10 ergio 1 J 1kPa 

M : masa de una molécula k : constante de Boltzman  : velocidad de una molécula

•

Velocidad lineal promedio de una molécula gaseosa ( u )

B. Ener gía ci nét i ca ( Ec) •

Para una mol del gas

(II)

1

3

RT 2

2

E  Mu2  c

M : masa molar

(III)

3kT

2

u  u 

s

M

m

cm Unidades:

3RT

m ;

s

km ;

s

Mm ;

s



3P D

I. DIFUSIÓN Y EFUSIÓN GA SEOSA

Casos de l a Ley de Gr aham

(Ley de Thomas Graham) Para 2 gases a las mismas condiciones de P y T, sus velocidades de difusión o efusión, son inversamente proporcionales a la raíz cuadrada de sus respectivas

a. Si: VA VB 

masas moleculares o densidades. Veamos: Sean 2 gases A y B que se transportan por ductos.



donde:

VA t  A VB tB

vA vB



V()

MB tB DB tA  MA  DA

b. Si : t A tB t s

v A : Velocidad volumétrica de A o Caudal de A vB : Velocidad volumétrica de B o Caudal de B

VA v t  v A VA B B tB

• Por Graham

(II) vA vB

 

Siempre que: P y T  ctes.

v

A

vB

DB

MB

DA

 MA

n  A nB

Problema 1 Un recipiente de un litro que contiene argón a 25 °C y 2 atm de presión, se conecta a otro recipiente de 3,0 litros

Problema 2

Problema 3

Las presiones parciales de cuatro gases contenidos en un recipiente de 6 litros a 727 °C son:

En un balón de acero de 5 litros de

que contiene helio a 3,0 atm y 25 °C. ¿Cuál será la presión total de la mezcla, si la temperatura permanece constante?

PCO 0, 82 atm PH2 2

24 g de O2 a 127 °C. Determinar la presión de la mezcla gaseosa en atm.

UNI 1978 Nivel fácil

0, 21 atm

capacidad se introducen 28 g de N2 y

PCO 0, 84 atm PH2O 0, 32 atm

M (N2 28; O2 32)

UNI 1982 - I Nivel intermedio

A ) 2,0

B) 5,0

¿Cuántos gramos de gas CO2 hay en el recipiente?

A ) 3,65

B) 4,92

C) 3,25

D) 1,5

Peso atómico: C(12); O(16)

D) 11,48

E ) 22,96

atm R 0, 082  mol k

Resolución:

E ) 2,75 Resolución:

PAr 2 atm ? VAr 1 TAr C

VHe VT 3 4 25 C THe 25 C TT 25

Entonces:

PT PP

Ar

(1)

UNI 1980

PHe 3 atm PT A ) 2,64

Nivel intermedio B) 1,65

C) 0,96

D) 1,15

He

2

Resolución:

2

m RT

Para el N2: PN   2 MV

P E ) 3,45

PP ....

PT PN PO ...(1)



28

x

N2

0, 082 400

28 5 PN 6, 56 atm...(2) 2

Para el O2:

C) 6,56

*

PP

A



2 atm  1  0, 5 atm ... (2) 4 

Por definición de presión parcial:

3 atm 3 

PCO

P

r

*P  ...(3) PHe

2, 25 atm

2

VT

nCO

·

4

(2) y (3) en (1)

mCO 2, 64 g de CO2

PT = 0,5 atm + 2,25 atm PT = 2,75 atm Respuesta: E) 2,75

 PO

2

mCO atm  0, 82 atm 6 2 0, 082 1000 k 44 mol k





2

2

24

x

0, 082 400

O2 RT 32 5 4, 92 atm ...(3)

(3) y (2) en (1)

PT 6,56 atm 4, 92 atm PT 11, 48 atm

Respuesta: A) 2,64

Respuesta: D) 11,48

NIV EL I 1.

¿Cuál será la presión parcial de CO2 en una mezcla gaseosa formada por 22 g de CO 2 , 28 g de N2 y 35,5 g de Cl2, contenidos en un recipiente cuya presión total es de 5 atmósferas? (Masas atómicas: C = 12; N = 14; Cl = 35,5; O = 16) A ) 0,05

B) 1,00

C) 0,01

D) 0,10

E ) 0,50 2.

8 mol de una mezcla de CH4 y O2 tiene una masa de 160 g. Determinar la presión parcial del metano (CH4) si la presión de la mezcla es 8 atm. A ) 12 atm C) 8 atm

B) 6 atm D) 5 atm

B) 6 D) 8

10. Halle el volumen (en mL) a condiciones normales de una masa de gas seco, el cual al ser recogido sobre agua a 20 °C, ocupa un vo-

6. Se muestran 140 g de N2, 160 g

lumen de 53,6 mL, cuando la pre-

de O2 y 480 g de O3 en un reci-

sión atmosférica es de 754,7 torr

piente a 227 °C y 312 mm Hg. Se pide hallar la masa molecular aparente y la densidad de la mezcla.

(PvH2O a 20 °C = 17,8 torr)

A ) MT 26

B) MT 48 D T 0, 56 g/L

A ) 48,7

B) 48,4

C) 51,1

D) 49,0

E ) 47,8

DT 0, 26 g/L

11. ¿Qué volumen le corresponde en mL y en C.N. a una masa de gas

C) MT 39 D T 0, 39 g/L

seco, que al ser recogido sobre

D) MT 42 DT 0, 48 g/L E) ) MT 34

de 80 L, siendo la presión atmos-

agua a 25 °C ocupa un volumen férica de 745 mm Hg? 25 C 2

(P

D T 0, 68 g/L 7.

E ) 10 atm 3.

A) 5 C) 7 E) 9

v

H O

23, 89 mm Hg)

Se tiene una mezcla gaseosa a 20 °C y formada por 4 componentes cuyas presiones parciales son: O2 = 200 mm

Se tiene una mezcla gaseosa de "n" componentes; se sabe que fm(1) + fm(2) + fm(3) + ... + fm(n – 1) = 0,8 y siendo la presión total de 4 atm. ¿Cuál es la presión del i-enésimo

Hg; N2 = 320 mm Hg; H2 = 415 mm Hg; CO2 = 65 mm Hg. Hallar el porcentaje en volumen del oxígeno en la mezcla. A ) 20%

B) 40%

gas? A ) 1 atm B) 1,2 atm

C) 55%

D) 75% E

C) 1,5 atm

) 85%

D) 0,1 atm

E ) 0,8 atm 8. 4.

La diferencia entre las fracciones molares de dos compuestos en

3

Un balón de 250 cm contiene kriptón a 350 mm Hg; otro balón de

una mezcla gaseosa es 0,2 si la presión parcial más abundante es

3

450 cm contiene helio a 700 mm Hg; se conectan dichos balones de tal manera que cada gas ocupa el volu- men mezclado. Hallar la presión total de la mezcla si la temperatura es constante.

1,2 atm. ¿Cuál es la presión parcial del otro? A ) 2 atm

B) 0,2 atm

C) 0,8 atm

D) 0,5 atm E

) 1,2 atm

A ) 503 mm Hg B) 600 mm Hg

5.

9.

Una mezcla gaseosa contiene 10%

C) 575 mm Hg

de ozono, 80% de oxígeno y 10%

D) 626 mm Hg

de nitrógeno. Partiendo de esta

E ) 750 mm

composición volumétrica. Hállese el

Hg

peso molecular aparente.

En un cilindro de 20 litros de capacidad se mezclan 15 litros de O2 a

A ) 72,84

B) 28,36

C) 69,55

D) 48,32

E ) 19,45

(P

v

saturado en 70% de vapor de agua, se comprimen a 786 mm Hg a 30 °C. Calcular el volumen final del aire. 30 C

5 atm, 8 litros de N2 a 2 atm y 3 litros de CO2 a 3 atm. ¿Cuál es la presión de la mezcla en atm?

A ) PV = n RT sólo para gases

55, 3 mm Hg)

B) P P1V1 = P2 V 2 es u n proces

40 C

(

12. 4,6 L de aire a 40 °C y 716,2 mm Hg

31, 8 mm Hg) y

agua

v

agua

A ) 3,8 L

B) 4,0 L

C) 4,2 L

D)

4,4 L E ) 2,3 L

28 E ) M 34,

25

o isotérmico. C) Vm = volumen molar contiene 6 x 1023 moléculas del gas. D) V1 = V1 + V2 + ... + Vn (Ley de

13. La proposición falsa es: B) M 52, A ) M 33, 50 20 C) M 30,

ideales.

D) M 28,

56

Amagat). E) ) Las velocidades de difusión son directamente proporcionales a sus masas moleculares.

NIV EL III

14. Indicar la proposición falsa: A )

Si se duplica la velocidad

cuadrática media de un gas su

16. Dos gases A y B cuya relación de

presión se hace cuatro veces

sus masas moleculares es de 9:1

mayor.

se coloca uno a cada extremo de

B) Un gas real tiene a compor-

un tubo de vidrio de 1 m de lon-

tarse como gas ideal a densi-

gitud. Calcular a qué distancia del

dades bajas.

extremo donde se coloca, el más

C) La las

pres ión

qu e ejercen

moléculas

de

un

ligero se encuentran dichos gases,

gas

si se colocan al mismo instante.

ideal es menor que la de un gas real. D) A igual presión y volumen la

A ) 10 cm

B) 25 cm

C) 50 cm

D) 75 cm

E ) 90 cm

energía cinética de los gases ideales es la misma. puede

17. Cuando los gases amoníaco (NH3)

como ideal a bajas presiones y

y cloruro de hidrógeno ( HC) en- tran en contacto, se forma cloruro de amonio ( NH4C) de

E) ) Un gas comportarse

real

altas temperaturas. 15. Si se admitiera volúmenes idénticos

acuerdo al sistema mostrado a qué distancia

de oxígeno e hidrógeno por un

del NH3 se observará la formación

extremo de un tubo al vacío que

si ambos gases se colocan en el

tuviera una longitud de 1000 cm.

mismo instante en un tuvo de di-

¿Qué distancia habra avanzado la

fusión de 100 cm.

parte frontal del oxígeno cuando el

hidrógeno

haya

llegado

al

extremo más ligero? A ) 251 cm cm C) 250 cm

A ) 45 cm C) 59 cm E ) 90 cm

B) 50 cm D) 68 cm

18. Un cuerpo de moléculas gaseosas están a – 33 °C. Si se quiere incrementar su velocidad promedio en un 10%. ¿A qué temperatura deben llevarse estas moléculas de gas? A ) – 20 °C B) – 18 °C C) 17 °C D) 15 °C E ) 0 °C 19. ¿Cuál será la relación entre las velocidades promedio de las moléculas de N2 a 287 °C y las moléculas de O2 a 367 °C? A ) 1/2 B) 1/1 C) 3/5 D) 2/3 E ) 5/7 20. Cierto gas efusiona en 1,44 minutos, a iguales condiciones el oxígeno tarda en difundir 1,8 minutos. ¿Cuál será la densidad relativa del gas res- pecto al helio? Dato: masa atómica (O = 16; He = 4) A ) 5,12 B) 10,24 C) 20,48 D) 8,4 E ) 16,8

B) 351 D) 380 cm

E ) 500 cm

1.

El proceso isobárico ocurre a __

__

_

_

_

_

6.

_________________________________________

2.

El valor de R para la presión en atm es

3.

4.

________________________________________

7.

Es un gas ideal la temperatura es

Las unidades de la densidad de un gas es _

8.

En un gas ideal la presión es

El proceso isotérmico corresponde a la ley de:

9.

A condiciones normales la presión y la temperatura

_________________________________________

5.

Según la ley de Gay Lussac se mantiene constante:

La ley de Charles corresponde al proceso:

son ______________________________________

________________________________________

10. El volumen a condiciones normales de 2 mol de O2 es _________________________________________

Institución Educativa Privada “DEUNI”

1. Las presiones parciales de 4 gases en un ambiente de 6 litros a 727 °C son: PCO 0, 82 atm 2

PCO 0, 84 atm ; PH 0, 21 atm ; PH O 0, 32 atm 2 2 ¿Cuántos gramos de CO2 hay en el recipiente? A) 2,64

Químic a

necesita sólo 50,1 segundo para difundirse en las mismas condicones de

presión y temperatura y recorriendo el mismo espacio que el Argón? P.A. Ar = 40.

D) 1,22

A) 30 D) 15

6. Se requieren 16 s para que 250 mL de CH4 se difundan a través de una pequeña aber- tura, bajo las mismas condiciones

2. Se mezclan pesos iguales de Cl2, H2 y N2.

de presión y temperatura. ¿Cuánto tiempo

Hallar la presión total de la mezcla, si la

le requerirá

pre- sión parcial de H2 es 2 atmósferas.

para que se difundan 1500 ml de SO2?

A) 2,65 atm atm

B) 2,83 cm

A) 132 s s

B) 192 s

D) 8,81 cm

E) 3,60 atm

D) 118 s

E) 818 s

C) 2,19

3. En una mezcla formada por los gases "X" e "Y", el porcentaje en volumen de "X" es 45%. Calcular el porcentaje en presión de "Y". A) 67,5% D) 60% 4. Se colocan dos algodones empapados con HCl y NH3, respectivamente, en los extremos de un tubo de vidrio. Si la longitud del

7. Una

mezcla

C) 320

gaseosa

posee

la

composición en masa siguiente: O2 = 20,1%

N2 = 68,8%

NH3 = 11,1% Hallar la composición volumétrica del O2. A) 16,8%

B) 17,4%

D) 35,7%

E) 23,3%

C) 65,8%

8. Un gas húmedo a una presión total de 800 torr y un volumen de 500 ml recolectado sobre agua a 37 °C, se comprime a un

tubo es de 20 cm. ¿A qué distancia del NH3 se formará

volumen

el anillo de cloruro de amonio?

temperatura. Calcular la presión final del

A) 13,9 cm D) 3,5 cm

de

250

ml

a

la

misma

gas húmedo. 37 C 42

PV agua

torr 75

5. Una muestra de Argón demora un minuto con cuarenta segundos

Dato:

en difundir.

A) 1558 torr

B) 1600 torr

¿Cuál será el peso molecular de un gas

C) 1535 torr

D) 1516 torr

"X" que

E) 1234 torr

Institución Educativa Privada “DEUNI” 9. Un

los

fracción molar de nitrógeno en la mezcla

siguientes datos: Temperatura 22 °C,

re- manente es 0,8. Luego, se extrae el

presión atmos- férica 750 mm Hg y HR =

nitró- geno quedando en el recipiente sólo

75%. ¿Cuál es la composición en masa

oxígeno a la presión de 1 atm. Determinar

del vapor de agua en el aire atmosférico?

la presión parcial del H2 en la mezcla

P

V

boletín

metereológico

nos

da

Química

22 C agua

inicial. A) 4 atm atm C) 2 atm atm

20 mm Hg

Masa molar del aire = 29 A)

g mol

B) 2,14 D) 11,66

E) 1,71 atm 13. Calcular el peso molecular de una mezcla

C)

formada por masas iguales de N2 y CH4.

E) 24,5%

A) 10,2 D) 22,0

10. Una mezcla de gases ideales contiene 4 milimoles de H2 por cada milimol de Ne. La presión parcial de Ne es: A) una cuarta parte de la presión total. B) tres cuartas partes de la presión total. C) una atmósfera. D) una quinta parte de la presión total. E) cuatro quintas partes de la presión total. 11. En una mezcla gaseosa a 2 atm de presión el 15% de las moléculas son de oxígeno, 35% son del hidrógeno, 45% de A) 0,35 atm monóxido de carbono y2 elatm resto son de C)

B) 15,1 E) 26,0

C) 20,4

14. Hallar el peso molecular de un gas sabiendo que al burbujear 0,198 gramos del gas so- bre agua, el sistema ocupó un volumen de 147 mL a 25 °C y 744 torr de presión total. Dato: PvH2O = 23,8 torr. A) 20 D) 64 15. La fracción molar de un gas A en la mezcla de

A,

B

y

C

es

0,4.

Al

extraer

completamente el gas A la fracción molar de B en la mezcla resultante es 0,6. Calcular la presión parcial de A en la mezcla inicial sabiendo que la pre- sión parcial de B en la mezcla final es 1 atm.

dióxido de carbono. E) 1 atm ¿Cuál es la presión parcial de hidrógeno?

12. Se tiene una mezcla de hidrógeno, oxígeno y nitrógeno contenidos en un

recipiente me- tálico. Donde la fracción

16. Dentro de un cilindro horizontal cerrado

molar del hidrógeno es 0,3. Al extraerse

por ambos extremos se encuentra un

éste gas totalmente, la

émbolo

de

volumen

y

fricción

despreciables. Por un lado del émbolo hay 3 gramos de hidrógeno y por el otro lado hay 7 gramos de nitrógeno, en

76

Institución Educativa Privada “DEUNI” equilibrio fracción

térmico

y

mecánico.

Químic a

¿Qué

A) 14,8 min

B) 15,2 min

del volumen del cilindro es

C) 10,8 min

D) 17,4 min

ocupado por el nitrógeno?

E) 16,2 min 19. Por ambos extremos de un tubo de vidrio de

A)

60 cm de longitud se inyectan

simultánea- mente los gases helio y "X",

C)

si a 40 cm del extremo por donde

E)

ingresó el helio se pro- duce el encuentro

17. Una muestra desconocida de un gas X di- funde a 1,14 veces la velocidad en la cual difunde el gas CO2 bajo iguales condiciones de P y T. ¿Cuál podría ser el gas X? Masa atómica: C = 12; O = 16; N = 14; P = 31. A) O2 B) C2 H6 C) CO D) PH3 E) NO2

de ambos gases. ¿Cuál podría ser la fórmula probable del gas "X"? O2

B) N2

C) H2

D) CO

A)

E) CH4 20. 29,7 ml de helio efusiona en 2 minutos a través de un pequeño orificio. En las mismas

condiciones de Avogadro, se

requiere 10 ml de una mezcla de CO y CO2 para efusionar en el mismo tiempo a través del mismo agujero. Determinar la composición en

18. A ciertas condiciones de P y T; 200 de cloro gaseoso efusionan en 4 minutos. ¿Cuánto tardará en efusionar 1600  de gas meta- no (CH4) a condiciones de

volumen de la mezcla. A) 54,5% CO2

B) 45,5% CO2

C) 67,1% CO

D) 32,9% CO

E) 62,0% CO

Avogadro? Masa atómica: (C= 35,5; C = 12; H = 1) 1. 2. 3. 4. 5. 6.

A C E B E B

7. A 8. A 9. B 10. D

77

11. B 12. B 13. C 14. E 15. A

16. C 17. D 18. B 19. E 20. B

Institución Educativa Privada “DEUNI”

78

Química

COMPOSICIÓN PORCENTUAL FÓRMULA EMPÍRICA Y MOLECULAR TIPOS DE REACCIONES

Este tema es un caso típico de porcentajes: parte y todo pero todo dentro de un compuesto, también vamos a hallar la fórmula de minicomponentes a partir de los porcentajes, por ello; requisito indispensable es conocer el tema de porcentajes.

C OMPOS IC IÓN PO RC ENT UA L O C ENT ES IMA L ( C .P. O C .C .) I. C ON C EPT O Es el % en masa de cada componente que hay en un compuesto; en el caso que dicho % sea respecto a una mezcla se llama composición ponderal. A.

Para A mTOTAL 100 % m A mA

Sea el compuest o Ax By

 Si se conoce la fórmula de uno o más elementos de ella, se asume como masa total a 1 mol.



B. Anal i zando

mTOTAL = 1 mol= M( g)

%

Para B mTOTAL 100 % mB

% mB

 Si no se conoce la fórmula o todos los elementos de ella, entonces se asume como masa total a 100 g.



mTOTAL = 100 g

FÓRMULA EMPÍRICA Y FÓRMULA MOLEC ULA R La F.M. es la verdadera fórmula que representa a un compuesto, y la F.E. es la fórmula mínima o simplificada obtenida a partir de la F.M.

Se observa que por lo general para compuestos órganicos la F.M. y F.E. son diferentes pero para compuestos inorgánicos la F.M. = F.E. Ejemplo:

79

Institución Educativa Privada “DEUNI”



F.M. M(F.M.) atomicidad (F.M.)   k F.E. M(F.E.) atomicidad (F.E.)

A. Regl a par a hallar la F.E. 1. A partir de la c.p. se asume 100 g y con ello se calcula la masa de cada componente.

Quími ca

*

m (B) x # moles(B)  P.A.(B)

3. Si los valores obtenidos son decimales entonces todos se dividen entre el menor y si aún se mantuviera uno de ellos decimal, se busca un factor mínimo común entero que multiplicado por cada uno de ellos, los convierta a enteros.

2. Se halla el # de moles de cada componente. Sea la F.E. = Ax By

x #moles(A)  *

m (A)

P.A.(A)

 Nos proporciona la mínima relación de números enteros entre los átomos que constituyen la molécula.

T IPOS DE REA C C IONES QUÍMICA S Todo proceso donde se observe que cuando dos o más sustancias se unen, haya desprendimiento o absorción de energía o también desprendimiento de algún gas o cambio de color, ello será una reacción química. Toda reacción química se representa por una ecuación y esta depende del tipo de reacción que se esta tomando para ello hay que recordar algunas nociones preliminares.

I.

N AT URA L EZ A DE UN A S US TA N C IA SIMPLE • • •

Todo metal es monoatómico: Cu, Ag, Zn, Fe, Hg, etc. Todo gas noble es monoatómico: He, Ne, Ar, etc. Todo no metal gaseoso es diatómico: N2, O2, F2,

•

Cl2, Br2, I2, H2. Algunos no metales sólidos son monoatómicos: As, Sb, Si, C. Sustancias alotrópicas: S(s) y S8(s); P(s) y P4(s); etc.

•

II. CLA SIFICACIÓN A. Por su nat ur al eza 1. Reacción de composición Forma general: A + B  AB •

De combinación o síntesis: Se produce por el cruce de los N.O. de 2 sustancias simples. x y Forma general: A B A Ejemplos y Bx 2H2 + O2  2H2O N2 + 3H2 2NH3

•

De adición: Es la suma de las atomicidades de las sustancias. Ejemplos:

80

2. De descomposición o análisis Forma general: DQ

AB 

A B

Ejemplos: CaCO3  CaO(s) + CO2 C3H5 (NO3)3 CO2 + H2O + N2 + O2

B. Por el gr ado de sust i t u ci ón 1. Reacción de sustitución o desplazamiento simple “sustitución” Forma general: A + BC  AC + B Ejemplos: _________________ Zn + HCl  Ca + HNO 3 _ __ Na + H2SO4 _ _

__ __ __ _ __ _ _

2. Reacción de sustitución o desplazamiento doble (metátesis) Forma general: AB + CD  AD + CB Ejemplos: AgC + H2S _ ____ Ca(OH)2 + H2SO4  _ Fe(OH)3 + HClO4 _

____

____

_

_

___ _

C. Por el númer o de fases 1. Reacción homogénea Cuando todos los componentes de la reacción están en el mismo estado físico. Ejemplos: N2(g) + H2(g)  NH

3(g)

SO3 + H2O H2SO4 C2H4 + H2 C2H6 CaO + CO2  CaCO3

Institución Educativa Privada “DEUNI” H2(g) + I2(g) HI(g) 2. Reacción heterogénea: Cuando en la reacción se observan dos o

más estados físicos diferentes, componentes. Ejemplos: Fe(s) + O2(g)  Fe2O3(s) C(s) + O2(g) CO2(g)

Quími ca sus para

81

D. Por el númer o de et apas par a obt ener una sust anci a 1. Reacción monoetápica Se necesita de una sola reacción, para producir el compuesto deseado. Ejemplo: Producción de Fe puro. Fe2O3 + H2 Fe + H2O

Veamos gráficamente: H (kcal/mol)

AB

HAB

DHa

HR

DHr

HP

DHd

o

Avance de la reacción

Donde:

2. Reacción polietápica Se necesita de una serie de reacciones previas para obtener el compuesto final. Ejemplos:

HR

Producción del H2SO4 FeS2 + O2  Fe2O3 + SO2 (tostación) SO2 + O2 SO3 SO3 + H2O H2SO4

DHd : Entalpía de descomposición. DHr : Entalpía de reacción.

E. Por el sent i do de l a r eacci ón

Analicemos: • •

1. Reacción irreversible: o completa, es aquella que va en un sólo sentido ( ); sólo el 5% de las reacciones, son irreversibles. Ejemplos: Ca(OH)2(ac)+H2SO4(ac)  CaSO4(s)+H2O(l) C3H8(g) + O2(g)  CO2 + H2O(l)

: Energía de los reactantes.

HAB : Energía del complejo activado. HP : Energía de los productos. DHa : Entalpía de activación.

•

DHa: HAB - HR ( DHa > 0 ) DHd: HP - HAB ( DHd < 0 ) DHr: HP - HR ( DHr < 0 )

Notación de una reacción exotérmica • A + B C + D + 2,3 kcal/mol

•

A + B  C + D; DHr = -2,3 kcal/mol

•

2A + 2B  2C + 2D; DHr = -4,6 kcal/mol

•

A B C D DHr = -1,15 kcal/mol 2  2  2  2

2. Reacción reversible: o incompleta o limitada, va en dos sentidos ( ) el 95% de las reacciones son eversibles. Ejemplos: PC5 PC3 + C2 N2 + H2 NH3

F. Por l a t r ansf er encia de ener gía 1. Reacción exotérmica

2. Reacción endotérmica Es aquella donde la energía de los productos es mayor que la de los reactantes, debido a que ha ganado o absorbido calor del medio externo razón por la que después de la reacción este medio externo se siente más frío. Sea la reacción: A + B C + D Veamos gráficamente:

Es aquella donde la energía de los productos es menor que la energía de los reactantes, lo que significa que dicha reacción ha liberado energía; se le conoce porque el medio que lo rodea se siente más caliente luego de la reacción.

•

•

•

Complejo activado (AB): En realidad antes de producirse la reacción final los reactantes chocan o se pegan en un tiempo pequeño, a la unión de estos reactantes se llama complejo activado (AB). Sea la reacción siguiente: En una etapa: A + B  C + D Dividiendo en dos etapas: 1. A + B Complejo AB Activado

H (kcal/mol)

AB

HAB HP HR

DHd DHr

DHa

A+B

Reacción

o

Donde: •

DHa = HAB

• •

-

HR

( DHa > 0)

DHd = HP - HAB ( DHd < 0) DHr = HP - HR ( DHr > 0)

Notación de una reacción endotérmica :

•

2. AB  C + D  Segunda etapa

•

A + B C + D; DHr = 1,8 kcal/mol

G. Reacci ón de combust i ón Es una reacción de oxigenación muy violenta (rápida), con desprendimiento de luz y calor y también de fuego, si la reacción se da con exceso de oxígeno tal que se queme completamente el combustible esto se llama de combustión completa, en cambio si la reacción se da con defecto de oxígeno esta será combustión incompleta. 1. Combustión completa Se quema totalmente el combustible. Ejemplos: • Mg + O2 MgO + Luz blanca

•

Fe + O2 Fe2O3 + Luz naranja

•

C3H8 + O2 CO2 + H2O + fuego azul

•

C2H2 + O2 CO2 + H2O + fuego azul

•

H2 + O2 H2O + fuego azul

•

C O2 CO2 fuego azul

2. Reacción de catálisis negativa (con inhibidor) Es aquella donde el catalizador retarda la velocidad de la reacción haciéndola más lenta, por seguridad. Ejemplo: Sea la reacción exotérmica

A B ABC D DHr : Sin Inhibidor A B E ABE C D DHr E : Con inhibidor Veamos gráficamente: Con catalizador

H (kcal/mol)

HABE

ABE

Sin catalizador

AB

HAB

DHa

HR

DH’a

DHr

DH’a >DHa HABE > HAB

HP C+D

Avance de la reacción

o

Ejemplo: 2. Combustión incompleta No se quema todo el combustible. Ejemplos: • C3H8 + O2 CO + H2O + fuego amarillo • C3H8+O2 CO+C+H2O + fuego amarillo

H. Reacción de cat ál isi s Es aquella que para realizarse con una seguridad ventajosa, necesita la presencia de una sustancia externa, dicha sustancia no entra como parte de la reacción neta pero sí afecta a la velocidad de la reacción, ya sea apurándola o retardándola. 1. Reacción de catálisis positiva: Es aquella donde el catalizador aumenta la velocidad de la reacción, gráficamente ella reduce la entalpía de activación de la reacción sin afectar a la entalpía de la reacción neta. Ejemplos: Sea la reacción endotérmica.

A B DHr ABC DSin catalizador

AgNO3 H2 SO4 HNO

1. Reacción de no Redox Aquella donde no hay ganancia ni perdida de 

e , osea no hay cambio en el N.O. de sus

elementos. Ejemplos: H2S • AgC + HC (metátesis)

HAB HABE HP HR o

AB

•

N a OH + H C N a C + H O (d e neutralización)

•

a

2

4

(de hidrólisis) 2

Reacción de redox intermolecular: Aquella donde los agentes oxidante y reductor, caen en moléculas diferentes.

Reacción de redox intramolecular: Aquella donde los agentes: oxidante y reductor, caen en la misma molécula o fórmula. Ejemplo: A2O3 AO2

DH’a ste) Ejemplo: • Solución de HNO3 al 68% sto : HNO 68%  Agua fuerte 3   H O 32% 

ste :

2



Casos especiales • Agua regia

HC HNO  3 3

3cm

•

1cm

3

Tintura de yodo Sto: yodo Ste: alcohol

Para Soluciones donde: (Soluto: sólido o gas); (Solvente: agua) 1. Solución insaturada Cuando la cantidad de soluto es poca, tal que todavía puede disolverse en el agua. Ejemplo: Una cucharada de azúcar en un litro de agua.

B. Fact or es que af ect an l a sol ubi li dad 1. Naturaleza de las fuerzas de interacción: Soluto – solvente Habrá solubilidad cuando la atracción Sto – Ste sea mayor que la fuerza de atracción Sto – Sto o Ste – Ste. Ejemplo: de solubilidad LiF < NaF < KF < RbF < CsF LiF < Li C< Li Br < Li I

 a tamaño del catión o anión, la solubilidad es mayor.

•

2. Efecto de la temperatura La solubilidad del KNO es endotérmica; 3

2. Solución saturada Aquella donde la cantidad de soluto disuelto ha llegado a un punto máximo tal que el H2O ya no se abastece para seguirlo disolviendo. Ejemplo: Agua saturada de azúcar. 3. Solución sobresaturada o hipersaturada o supersaturada Aquella donde se puede seguir disolviendo más soluto por encima de su punto de saturación, gracias a la ayuda de un agente externo (incremento de presión y/o temperatura). Ejemplos: • En una solución saturada de azúcar le echas una cucharada de azúcar y lo calientas (se forma caramelo). • Mezclar el CO2(g) y el agua pura a elevada presión (bebidas carbonatadas).

II. SOLUBILIDAD ( S) Es la cantidad máxima de soluto disuelto en 100 g de agua (100 mL), que contiene una solución saturada. Generalmente depende de la temperatura.



a T  S •

La solubilidad del CO2(g) es exotérmica,

a  T  S

C. Concent r aci ones f ísi cas •

Solución (Sol) = Soluto (sto) + Solvente (ste)

•

Wsol  Wsto Wste

•

nsol  nsto nste

• Vsol  Vsto  Vste

 Una mezcla es la unión de dos o más sustancias que no cambian sus propiedades y que se pueden separar por medios físicos. W

sto Máxim (g) S 

100 g de agua

 Recuerda que:

masa n  masa molar

# molécu las NA

S OLUC IONES C ONC ENTRA C IONES FÍS IC A S Y QUÍMIC A S I. MOLA RIDA D ( M)

III. FRA CCIÓN MOLA R ( X)

Indica el número de mol de soluto disuelto en 1 L de

Es una cantidad adimensional que expresa la relación

solución.

del número de moles de un componente de la solución respecto al número de moles totales de la solución.

n



M sol



W /L )

%W sto

100

Msto



(g

sol

sto

(g

mol

Xsto Xste 1

m sol

n 1000  fm sto10 sto (kg)  sto fm 18 ste ste nste  Mste

Unidades:

moles o Molal (m) kg

en 1 L de solución.

# Eq sto

n   sto

Vsol(L) (L)

Vsol

sto

M  sol

sto

3

 nW

Indica el número de equivalentes de soluto disuelto

sol

nsol

Indica el número de moles de soluto disuelto en 1 kg de solvente.

o molar

II. NORMA LIDA D ( N)



ste

nsol

IV. MOLA LIDA D ( M) (M) L

N

 ste

X

 sto



Msto

Unidades:

n

n X

sto  Vsolsto (L) Msto V sol(L)

10.%W .D sto sol /m)

D

V. R E L A C I Ó N E N T R E M O L A R I D A D Y (MSol y mSol)

MOLA LIDA D

sto : capacidad de reacción del

 1

M

soluto.

sol

m sol



Msto 

1000  

g / mL )

D sol

Unidades:

1

Eq

Msol

o Normal (N) L

 Al resolver de dilución o mezcla de soluciones, las unidades de concentraciones deben ser las mismas.

1 Msto   msol 1000 Dstol  g / mL )

 Es una dilución, el número de moles del soluto se mantiene constante, lo que varía es el volumen del solvente.

DILUC IÓN, MEZ C LA S Y ES TEQUIOMETRÍA DE SOLUC IONES I.

NEUT RA LIZA CIÓN A. Di l ui r una sol uci ón Implica añadir agua a una solución para bajar su

Además se cumple: •

Wsto(1) Wsto(2)

C1V1 C2V2

concentración. Analizando:

•

nsto(1)

 nsto(2)

C2  C1 C Concentración

•

# Eqsto(1)

molar o normal

#Eqsto(2)

II. MEZCLA DE SOLUCIONES Implica unir 2 o más soluciones de un mismo soluto, cada uno de diferentes concentraciones. Analizando:

Ejemplo:

# Eq (HC)  # Eq (NaOH)

Se cumple:

NSoluciónVSolución NSolución VSolución



ácida

ácida

básica

básica

C1  V1  C2  V2 C2  V3 C Concentración molar o normal Además se cumple: *

Wsto(1) Wsto(2) Wsto(3)

*

nsto(1) nsto(2) nsto(3)

*

# Eq

sto(1)

 # Eq

sto(2)

 Toda reacción de neutralización produce moléculas de sal y moléculas de agua.

 # Eq

ácido base sal agua sto(3)

III. REA CCIÓN DE NEUT RA LIZA CIÓN

masa  Recordar: d  volumen 

Unidad:

g/ml; g/cm3

Se da entre un ácido fuerte y una base fuerte.

Problema 1

m MV . M

¿Cuántos gramos de H2SO4 contienen

m 176, 4 g

100 ml de solución 36 normal de este

N 0, 0020 Respuesta: B) 0,0020

ácido? Respuesta: A) 176,4 g

Nivel fácil UNI A ) 176,4 g

B) 164,5 g

C) 175,5 g

D) 177,5 g

E ) 180,6 g

¿Qué peso en gramos tiene 12 equiva-

Problema 2

lentes químicos del H2SO4?

Una cierta cantidad de solución de

Nivel intermedio

Para el H2SO4

UNI

M.V. 

A ) 0,0220

B) 0,0020

C) 0,0202

D) 0,0050

m

E 0,0002

M

Resolución:

m 18 x

100 x 1000 98

Nivel difícil

de 100 ml y contiene 17,14 miligramos

Resolución:

N M 18 2

Ar(H = 1, S = 32, O = 16)

hidróxido de bario, tiene un volumen de Ba(OH)2, ¿cuál es su normalidad?

M 

Problema 3

N 

)

msto # Eq g N  Vsol mEq x Vsol

UNI A ) 558 g

B) 568 g

C) 588 g

D) 855 g

E ) 855 g Resolución:

m # Eq  meq 12 

m 98   2 





m 12 x 49 MV n N M  sto Vsol

 m = 588 g

0, 01714 N  85, 65 x 0,1

Respuesta: C) 588 g

NIV EL I 1.

5. En 600 mL de agua caliente se disuelven 400 g de cloruro de aminio ( NH4C) si la solución es enfriada a 50 °C, determine la masa de sal que precipita.

Señale como verdadero (V) o falso (F) a las proposiciones siguientes: I. La solubilidad sólo se determi-

50 C

na respecto al agua como disolvente.

Dato:

S80 g



50g(sto) / 100g(H2O)

lación al gráfico de variación de

II. Si un soluto tiene una curva de

la solubilidad del KNO3.

solubilidad de pendiente nega-

I.

tiva, esto significa que su solu-

40 g de KNO3 se disuelve com- pletamente con 100 ml de agua a 20 °C.

bilidad aumenta con el incre-

II. Si se disuelve 80 g de KNO3 en 100 ml de

mento de la temperatura.

agua a 50 °C se tiene

III. En un proceso de disolución endotérmico la solubilidad del

una solución no saturada.

soluto disminuye con la dismi-

III. Si se enfría una solución saturada de KNO3 de 50 °C a 20 °C se forman cristales de KNO3.

nución de la temperatura. A ) VFV

A) VVV

B) VFF

B) FFF

c) FFV

C) FFV

D) FVF

D) VFF E ) FVV

E) FFF 4. 2.

La recristalización es una operación básica en

Indique verdadero (V) o falso (F)

química. Su buena realiza-

las proposiciones dadas, con res-

escoger aquel sol- vente en el cual, la sustancia a

pecto a los factores que afectan a

recris- talizar sea lo menos soluble en frío y lo

la solubilidad.

más soluble posible en caliente.

I. La solubilidad de toda sustancia se encuentra en función directa de la temperatura. II. Para determinar las curvas de

ción

¿Cuál de los solventes, A, B ó C es-

cogería para la recristalización de un soluto, cuyas curvas de solubilidad res- pectivas se muestran?

solubilidad de diversos solutos, se

toma

misma

como masa

base de

una

solvente

(H2O). III. La curva de solubilidad del dicromato de potasio (K2Cr2O7) es endotérmico y su solubilidad es a 50 °C: 30 g/100 g H2O, en-

A) A

tonces a 40 °C su solubilidad es

B) B

menor a este valor.

C) C

A) VVV B) FVV C) FFV D) VFF E) FFF 3.

Señale verdadero (V) o falso (F) en las siguientes proposiciones con re-

depende de

D) Ninguno es bueno E ) Todos son buenos

A ) 50 g B) 80 g C) 100 g D) 2 0 g E ) 1 5 0 g 6.

Indique verdadero (V) o falso (F), según corresponda: A ) El agua y el alcohol etílico, se di- suelven en todas proporciones.

B) El agua y el eter son completame nte misci bles. C) Si una sustancia se disuelve con desprendimient o de calor, la solubilidad disminuye con el au- mento de la temperatura. D) Si una sustancia, se disuelve con absorción de calor la solubilidad se incrementa, cuando se eleva la temperatura. E) ) El agua y el mercurio, son com- plemento inmiscibles.

7.

Determine la masa de cobre contenido en 125 mL de una solución al 5% de sulfato de cobre (II) cuya densidad es 1,03 g/mL. Dato: P.A.: Cu(63,5); S(32); O(16) A ) 0,96 g B) 3,16 g C) 5,64 g D) 1,72 g E ) 2,56 g

NIV EL II 8.

Se dispone de un litro de solución de HC2M y un litro de solución de HC6M. Determine cuál es el máxi- mo volumen de HC3M que se pue- de formar a partir de estas solu- ciones. A ) 1,9 L B) 1,66 L C) 1,5 L D) 1,33 L E ) 1,17 L

9.

Se añaden 3 L de HC6 M a 2 L de

HC1, 5 M. Determine la

normalidad

de

la

solución

resultante. A ) 1,8

lumen de solución ácida que se

Es verdad:

necesita para neutralizar 50 mL de

A ) Solo I

una solución de NaOH 0,5 N.

B) Solo II

A ) ml

C) Solo III

17,8

B) 3,9

B) 1,4 ml

C) 3,7

C) 14 ml

D) 4,2

D) 17,8 L

E) ) 5,0

D) II y III E) ) I, II y III 17. La molaridad de una solución de

E ) 1,78

ácido sulfúrico es 37,39 y su den-

L

sidad es 1,75 g/ml, luego su mola-

10. La concentración máxima de plomo –6

14. Para determinar la pureza del carbo-

M. Expresar esta concentración

nato de sodio; Luchito lo hace re-

A ) 7,65

en ppm.

accionar

ácido

B) 17,24

m.A. (Pb = 207)

clorhídrico

y la solución

C) 14,00

A ) 0,15 ppm

tiende a estar ácida, para que todo

D) 14,11

B) 0,015 ppm C) 0,035 ppm

agregarle NaOH 0,2 N; lle- gando

D) 1,5 ppm

al punto de equilibrio con 25  de

E ) 0,35

esta. Si la muestra original te-

ppm

nía 318 gr. ¿Cuál será el porcentaje

en el agua potable es de 7,246.10

11. Determine la molaridad de una solución de cloruro de sodio que resulta de la reacción de 100 ml de N a OH 0 ,25 M c on 150 ml de HC 0, 5 M asumiendo que el volu-

men

de

la

solución

se

mantiene en 250 ml. A ) 0,10 B) 0,20 D) 0,40

12. Determine la masa de perman-ganato de potasio (KMnO4) que reaccionará con 50 ml de H2C2O4 0,18 M según la

Ar (K = 39; Mn = 55)

neutralice,

decide

E ) 28,22 18. ¿Qué masa de Na(OH) será necesario para preparar

de impureza? A 41,5%

A ) 16 g

)

0, 8 de

B) 8 g

B) 58,33%

C) 4 g

C) 29,16%

D) 32 g

D) 20,75% E 28,75%

E ) 24

)

g

15. Por accidente en el laboratorio Linda

19. ¿Qué masa de estaño en gramos

volteó u n f rasco qu e con

s e dis uelve completamente

yodato de potasio ( 16

en 250 m de solución de

m) y cae sobre un recipiente

HC5M , según la reacción. P.A. (Sn = 119)

de plata 0,2 N. Pero Linda sabe

Sn(s) HC(ac) SnC2(s) H2(g)

que ahí ocurre una reacción de

A ) 0,625

metátesis

g B) 74,37

¿cuál

decidiendo

será

la

investigar,

normalidad

del

yodato de potasio y cuál será el rendimiento de la reacción, si

reacción en medio ácido.

MnO4 + H2C2O4  Mn

se

de

que contenía 20 mde nitrato

E) ) 0,50

–

15

0,5 N

solu- ción 0,5 M?

tenía

C) 0,30

con

ridad será:

g C) 7437,5 g D) 0,41 g

obtuvo 0,980 g de AgIO3? 2+

+ CO2

A ) 250; 86,57% B) 0,5; 80%

E) ) 49,58 g

13. Una muestra de 25 ml

A ) 0,5 g

de

B) 0,28 g

concentrado

C) 0,1 g

95% en masa de ácido

D) 10,5 g

puro

E ) 0,568

densidad de 1,84 g/ml.

g

Dicha

ácido

y

sul-

fúrico

contiene

tiene

mues-

tra

una se

diluye con agua hasta

un vo- lumen de 500 mL. Determine el vo-

C) 0,25; 86,57% D) 5; 37,57% E ) 15; 14,43%

NIVEL III 16. De los enunciados: I.

El movimiento browniano, evita que las partículas sedimenten.

II. El efecto tyndall no es visible en el

NaCdisuelto en agua. III. Una esponja es una espuma sólida.

B) 0,39 20.

En

un

experimento

de

C) 0,11

laboratorio, se mezclan 276 g

D) 0,22

de

E) ) 0,44

glicerina,

(CH2(OH)

–

CH(OH) – CH2(OH))

con 6,4.1024 moléculas de H2O lí- quida, ¿cuál es la fracción molar de glicerina? A ) 0,78

1.

2.

Se llama solución a: ___

_

_

_

_

__

_

_

6.

La solución sólida acero está firmada por:

________________________________________

________________________________________

________________________________________

________________________________________

Solución diluida es cuando: __

_

__

_

__

_

7.

Las unidades de la:

________________________________________

Molaridad: ________________________________

________________________________________

Normalidad: _________

____________

_______

Molalidad: ________________________________ 3.

4.

5.

Solución sobresaturada es cuando ___

____

__

8.

Se llama fracción molar en soluciones a: _

________________________________________

________________________________________

________________________________________

________________________________________

9.

Se llaman soluciones iónicas a: _

La diferencia entre dilución y mezcla es: _

________________________________________

________________________________________

________________________________________

________________________________________

Ejemplo de solución molecular __

___

___

__

________________________________________ ________________________________________

10. La neutralización ocurre entre: _ ________________________________________

Institución Educativa Privada “DEUNI”

Químic a

1. Marque verdadero (V) o falso (F) según co- rresponda:

Determine la masa de sal, que se disolverá en 2 L de agua pura a 80 °C.

I. Un factor que afecta la solubilidad es

A) 1,7 kg

B) 1,4 kg

D) 5,3 kg

E) 3,16 kg

la

naturaleza

de las fuerzas de

C) 2,4 kg

interacción soluto - solvente. II. Otro factor es la temperatura. III. Los cambios de presión alteran la solubilidad de los sistemas sólido - líquido. A) VVV D) VFV 2. Indique verdadero (V) o falso (F) cada una de las proposiciones siguientes: I. La solubilidad de las sales en el agua ge-

neralmente

aumenta

con

el

incremento de temperatura. II. La

solubilidad

de

una

sustancia

4. Se agregan 60 g de NaF al 75% de pureza a 500 g de una solución de NaF al 30%. Determine el porcentaje en peso de la nue- va solución. A) 31%

B) 40,3%

D) 33,2%

E) 35,7%

C) 34,8%

5. Si 0,10 mol de NaC; 0,20 mol de MgC2 y 0,30 de mol de FeC3, se añaden al agua para formar 500 mL de solución, determine la molaridad de los iones cloruro en la solución.

depende solo de la naturaleza del

A) 3,7 M

soluto.

D) 1,8 M

III. La solubilidad de un gas en un líquido o

sólido

se

incrementa

con

aumento de la presión. A) VVV

B) VFV

D) FVV

E) FFV

C) VFF

3. A partir de la siguiente gráfica de solubilidad para el cloruro de amonio (NH4C).

el

6. Determine los mililitros de agua que se deben añadir a 50 g de ácido nítrico al 80% en masa para obtener una solución al 20% en masa. A) 50

B) 100

D) 200

E) 250

C) 150

7. Determine cuántas gotas de ácido sulfúrico concentrado al 98% en masa de ácido puro y densidad 1,8 g/ml se deben añadir a 90 ml de agua para prepapar una solución 0,1 M de dicho ácido.Ar (S = 32) 1 ml = 10 gotas A) 1 D) 4

117

Institución Educativa Privada “DEUNI”

Química

8. Se hacen reaccionar totalmente 1,2 litros de ácido sulfúrico 0,5 M con cobre metálito se- gún la reacción: H2SO4 + Cu CuSO4 + SO2 + H2O Determine la masa de cobre que se habrá oxidado. Ar (Cu = 63,5)

D)

A) 14,2 14.

D) 38,1 La densidad del HCO4

0,1 M es 1g/ml. Si a un litro de esta solución se añaden 950 g de HCO4 puro, la densidad de la solución resultante es 1,4 g/ml. Calcular la molaridad de la solución resultante. A) 10 M B) 6,86 M C) 7,54 M

9. El parámetro del Al (OH)3 es: A) 1

B) 2

D) 3

E) 0

C) 4

10. Determine los litros de agua que se han de agregar a 100 ml de una solución de NaOH que contiene 0,8 mg de NaOH/ml de solución para preparar una solución 10 M. A) 19,9 L

–4

D) 80 L 11. Determine la cantidad de nitrato de cobre (II) trihidratado que se debe disolver en 606,4 g de agua para obtener una solución de ni- trato de cobre (II) al 18% en masa. Ar (Cu = 63,5) A) 142 g D) 196 g

13. Se tiene un matraz con 500 ml de ácido sul- fúrico 2 N. Se le añaden 300 ml de agua y se arroja la mitad de la solución formada. Por último se agregan 600 ml de agua. Determi- ne la molaridad de la solución final. A)

D) 8,76 M

E) 6,54 M

15. Determine la molaridad de una solución que resulta de mezclar 200 ml de HC12M con 600 ml de agua.

A) 6 D) 4 16. En la identificación de sal (NaC) presente en H2O, se le adiciona nitrato de plata. Si se utiliza 80 m de AgNO3 0,106 M, con qué volumen de agua salada 0,053 M reaccionará hasta que presipite todo el AgC.

A) 160 m D) 180 m 12. Calcular la concentración en tanto por ciento

17. En el laboratorio Sheila mezcla de casualidad

en masa de una solución de ácido sulfúrico

20 mde HNO

formada al disolver 80 gramos de SO3 con 920 gramos de agua.

0,2 N; Verónica al ver realizada la mezcla de ácidos, decide añadir NaOH 0,8 M, ¿cuántos mle añadió Verónica? A) 25 m B) 12,5 m C) 20 m

Ar (S = 32) A) 8%

B) 9,8%

D) 12,6%

E) 15,1%

118

C) 6%

0,4 M con 10 m de H SO 3

D) 15 m E) 10 m

2

4

Institución Educativa Privada “DEUNI”

Químic a

18. En el laboratorio, Carlos malogró la

Hallar respectivamente la molaridad del

balanza analítica y tienen que pesar una

cloruro

muestra de cobre. Guillermo decide hacer

hidróxido. Si se forman 0,2 moles de

reaccionar el metal con 20 mde ácido nítrico 0,5 N, pero hay un exceso de

amoniaco. A)

ácido; entonces decide agregar NaOH 0,1

C)

N, para equilibrar el ácido con 20 mde

E)

amonio

y

el

volumen

del

este. ¿Cuál es el peso del cobre si la reacción es:

con 200 mde 20. Si reaccionan 8,7 g de MnO2 Cu + HNO3  Cu(NO3)2 + NO2 + H2O ? ácido cloridrico 3 M. Señale qué A) 0,54 mg B) 254 mg volumen de cloro con C.N. se producirá, C) 508 mg D) 0,508 mg si: E) 0,278 mg HCMNO2 MnC2 C2 H2O A) 8,64  C) 32,4  E) 2,24 

19. Si Samir junta 0, 2  de cloruro de amonio con hidróxido de sodio 2 M.

1. 2. 3. 4. 5. 6. 7. 8. 9. 10.

B C B C B C E B D A

B) 16,2  D) 64,4 

11. B 12. B 13. A 14. B 15. C 16. A 17. B 18. B 19. D 20. E

119

Institución Educativa Privada “DEUNI”

120

Química

CINÉTICA QUÍMICAEQUILIBRIO QUÍMICO Kc-Kp Y LE CHATELIER

La cinética química nos ayuda a dar respuesta a preguntas tales como: ¿qué afecta la rapidez con la que se descompone un alimento?, ¿con qué rápidez se descompone un medicamento en el estómago y entra al torrente sanguíneo?, ¿cómo ocurre la formación y agotamiento de ozono en la atmósfera?, ¿qué regula la velocidad con la que se oxida un metal?, etcétera. Asimismo, nos dice cómo lograr que estas reacciones ocurran lentamente, lo cual es de gran utilidad, entre otros, para la alimentación, en la elaboración de fármacos, el control de la contaminación, la síntesis de nuevos materiales.

C INÉTIC A QUÍMIC A I.

V ELOCIDA D DE REA CCIÓN ( r) Expresa la rapidez con que va variando la concentración molar de las sustancias ( D[ ]) en relación con la variación del tiempo ( Dt) para una sustancia X.

r  x

x  x   Dx     final inicial   Dt  tfinal tinicial   

Sea la reacción hipotética homogénea: A + B  C

D[A]   * s *

rA 

Dt

(1 mol/L) 

1 mol 

1

Ls

   (1 mol/L) 1 mol r D[B]  Ls Dt  1s

B *

D[C]    1 mol/L 1 mol  Dt  1 s  Ls r

C

 Es menos ( –) para velocidad de descomposición del reactante.  Es más ( + ) para velocidad de formación de productos.

 en A B C 

Osea:

rA  1



rB 1

rC 1

D A D B D C        Dt Dt Dt •

La velocidad de reacción directa es la máxima al inicio y con el tiempo disminuye. Donde:

rA : Velocidad de consumo de A. rB : Velocidad de consumo de B. rC : Velocidad de formación de C.

121

Institución Educativa Privada “DEUNI”

Quími ca Ejemplo: N2O NO N2 NO2

N N O

 Si consideramos la reacción A + 2B 3C + 4D r 

A

=

r r

B

= 2

1

r

N

N C

=

3

N N O

O

a) Choque eficaz

II. LEY DE LA V ELOCIDA D DE REA CCIÓN Ley de masas

acción

de

Fue deducida por los noruegos Cato Maximilian Guldberg y Peter Waage en 1864. La velocidad de reacción es directamente proporcional al producto de las concen- traciones de los reactivos elevados a ciertas potencias obtenidas experimentalmente, que, para reacciones elementales, son iguales a los coeficientes estequiométricos. Sea la reacción homogénea gaseosa elemental:

r (g D a A(g) bB(g) c ) C rD K D A

b

B 

KD: Constante específica de reacción directa entre A y B

Según esta teoría, entre los estados de los reactantes y de los productos, existe un estado intermedio, en el que la energía, debido a las fuerzas interátomicas o intermoleculares (energía potencial), alcanza un máximo valor. 1. Energía de activación (Ea) Energía mínima necesaria para que se produzca

vación es en gran parte la causa de la extensa gama de magnitudes de velocidad de reacción. Se puede ilustrar lo que ocurre con la reacción siguiente: A B 2AB 2

A A

 En las reacciones heterogéneas, si hay alguna sustancia sólida o líquida, su concentración se considera igual a 1. Ejercicios: ¿Cuál es la expresión matemática de rD en cada reacción elemental?

+

2

B

A .... B

A

B

B

A .... B

A

B

2. Complejo activado Especie química que se forma momentáneamente (intermedio) antes de formarse un producto. Tiene una estructura inestable de poco tiempo de duración. Una reacción cualquiera y su inversa en un proceso elemental tienen el mismo complejo activado.

3

•

N2(g) 3H2(g) 2NH3(g)  vD KD  N2  H2 

•

2H2(g) O2(g) 2H2O(v)  rD  _

•

CaCO3(s)  CaO(s) CO2(g)  rD  ____________

SO3 (g) H2O(L)  H2SO4(L)  rD  ____________

b) Choque ineficaz

una reacción química. Es importante para determinar la magnitud de la velocidad de reacción. La diferencia que existe en las energías de acti-

Donde: rD: Velocidad de reacción directa

•

N

B. Teor ía del est ado de t r ansi ci ón

las

a

O

N

N

4

N N O

O

O

O

D

N

_

3. Entalpía o calor de reacción (DHr) Diferencia entre la energía potencial de los productos y la de los reactivos. Si esta diferencia de energías resulta positiva, se trata de una reacción H

endotérmica (si Δ

r

> 0, se requiere calor para

III. T EORÍA S A CERCA DE LA V ELOCIDA D DE REACCIÓN 122

Institución Educativa Privada “DEUNI” A. Teor ía de las col ici ones en est ado gaseoso Según esta teoría, para que una reacción ocurra, las moléculas reactantes deben colisionar entre sí. Para que dos moléculas puedan reaccionar, es una condi- ción mínima que sus centros de masa deben acercar- se uno a otro hasta cierta distancia crítica (2 ó 3 A). Las moléculas no solo deben chocar, sino que deben tener orientación y suficiente energía como para poder pasar sobre la barrera de energía de activación (cho- que eficaz).

Quími

que ocurra la reacción), y, si es negativa,ca se trata de una reacción exotérmica (si DH < 0, la energía R

de los productos es menor que la de los reactantes). Ver figura

123

Ejemplo:

rZn(1) rZn(2)

IV. FACT ORES QUE A FECT A N LA V ELOCI- DA D DE UNA REA CCIÓN

Ecuación de Vant, Hoff

DT en ºC

DT

 10

Para conocer y controlar el avance de una reacción química, hay que considerar previamente los posibles factores que van a modificar la velocidad de una reacción.

rF ri .

Debido a la experiencia, se concluye que podrían ser cinco estos factores: la naturaleza de los reactantes, la concentración, la temperatura, el grado de división y la acción de un agente catalizador.

: Coeficiente de temperatura de la velocidad de

A. Nat ur aleza de l os r eact ant es

No todas las reacciones ocurren con la misma velocidad, ello va a depender del tipo de reactivo o reactivos que se usen; los gases, por ejemplo, reaccionan violentamente con explosión, mientras que los iones en solución reaccionan rápidamente. Ejemplo:

Donde:

4

2   

reacción Ejemplos: C(S) + O2(g)  CO2(g);  = 2 • A 20 ºC rRxn = 2 mol/L . min •

A 50 ºC rRxn = 16 mol/L . min

D. Gr ado de división del react ant e Una sustancia ofrece mayor velocidad de reacción cuanto más dividida se encuentre. Ejemplo:

1. Mg HC  MgC2 H2 (reacción rápida) 2. Zn (reacción lenta) HCZnC H2 2 3. Cu

HC No

reacciona.

rMg rZn y rCu 0 B. La concent r aci ón de l os r eact ant es A mayor concentración de la sustancia sus partes sufren mayor interacción o choques, lo que permite mayor velocidad de reacción. Ejemplo:

rZn(1) rZn(2)

C. La t emper at ur a de l os r eact ant es

Cuando un reactivo está más caliente, sus partes

chocan con más frecuencia

aumentando la velocidad de reacción.

 rZn(1) rZn(2) También: -

Gasolina() + O2  combustión

-

Gasolina(g) + O2 explosión

E. I nf l uen ci a de un cat al i zador Sustancia que no forma parte directa de la reac- ción química, pero cuya presencia estimula la veloci- dad de reacción, ya sea apurándola o retardándola (catalizador o inhibidor respectivamente). Ejemplo:

 rZn(1)  rZn(2)

Entonces: -

Además, para reactantes gaseosos: a) Catálisis homogénea

Zn(s) HC(ac) ZnC2(ac) H2(g)

(sin catalizador, la velocidad es lenta). Pt(s)

-

b)

Zn C 2 (ac) H2(g)

Zn(s) 2HC(ac)

NO(g)

2SO2(g) O2(g)

 2SO3(g)

Catálisis heterogénea

V2O5(s)

2SO2(g) O2(g)  2SO 3(g)

(con catalizador la reacción es rápida).

EQUILIBRIO QUÍMICO ( Ke) Una reacción química reversible llega al equilibrio químico cuando la velocidad de consumo de los reactantes se iguala con la velocidad de reacción de los productos (rD= rI) al mismo tiempo; a partir de ese instante las concentraciones de los reactantes y de los productos se mantienen constantes. Sea la reacción homogénea: aA

(g)

a moles

b B

(g)

r

 D  c C   (g) Ir

b moles

c moles

d D

Por Guldberg y Waage: rD = KC[A]a[B]b; rI = KI[C]c[D]d

-

2. 2KC O3(s) 2KC (s) + 3O2(g) K EQ = _____________________________________

d moles

Donde: Variación de moles: Dn = (c + d) – (a + b) rD: Velocidad de reacción directa de A y B rI: Velocidad de reacción inversa de C y D

•

 En equilibrio heterogéneo, la concentración de los sólidos o líquidos se considera igual a 1.

3.

2NaHCO3(s) Na2 CO3(s) + H2 O(g) + CO2(g) K EQ = _____________________________________

I. CA RA CTERÍS T ICA S Y PROPIEDA DES DE LA KE. Q. ( KC) 1. La magnitud de KE.

En el equilibrio químico (E. Q.) : rD = rI

-

a

b

c

 KD [A] [B] = KI [C] [D]

K K D 

 K

c

EQ

C

KI

Donde:

 A  B

d

describe la cantidad relativa

* Si KE. Q. >>> 1, entonces existe gran cantidad de productos y muy poca cantidad de reactantes.

d

 C  D

Q.

de productos y reactivos que existen cuando se llega al equilibrio químico (E. Q.)

a

Ejemplo:

b

2O3(g) 3O2(g); a 2500 K

KC : Constante de concentración en el equilibrio químico KD : Constante de reacción directa KI : Constante de reacción inversa Gráficamente:

3

K C

O 12  2 2, 5 10 ; O3 casi    O3 

2

* Si KE. Q. K C

La reacción ______

____________________

10 moles

4. Para la siguiente reacción:

_

* A + B C + D; KE. Q. = K1  C + D A + B; KE. Q. = 1/K1  nA + nB nC + nD; K =

K

E. Q.

n



1

m

1 1 B  C  m D; K m m

A 

1

E. Q.

8 mol _

0 moles _

 balance    inicial    avance 

8 moles 

 E. Q. 

1

K

1/m

2

C

1

2   A B  Kp K C Dn RT ) 

KC 

* Para dos reacciones: A + B C + D; KE. Q. = K1 M + N P + Q;



KE. Q. = K2  A +B + M + N C +D + P +Q; KEQ = K1 . K2

Gráfica:

5. En el caso de las reacciones de esterificación, se consideran las concentraciones de todas las sustancias, incluida incluyendo la del agua. Ejemplo: Sea la esterificación:

HCOOH() CH3OH() HCOOCH3() H2O() [HCOOCH ].[H O] 3 2 KE. Q.  [HCOOH].[CH3OH]

Kep Y LE C HAT ELIER Henry Le Chatelier, un químico in- dustrial francés, sostuvo que, si un

sistema

en

equilibrio

es

perturba- do por el cambio de

algú

no, entonces el equilibrio del sistema se rompe y la

n

velocidad de reacción se ve favorecida en el senti- do que

facto

contrarreste o an ule el efecto de la perturbación.

r exter

I.

Le Chatelier

EF EC TO DE LO S CA TA LIZ

A DORES Un catalizador solo varía la velocidad de reacción en ambos sentidos con la misma intensidad, sin romper el equilibrio químico (E. Q.) ni modificar la composición del sistema.

II. CA MBIOS DE CONCENTRACIÓN DE REACTIVOS O PRODUCTOS Si a un sistema en equilibrio químico (E. Q.) se le agrega una sustancia (reactivo o producto), la velocidad de

reacción se favorece o aumenta hacia el otro miembro (consumiendo parte de la sustancia añadida), y, si se extrae o remueve algún reactivo, entonces el E. Q. se desplaza hacia el mismo miembro, reparando la parte extraída.

Ejemplo: En una reacción endotérmica a > temperatura  mayor valor de KC. En una reacción exotérmica a > temperatura  menor valor de KC. Observación:

III. CA MBIO DE PRESIÓN O DE V OLUMEN

Si los f actores cambian en sentido contrario al indicado, entonces la velocidad de reacción varía también en sentido opuesto a lo manifestado.

Este cambio solo afecta a los sistemas de uno o más gases. Cuando se aumenta la presión (o disminuye el volumen) a temperatura constante. El equilibrio químico (E. Q.) se desplaza hacia el miembro de menor número de moles gaseosos; si en ambos miembros las moles gaseosas son iguales, entonces el cambio de presión no lo afecta; así también, si se introduce un gas inerte, no afecta el E. Q.

 En lo que respecta a la Química, Henry Le Chatelier es conocido por ( el principio del equilibrio químico, que lleva su nombre Principio de Le Chatelier) y por la variación de la solubilidad de las sales en una solución ideal. Publicó aproximadamente treinta trabajos sobre estos temas entre 1884 y 1914.

IV. EFECTO DE LA TEMPERATURA Al aumentar la temperatura, la velocidad de reacción se favorece hacia el miembro donde se consume o pierde calor, y el valor de KC varía.

Problema 1 Un recipiente de 2 litros de capacidad a 25 °C contiene en equilibrio 0,8 moles de CO, 0,5 moles de

y 1,2 moles de

C2

COC2. Según: CO(g) C2(g) COC2(g) ¿cuál es su Kc? UNI

A ) 8,5 . 10-2 C) 8,7 . 10-2E ) 8,2 . 10 3

UNI Nivel intermedio B) 8,6 . 10-3 D) 8,9 . 10-2

Problema 3 En una autoclave de 5 L se colocó una mezcla de limaduras de hierro y agua. La autoclave se cerró y se calentó a 1000 °C. Al alcanzar el equilibrio se encontró 1,1 g de H2 y 42,5 g de H2O. Halla el

Resolución:

Kc de la reacción.

N2(g) O2(g) 

Fe(s) H2O Fe3O4(s) H2

2NO(g)

Nivel fácil A) 6M

UNI

D) 3 M

(1 x) mol (0, 25 x) mol 2x mol

Resolución:

CO(g) C2(g) COC2(g) Para calcular la Kc se necesitan sus con- centraciones:

1, 2    6 M Kc  0,2 98 0, 5  2 2  Respuesta: A) 6 M

Nivel intermedio

. 10-2 2,9 . 10-3 2,5 . 10-3

A ) 2,2

B) 2,8

C)

D) 2,0

Pero: 2x = 0,125 x = 0,0625 mol

E)

Moles en equilibrio: N2 = 1 – 0,0625 = 0,9375

Resolución:

2

NO H2

0,125 2  Kc 

10-3 10-2

En el cálculo de Kc no intervienen los

O2 = 0,25 – 0,0625 = 0,1875 Cálculo de la Kc: Kc 

. .

O2 

sólidos:

3Fe(s) 4H2O(g) Fe3O4(s) 4H2(g) H 4  2  Kc H O





 v  2 Problema Cuando se permite que una mezcla gaseosa de 1 mol de N2 y 0,25 moles de O2 alcance el equilibrio a 3000 °C, se forman 0,125 moles de óxido nítrico (NO). Calcula su Kc.

N2(g) O2(g)  2NO(g)

 2 

0, 9375 0,1875   v  v 

Kc 

Kc  0, 0156 0,1758 Kc = 8,9 x 10–2

4

 0, 55 )  2,536 ) 5

4

Kc = 2,9 . 10-3 –2

Respuesta: D) 8,9 10

Respuesta: C) 2,9 . 10

-3

5.

NIV EL I 1.

La cinética química estudia

.

la rapidez de reacción de una sustancia en un proceso químico II. la rapidez con que se forman los reactantes III. los factores que afectan la velocidad de una reacción Es verdadero: A ) I y II B) II y III C) I y III D) I, II y III E ) Solo I

Se mezcla un litro de solución A y un litro de solución B, y ocurre la

NIV EL II

siguiente reacción:

8.

I.

2. Si hipotéticamente la reacción siguiente es elemental, entonces balancea y señala lo correcto:

NH3(g) O2(g) NO(g) H2O(g)

______________. I. las concentraciones de todas las sustancias se pondrán constantes II. la rapidez de reacción en ambos sentidos es igual

A(ac) B(ac) productos ¿Cómo se modificará la velocidad de reacción si, antes de la reacción, a la solución A se le adiciona 1  de agua y a B 2  litros de agua y lue- go se mezclan para producir la reacción? A ) Disminuirá 6 veces. B) Aumentará 60 veces. C) Aumentará 8 veces. D) No pasará nada. E ) Faltan datos. 6.

En el equilibrio químico se cumple que

III. la KC permanece constante ante cualquier cambio externo A ) I y II B) II y III C) I y III D) Solo I E ) Todas 9.

Gráfica de equilibrio químico (E. Q.):

Gráfico de energía:

A B C D I.

5rNH 4r O

2

3

II. r k [NH ]4[O ]5 D D 3 2

III. 2 r

IV. r

3r

H2O

NH3

r

NO

A ) Solo I C) III y IV E ) Todas 3.

4.

NO

Según la gráfica anterior, balancea De acuerdo con el gráfico la ecuación: anterior, escribe verdadero (V) o A ) 2A 2B 2C falso (F) según corres ponda y B) A 2B 3C señala la secuencia correcta: C) 2A B 3C • Se trata de una reacción exoD) 2A 2B 3C térmica. ( ) E) ) A B 2C • La reacción inversa es exotérmica. ( ) 10. La KC = 40 para el sistema en E. • La energía de la reacción se Q. I2 H2 2HI(s). Si las (g) (s) calcula restando las concen- traciones son para el H2 y energías de activación directa HI, rese inversa. ( ) pectivamente, 2 M y 5 M, ¿cuál es la [I2] • d es la energía del complejo activado. ( ) en el equilibrio? A) VVVV B) VFVF A ) 0,62 C) FVFV D) VVFF D) 0,06 E ) FVVV

B) Solo II D) I, II y III

Escribe verdadero (V) o falso (F) según corresponda y señala la secuencia correcta I. La energía de activación de una reacción exotérmica es mayor que la de una reacción endotérmica. ( ) II. Un catalizador positivo aumenta la entalpía de la reacción química. ( ) III. La energía potencial de los productos de una reacción química endotérmica es mayor que la de una exotérmica. ( ) A ) FFF B) FVF C) FVV D) FFV E) VVV ¿Cómo cambiará la velocidad de reacción si el volumen del recipiente disminuye 3 veces?

2A B2 2AB A ) Aumentará 8 veces.

7.

Dada la siguiente reacción hipotética elemental: A 4B 2C I.

La rD = KD [A] [B]A

II.

La rI = KI [C]2 2 3H

III.

La K C  [C] 4

[A][B]

11. En un recipiente de 19 L, se introduce hierro reducido como catalizador y una mezcla de N2 y H2 en la proporción de 1:3, al calentarlo a 350 °C, la presión interna en el recipiente es de 10 atm. Calcula KC y Kp para el sistema en E. Q:

N

2

2NH

2

A ) 1,92 y 7,3

3

B) Aumentará 27 veces. C) Aumentará 9 veces. D) Disminuirá 9 veces. E ) Disminuirá 8 veces.

Es falso: A ) I y II C) I y III III E ) Todas

B) 994 y 7,3 . 10–2 B) Solo I D) II y

C) 1,92 y 7,3 . 10–4 D) 7,3 y 7,3 E ) 1,92 y 1,92

12. Si se mezcla 1 mol de C2H5OH con 1 mol de CH3COOH a la temperatura ambiental, y la mezcla en el equilibrio contiene 2/3 de mol de éster y 2/3 de mol de agua, ¿cuántos moles de éster tendrá el equilibrio cuando se mezclan 3 mol de alcohol etílico con 1 mol de ácido acético? A ) 1,2 B) 2,4 C) 3,6 D) 0,9

ciación a la misma temperatura, pero a una presión de 10 atm, si la reacción es:

PC5 PC3 C2. A ) 17,3% 32,4% C) 8,2% E ) 46,5%

B) D) 18,5%

13. A una presión total de 3 atm y 47 °C,

5 mol de N2O4 están disociados en un 20% en NO2. Determina la constante de equilibrio Kp si la reacción es:

N2O4 (g) 2NO2

B) 1,5 atm

C) 2,5 atm E ) 0,8 atm

D) 2 atm

14. Determina el porcentaje (%) de disociación del N2O4 en NO2 si se sabe que se tiene 1 mol de N2O4 a 47 °C y la presión total de la mezcla es de 1 atm.

N2O4 2NO2 A ) 66,6% 33,3% C) 75% E ) 18,6%

B) D) 10%

15. Si a 200 °C y a presión de 1 atm, el

19. Para la siguiente reacción en E. Q.:

tiene tendrá sobre la [SO2] en

16. Si a 35 °C la Kp es 0,32, atm para la disociación del N2O4 en NO2, calcula la diferencia de presiones a las que el N O está disociado a la misma

cada cada uno de los siguientes casos y señala la secuencia correcta:

I.

Adicionando SO3(g)

temperatura en 25% y en 50%. A ) 0,24 atm B) 0,46 atm C) 0,96 atm D) 1,2 atm

II.

Adicionando O2(g)

III.

Aumentando la temperatura. Aumentando el volumen.

E ) 1,94 atm

A ) , , , 

B) , , , 

C) , , , 

D) , , , 

2 4

17. ¿En qué caso no se favorece la producción de NH3 para el equilibrio exotérmico?

N2(g) 3H2(g) 2NH3(g) A ) Disminuyendo la temperatura B) Aumentando la presión C) Aumentando el volumen D) Aumentando la [NH 3] E ) Removiendo algo de N2 18. Según el principio de Le Chatelier, ¿qué ocurre si se aumenta la temperatura para el sistema en E. Q.?

I

H

2(g)

PC5 se disocia en un 48,5%,

2(g)

2HI (g)

Escribe la ley de acción de masas para la siguiente reacción elemental: 3A 2B (g) (g)

6.

IV.

E ) , , , 

20. Identifica, qué efecto tiene sobre el E. Q. de

PC5(g) PC3(g) C2 (g), si la reacción es endotérmica, en cada uno de los casos que se plantea

y

señala

la

secuencia

correcta. I. Un aumento de temperatura II. Un aumento de presión III. Un aumento en la C 2  A ) , , 

B) , , 

C) , , 

D) , , 

E ) , , 

DH 180 kcal / mol

calcular, el porcentaje (%) de diso-

1.

E ) Aumenta la [I2]

2SO2(g) O2(g) 2SO3(g) 

(g)

A ) 0,5 atm

D) La presión aumenta

calor, se identifica, ¿qué efecto

NIVEL III

E ) 1,8

A ) Aumenta la KC B) Disminuye la [H2] C) El sistema inverso se desfavorece

Un catalizador produce

_________ de la energía

de activación.

C(g) ________________________________________ 2. La cinética química estudia ____ 3.

________

___.

Se llama velocidad de reacción a la variación de _ en relación con la variación de

4.

de la velocidad

de reacción. 5.

_.

El aumento de la temperatura produce

Para lograr un choque eficaz, las moléculas deben poseer suficiente _

_____

__ y _

______

__.

7.

La constante de equilibrio solo depende de

_

_

________________________________________. 8.

Cuando una reacción llega al equilibrio, las concentraciones son ______________________________.

9.

En una reacción endotérmica, al aumentar la temperatura, la Kc _____________________________.

10. Cuando se aumenta la temperatura en una reacción exotérmica, la reacción se desplaza hacia _

_.

Institución Educativa Privada “DEUNI”

1. Si en cierto instante la velocidad de

Químic a

4. ¿Cuántas proposiciones son incorrectas?

desapa- recimiento de A es 0,8 M/s.

( ) La reacción:

Hallar la velocidad de aparecimiento de C, en la

2NO(g) + O2(g) = 2NO2

reacción elemental. 2A B 3C

es trimolecular. ( ) El número de choques moleculares

A) 1,2 M/s

aumen- ta si la energía de

D) 2,4 M/s

activación es menor.

2. Señala como cambia la velocidad de reacción inicial, si el volumen del recipiente disminuye 2 veces.

A) IIIC IICC

B) ICII

D) IICI

E) ICCC

C)

N2 3H2 2NH3 A) aumenta 16 veces B) decrece 8 veces C) aumenta 2 veces D) aumenta 4 veces E) decrece 4 veces 3. Respecto a la cinética química indicar las pro- posiciones incorrectas (I) o correctas (C). ( ) La velocidad de reacción varía con la tem- peratura; pero es indiferente de la natu- raleza de reactantes. ( ) En toda reacción química se requiere ca- talizador. ( ) Para las reacciones de varias etapas, la

velocidad

de

la

reacción

está

determinada por la etapa de mayor rapidez.

129

Institución Educativa Privada “DEUNI”

( ) Si la velocidad depende de la primera

potencia de la concentración de dos reaccionantes, la reacción es de segun- do orden.

En la reacción gaseosa: 2SO2 + O2 = 2SO3. Si el volumen ha disminuido a 25% del valor inicial entonces la velocidad

( ) Con el orden de la reacción conocemos la forma

I.

Químic a

de

representarse

directa aumenta en 32 veces.

matemática-

II. La reacción: J 3L  productos; nece- sariamente es de cuarto orden.

( ) El número de colisiones moleculares es el

III. Si la velocidad de consumo de "J" es

mente el proceso. resultado directo de las concentraciones.

6 mol / L min entonces "Q" se forma

A) 4

a razón de 1,5 mol / L min.

D) 1

2J L 1 / 2 Q

5. Señale cuál (es) de las siguientes proposiciones son correcta (s)

130

A) Solo I

B) Solo II

C) Solo III

D) I y II

E) I, II y III

6. Determine el orden de la reacción para: J L Q a partir del siguiente cuadro de valores

ex- perimentales:

Hallar la Kc del sistema: PC5 PC3 C2 A) 0, 8

mol

0, 08

mol 

B)  C) 0, 4 mol

E)

4

D)

mol 8 

 mol 

A)

Orden 0

C)

Orden 2

E)

Orden 4

7. Señala como es la velocidad de la reacción directa: H2 C2 2HCL 10. Se tiene la siguiente reacción en equilibrio químico: N2 3H2 2NH3 calor hacia donde se favorecerá la velocidad de reacción química cuando: I. se aumenta la temperatura II. se aumenta la presión se añada más NH3 al iniciarse con 2 mol de H2 y 3 mol de C2 III.

A) ,,

B) ,, ,,

comparada con la que tiene cuando se

C) ,, D)

haya consumido la mitad de H2.

E) ,,

A) 1 vez C) 3 veces veces E) 8 veces

B) 2 veces D) 6

11. Si para las siguientes reacciones a 25 °C: A

C Kc 5

2B (g)

8. A 1000 K la reacción:

(g)

C(g) D(g)  2E(g)

(g)

Kc 20

2SO3(g) 2SO2(g) O2(g) tiene un Kc igual a 0,217, determine Kp para la siguiente reacción: (en atm) SO2(g) 1 / 2O2(g) SO3(g)

determine Kc a 25 °C para la siguiente reacción: E(g) 1 / 2D(g) 1 / 2A(g) B(g) A) 10 D) 0,01

A) C) E)

12. De las siguientes proposiciones indicar cua- les son correctas (C) o incorrectas (I):

9. Cuando un sistema llega al E. Q. a 500 °C existen 0,8 mol de PC3 ; 0,8 mol de C2 y 0,4 mol de PC ; en el recipiente de 2 5 .

( ) La eficiencia de una reacción reversible nunca llega al 100%. ( ) Un estado de equilibrio se da cuando la velocidad de reacción directa e inversa se igualan.

Fructosa Glucosa ( ) Una reacción reversible culmina Si se preparó una disolución 0,244 M de fructosa a 25 cuando se alcanza el equilibrio. ( ) El equilibrio químico es de naturaleza °C y se descubrió que en el equilibrio su diconcentración había disminuido a 0,113 M, denámica. termine la constante de equilibrio Kc. (A) ) 1,16 Todas las reacciones químicas reversibles poseen Kc. D) 2,18 A) CCIII B) CCICC C) CCICI D) CCIIC E) CICIC

13. Para la siguiente reacción en equilibrio a 80 °C su Kc es de 0,49: 2HI(g) I2(g) H2(g) Si en un recipiente cerrado se introducen 5 mol de hidrógeno y 5 mol de yodo; luego se permite que alcance el equilibrio a 80 °C, determine la masa de HI en el equilibrio. A) 533,6 g B) 266,6 g C) 799,9 g D) 319,9 g E) 639,9 g 14. A 700 °C se tiene una constante de equili- brio Kc igual a 9 para la siguiente reacción: 2H2S(g) H2(g) H2S2(g) Si un recipiente vacío se coloca H2S a una presión de 10 atm, determine la máxima presión parcial del H2S si se llega al equilibrio. A) C) E) 15. Cuando la glucosa y la fructosa se disuelven en agua se establece el siguiente equilibrio:

A) 1 D) 4 131

16. La descomposición térmica del bisulfuro de amonio es como sigue: NH4HS(s) NH3(g) H2S(g) Si se introducen una muestra de 4,25 g del bisulfuro en un recipiente vacío de 4 L y se permite que alcance el equilibrio a 47 °C, registrándose una presión total de 0,82 atm, determine el porcentaje de disociación del bisulfuro de amonio. A) 25%

B) 50%

D) 80%

E) 90%

C) 75%

17. Se introducen en un matraz de 2 L al cual previamente se le ha hecho un vacío, 2 mol

132

de nitrógeno gaseoso y 6 mol de hidrógeno gaseoso. Si se permite que alcance el equili- brio a 500 °C según la siguiente reacción: N2(g) 3H2(g) 2NH3(g) determine el valor de la constante de equili- brio Kc si el hidrógeno se disocia en un 60%. A) 2,08 D) 5,08 18. En la siguiente gráfica determine el valor de Kc si el grado de disociación del tetróxido es de 40%.

19. Sea la siguiente reacción en equilibrio a 500 °C.

20. Considerando el siguiente equilibrio: 2CO(g) C(s) CO2(g) ; DH120

2NOC(g) 2NO(g) C2(g) ;

kJ Indique cuántas proposiciones son

DH75kJ Indique cuántas proposiciones

incorrectas: ( ) Es un equilibrio

son correctas: ( ) Es un equilibrio

homogéneo.

heterogéneo. ( ) Un aumento de temperatura disociará NOC. ( ) Las variaciones de presión no afectarán al equilibrio.

( ) Un retiro de carbón no afecta al equilibrio. ( ) Un aumento de presión, provocará la mayor formación del C(s)

( ) Al aumentar la temperatura el equilibrio

( ) Si retiramos cloro el sistema se despla- zará hacia la izquierda. ( ) Si disminuimos la concentración de NOC

se desplaza hacia la izquierda, incrementando el valor de su Kp. A) 1

Kc aumenta. A)

1

D)

4

1. 2. 3. 4. 5. 6. 7. 8. 9. 10.

A A A E C D C C A C

y del CO2.

D) 4

11. C 12. B 13. A 14. A 15. A 16. C 17. A 18. E 19. A 20. B

B) 2

ÁCIDOS Y BASES TEORÍA: pH, pOH, Kw EQUILIBRIO IÓNICO

Las reacciones ácido-base en disolución acuosa constituyen algunos de los procesos más importantes en los sistemas químicos y biológicos. Es necesario estudiar las propiedades de ácidos-bases, algunas definiciones importantes de ácidos y bases, la escala de pH y la relación entre la fuerza de los ácidos y la estructura molecular.

Á CIDOS Y BA SES • •

Toda la definición de ácidos y bases se resume en una tabla con las características más importantes. Fueron 3 los hombres más importantes que señalaron estas características:

II. SEGÚN BRÖNST ED–LOWRY *





Par conjugado: NH3 y NH4 ; H2 O y OH . *

I.

SEGÚN A RRHENIUS



Todo en solución acuosa: – •

H2SO4(ac) 

2  SO 4



Par conjugado: HCN y CN ; H2O y H3O .



 2H

Observaciones:

2 protones

Ácido

diprótico 

•

KOH (ac 



K OH)

•

conjugado siempre tiene carácter y fuerza dife-



rente al reactante respectivo.

Base monohidroxílica

•

HO   H OH 2 

Sustancia  Es aquella que puede comportarse  anfótera  como ácido base.

Toda reacción Brönsted–Lowry es reversible y el

•

Sustancia anfiprótica, es aquella que se comporta como ácido o base de Brönsted–Lowry, según las circunstancias.

133

Institución Educativa Privada “DEUNI” Ejemplos:

Quími ca III. SEGÚN LEWIS 

B F3

 Respecto de los hidrógenos que s e liberan, los ácidos s e denominan m onopr ótico, dipr ótico, etc., si liber an uno, dos , etc., hidrógenos.

N H3  BF3 .NH3



 

IIIA VIIA

VA IA

 El agua libera iones H+ y iones O H–, por lo que es una s ustancia anfótera, es decir, s e compor ta como ácido y base a la vez.  El agua y el HCO 3 – son sustancias anfipróticas; actúan como ácido o base según las circunstancias.

ELEC T ROLIT OS Sustancia que al contacto con el agua puede disociarse en

II. FUERZA DE A CIDEZ

iones haciéndola buena conductora de la corriente eléctrica

Capacidad o facilidad de un ácido para liberar iones

con regular o alta eficiencia. Son de 2 clases:

hidrógeno (Arrhenius) o donar 1 protón, (Bronsted-Lowry)

I.

o aceptar 1 o más pares de electrones (Lewis). Esta fuerza se puede predecir:

ELECTROLIT FUERT E

O

Sustancia que en agua se disocia en sus iones con gran rapidez y en un 100% (totalmente). Sus soluciones son excelentes conductoras del calor y la electricidad.

A. Par a hi dr ur os En la T. P. M. aumenta de izquierda a derecha y de arriba abajo.

Ejemplos: •

Ácido fuerte

HCO4 HI HBr HCH2SO4 HNO3 (según Arrhenius)

•

Bases fuertes: Bases alcalinas y alcalinas térreas, excepto: Be(OH)2 y

•

Mg(OH)2 (según Arrhenius)

La mayoría de las sales inorgánicas u orgánicas son

Ejemplo: fuerza de acidez: HF > H2O > NH3 > CH4 -

HI > HBr > HC

 > HF

excelentes electrolitos:

KCO4 , NaC, KNO3 , Fe2(SO4)3 •

Reacción ácido-base

HC  NaOH NaC  Ácido fuerte

Base fuerte

Observación:

134

Sal neutra

B. Par a áci dos oxáci dos Un ácido oxácido es más fuerte cuando su fórmula

H2O (Según Arrhenius)

contiene el elemento no metálico de mayor electronegatividad o de mayor N. O., o menor tamaño, o Los electrolitos fuertes no presentan reacciones

Institución Educativa Privada “DEUNI”

Quími ca

menor número de hidrógenos, o mayor número de oxígenos. reversibles o, en todo caso, su K E. grande.

Q.

es muy

Ejemplo: Fuerza de acidez: > HCO3

> HCO2

> HCO

HCO4 - HCO4 > H2SO4 > H3PO4

135

pH, pOH, Kw, Ka, Kb, Ki Nociones preliminares de álgebra

III. PRODUCTO IÓNICO DEL A GUA ( KW )

x

loga N x

Ejemplos: Log 2 = Log10 2 = 0,30103 -

-

Log 3 = Log10 3 = 0,48

Se cumple H 2O  1 mol/L 1 mol/L 10– 7 mol/L

N a

 10 0,48

 10

0,3

= 2

en condiciones estándar a (25 ºC y 1 atm). H+ + OH– 1 mol/L 1 mol/L } Balance 0 0 } Inicial 10– 7mol /L 10-7 mol/L } Avance en el laboratorio

----------------------------------------------------------------------1-10– 7 mol/L : 10– mol/L 10– mol/L } Equilibrio iónico

= 3

7

2

7

H OH     

2

Log525 Log55 2; Log100 Log1010





  

 



2; H O

KE. Q.

4

KE.Q. H2O

H OH    

 2 

Log3 81 Log3 3 2

I.

Kw

POTENCIA DE IONES HIDRÓGENO ( pH)

 K 10

w

14

Conclusiones

Factor numérico que indica el grado de concen-tración de iones H+ de una solución.

1 H pH log   

log HH 10pH    

II. POTENCIA DE IONES HIDRÓXIDO ( pOH)

1.



Del análisis a C. S. [H ] 

[OH ] 10

pH

107 107 10

10

pOH

(pHpOH)

pH pOH 14 Indica relativamente la concentración de iones (OH)– que posee una solución.

2.

En toda solución neutra: 



[H ] [OH ] 10

pOH log

7

pH pOH 7

  1 log OH  OH pOH OH  10       

3.

En toda solución ácida:    7 [H ] [OH ] pH  pOH [H ] 10

4.

En toda solución básica: 



[H ] [OH ] pH pOH



[OH ] 10

7

Ejemplo: ¿Qué color adopta una cinta de papel de tornasol en

En toda solución neutra: OH–] = 10–7 pH =  En toda solución ácida: OH–] pH <  En toda solución básica: OH–] pH > 

[ H+ ] = [

HC,KOH, acuoso?

NaC;

pOH = 7 [ H+ ] > [ pOH [ H+ ] < [ pOH

Gráfica de pH y pOH

Observación: Un pHímetro se usa comúnmente en el laboratorio para determinar el pH de una disolución. Aunque muchos pHímetros tienen escalas con valores que van del 1 al 14, los valores de pH pueden de hecho ser menores o mayores que los rangos indicados.

Valores de pH en algunos líquidos comunes Muestra • Jugo gástrico en el estómago • Jugo de limón • Vinagre • Jugo de toronja • Jugo de naranja • Orina

Valor de pH 1,0 – 2,0 2,4 3,0 3,2 3,5 4,8 – 7,5

• Agua expuesta al aire • Saliva

5,5 6,4 – 6,9

• Leche • Agua pura • Sangre

6,5 7,0 7,3 – 7,4

• Lágrimas • Leche de magnesia

7,4 10,6

• Limpiador doméstico a base de amoniaco

11,5

• El agua expuesta al aire durante largo tiempo absorbe CO2 atmosférico, para formar ácido carbónico H2CO3.

EQUILIBRIO IÓNICO DE ELECTROLITOS DÉBILES 1. Sea el ácido monoprótico HA débil. HA(ac) H2O H(ac) 3O

Sustancia generalmente orgánica con la que se puede saber rápidamente el carácter de una solución, debido a que dicho indicador es una sustancia anfótera que adopta cierto color en una solución ácida y otro en una solución básica.

A

(ac)



O simplemente: 

HA(ac) H (ac)

(ac)

A



H  A     HA

Ki K a

Ka: Constante de ionización ácida 2. Sea la base: NH3 débil. 



NH3(ac) H2O NH4(ac) OH(ac)

NH OH  4  5 Kb  NH 1, 8 10   3 Kb: Constante de ionización básica  O Luego: NH4(ac) H2O NH3(ac) H 3

 Indicador ácido-base



Ka 

Ácido



         K  H O NH  3  H O . OH  3  .   w 3  OH     OH NH4 . OH  Kb NH4









 14

K a .Kb Kw 10 C.S.

a





 NH   3



3. Grado de disociación (G. D.): Cociente entre la cantidad disociada y la cantidad inicial;

n G.D.  disociado

ninici

al





   d i s o c i a d o

  i n i c i a l

4. Porcentaje de grado de disociación (% G. D.)

100% n % G.D.  disociado ninicial

Problema 1 Determina las sustancias que actúan como ácidos en la siguiente reacción ácido-base: 

NH2 CH3 CH 2 OH NH 3 3 CH 2  CH O

UNI Nivel fácil

A ) CH3, CH2, OH y NH3 B) CH, CH2, OH y NH C) CH3, CH3, OH y NH3 D) CH3, CH2 y NH3 E ) CH3, OH y NH3

Problema 2 Problema 3 Halla el porcentaje % de grado de di¿Cuál es el pH de una solución de sociación de aquella solución de un áciHC cuya concentración es 3,65 g/l? do monoprótico 0,2 M cuya ki = Dato: log 2 = 0,3. UNI 1,8.10-6. UNI Nivel intermedio Nivel difícil A) 2 D) 4 Resolución Se calcula la concentración molar de la solución.

Ácido: Sustancia que dona un protón. Base: Sustancia que acepta un protón. De la reacción ácido-base se concluye: NH2 + CH3CH2OH

Base Ácido

NH3

+ CH3CH2 Ácido O Base conjugado

g

l nsto  3, 65 36, 5 n

CH3, CH2, OH y NH3

0,1 mol





0,1 mol



[H ] 0,1 pH 10

mol



a.a

0, 2 a

[HA]

1, 8.2.10

+

0,1 mol

6

1, 8.10

0

H





ka 

a 6.10



0 } Inicial a } Avance a } E. Q.

[A ][H ]

msto 3, 65g

sto

+

Cl

0,1 mol



6

2

a 36.10

8

4

–

% G.D. 6.104.100%  0, 2 

1

10

G.D. 0, 3%

 Respuesta: B) 1

 pH = 1



 nsto ??

11

HCl



0,2 M 0 a a (0, 2 a) a

sol

Mso  0,1 0,1 mol l

conjugada

Los que actuan como ácidos son:





HA A (ac) H(ac) 1 M(ac) 1M 1M } Balance

V 1 l 

dsto 3, 65

1

V

n M Vsto sol

Resolución: Para una reacción ácido-base, la teoría de Brönsted-Lowry plantea:

Resolución:

Respuesta: C) 0,3%

Respuesta: A) CH3,CH2, OH y NH3

NIV EL I 1.

No A) B) C)

es propiedad de una base: Posee sabor amargo. Neutralizar a los ácidos. Son untuosos o jabonosos al tacto. D) Son corrosivos.

E) ) Se disuelven en agua aumentan- do la concentración de iones H+. 2.

Según Lewis, es cierto: I. Un ácido tiende a aceptar solo un par de e–.

II. Una base es capaz de aportar un par de e– en una reacción de adición. III. En la Rxn:

CO2 H2O H2CO3,

el CO2 es una base. A ) I y II B) Solo I C) Solo II D) I y III E ) II y III

3.

I. [H+] > 10–7 II. pOH > 7 + – –14 III. [H ][OH ] > 10 A) I B) II D) I y III E ) I y II

En una solución ácida a C. S., se cumple que:

4.

5.

6.

C) III

¿Cuál es la [OH–] de aquella solución cuyo pH es igual a 12,8 (log2 = 0,3)? A ) 1/2 B) 1/16 C) 1/4 D) 1/8 E ) 1/10 De acuerdo con el conjunto de Svante Arrehnius, un ácido es una sustancia __________________. A ) con sabor agrio B) que contiene hidrógeno C) que reaccionan vigorosamente con los metales activos liberando hidrógeno gaseoso D) que en solución acuosa produce o forma iones H+ E) ) que cambia de color con cier- tos indicadores.

Según Brönsted–Lowry, una base es una ____________________. A ) sustancia con sabor amargo B) sustancia que neutraliza a los ácidos C) especie química capaz de aceptar protones D) especie química capaz de donar protones E) ) sustancia que, al disolverse en agua, produce iones, OH–

7.

Respecto de la siguiente reacción:   NH3(ac) H2O() NH 4(ac) OH(ac) , señala la alternativa incorrecta: A ) El NH3 es una base Brönsted– Lowry. B) El H2O es un ácido de Brönsted– Lowry.  C) El NH4 es el ácido conjugado. – D) El OH es la base conjugada. 

E) ) El 2H O y NH son pares 4 conju- gados.

NIV EL II

A) 2 D) 5

¿Cuál es la [H+] de una solución cuyo pOH = 9?

8.

14. En relación con los siguientes áci-

0 B) 1, 7

dos de Brönsted–Lowry:

C) 1, 0 6 10 E ) 1, 0

1, 0 D) 5 10

I.

10

9

4

ciados son verdaderos (V) o falsos (F) según corresponda y señala la secuencia correcta: I. Cuánto más fuerte es un ácido, más fuerte es su base conjugada. II. Cuánto más fuerte es una base, más débil es su ácido conjugado. III. Los ácidos fuertes son aquellos que transfieren parcialmente protones al agua. IV. Los ácidos débiles son los que se disocian parcialmente en solución acuosa. A ) V V V V B) FVFV C) VFVF D) FFFF E ) VVFF 11. Señale cuántos mililitros de agua se deben agregar a una solución ácida, cuyo volumen es de 100 mL y pH = 1, para obtener el pH de valor 2 A ) 100 B) 200 C) 500 D) 900 E ) 1000 12. Si se disuelven 4 g de NaOH y 5,6 g de KOH en agua para formar 10 L de solución determina el pH de

la solución resultante. Log2 = 0,3. A ) 1,7 B) 11,3 C) 13,3 D) 12,3 E ) 10,3 13. Calcula el pH de una solución de HCN 0,20 M si se sabe que K a 5 1010.

Los ácidos son sustancias de sabor

H O (ac)

H  O

2 ()

OCN



;

3 (ac)

(ac)

4

K a 3, 5 10 H2O( ) H3O  (ac)  II. HCN CN(ac)(ac) ;





de ácido nítrico, HNO3 0,001 M? A) 3 D) 1 1

10. Reconoce si los siguientes enun-

HOCN

17. Calcular la constante de disociación del ácido fórmico HCO2H, si una

10

¿Cuál es el pOH de una solución

1.

D) El pH final es igual a 1,78. E ) pH + pOH = 14.

C) 4

A ) 1, 0

10

9.

B) 3 E) 6

K 6, 2 1010 a

  III. HC2 H3 O O C O 2(ac) H2 O () H 3 (ac) 2 3H(ac) K a 1, 8 105

solución de 0,1 M del mismo, al medirse el pH, era aproximadamente 3 y la temperatura 25 °C. HCO2H(ac) H (ac) HCO2(ac) 

A) 3 210

D) E)

HCN < HC2H3O2 < HOCN ) HC2H3O2 < HCN < HOCN

15. Si 50 mL de HC0,100 N se valoran con NaOH 0,100 N, calcula el pH en los siguientes casos: I. Antes de añadir la base. II. Cuando se hayan añadido 10 mL de NaOH. III. En el punto de equivalencia. Dato: log 6,67 = 0,82 A ) –1; 0,5; 5 B) 0,5; 1,5; 6 C) 1,0; 1,18; 7 D) 2; 0,1; 8 E ) 3; 2,5; 10

NIVEL III 16. Si se mezclan 50 mL de HC 0,1 M con 25 mL de NaOH 0,25 M, ¿cuál de

las siguientes proposiciones es falsa? A ) La solución final es alcalina. B) Si se agrega una gota de fenolfta- lina, ésta vira al color fucsia. C) El pOH final es menor que 7.

C) 10–5

–7

–6

D) 10

E) ) 10

18. La ecuación de ionización acuosa de cierto ácido débil "HA" es:

HA H2O  H3O

El orden creciente de la fuerza de acidez correcta está dado por: A ) HOCN < HCN < HC2H3O2 B) HCN < HOCN < HC2H3O2 C) HOCN < HC2H3O2 < HCN

B) 10–4



A

Si la concentración inicial de HA es 0,002 M y en el equilibrio se encuentra ionizado en un 0,5%, determina Ka: A ) 5 10

8

B) 1, 25 10 D) 6, 2 10

C) 4, 25

108

7

10

9

E ) 4, 310

19. Una solución 0,2 M de ácido acético tiene una concentración de H3O+ = 1,9 x 10–3 M. Según la siguiente reacción de equilibrio. CH COOH 3

H O

(ac)

2

()

 CH COO 3

H O (ac)

3

 (ac)

¿cuál será el valor de Ka y de la concentración de iones OH–, respectivamente? A ) 2, 0

3

10 1, 3 9 10

C) 1, 8

10

5

B) 1, 8 10 12 5, 26 10 3 D) 2, 0 10

2, 56 10

5

12

1, 9 103 E ) 3, 0 102 1, 7 0 10 20. Si se tiene una solución de Ca(OH)2 0,08 M disociado en un 80%, halla el pH de la solución. (log2 = 0,3). A ) 1,3 B) 2,1 C) 0,9 D) 13,1

E ) 11,9

_.

7.

Si a 40 °C la Kw del H2O es

10-12, luego la [OH–] del 2. En toda reacción con carbonatos, los ácidos liberan el gas _____________________________________. 3. Las sustancias de carácter _ neutralizan a los ácidos. _. 4. A mayor pH la solución es de carácter 5.

6.

A mayor [H+] la solución es _. a. básica b. ácida c. neutra ________________________________________. A C. S. la [H+] para el agua es _ _.

agua es _________________________________. 8.

9.

En toda Rxn ácido-base, la base conjugada del H2O es el ion , y el ácido conjugado del H2O es el ion ____________________________________. En la reacción CaO CO2 la base y el ácido

CaCO3

son, respectivamente __________________ (según Lewis). 10. Para un ácido, la [H+] es mayor que _ y su pH es _ que 7.

Institución Educativa Privada “DEUNI”

1. Respecto

a

indique

la

teoría

cuales

de

Arrhenius,

proposiciones

son

incorrectas (I) o correctas (C): (

(

)

Los

ácidos

son

Químic a

( ) En la reacción del BF3 y el NH3 se verifica la formación del aductor ( ) Toda la base de Lewis es también una

especies

con

base de Brönsted – Lowry

hidrógenos en su estructura que se

A) 1

B) 2

liberan en diso- lución acuosa.

C) 3

D) 4

)

Las

bases

son

especies

que

E) 5

presentan necesariamente iones de hidróxido en su estructura.

4. ¿Cuántas proposiciones explican el hecho

( ) El protón es estable en solución

de que se cumpla el siguiente orden de

acuosa. ( ) Esta teoría es aplicable en

fuerza

cualquier me-

halogenhídricos?

ácida

dio solvente. A) CCCCC

B) CCCCI

C) CCCII

D) CCIII

en

los

ácidos

HI HBr HCHF ( ) La formación de puentes de

hidrógeno. ( ) Porque el lodo al ser menos electrone- gativo atrae con mayor

E) CCICI

fuerza al hidró2. De la siguiente reacción, indique un par

geno.

base conjugado – ácido de Brönsted –

( ) El HI no forma puentes de hidrógeno y

Lowry:

el HF si. ( ) La diferencia de electronegatividad es tan alta del HF provoca la fácil liberación

1

1

2

HSO4 C  SO4 HC 1–

A)

C)

HSO4 1 HSO4

E) SO4

2

2

1

y C y SO 4 2– HC B) 1

y C SO4 1 y C

D)

1–

y HSO4

3. Indicar cuántas proposiciones son correctas respecto a la teoría de Lewis: ( ) Un ácido de Lewis es la especie aceptora de un par electrónico.

del hidrógeno. ( ) La energía de enlace mayor en el HF hace difícil la remoción del protón por parte del solvente. ( ) Los óxidos no metálicos con el más alto grado de oxidación son

considerados

ácidos

Lewis.

139

de

Institución Educativa Privada “DEUNI” ( ) En los compuestos de coordinación como

el

[Ag(NH3)4]1+ existe

Químic a

A) C)

una

E)

especie ácida. 5. Se tiene una solución de ácido clorhídrico 0,001 M. Determine su pOH. A) 3

B) 4 C) 5 E) 12

140

D) 11

6. Se tiene una botella de vino recién destapada, el cual al medir su concentración de protones arroja un valor de 4 10

5

M. Si luego de dejar-

la abierta y expuesta al aire libre durante un mes su concentración de protones resulta ser 4 2 10 M, determine en cuánto habrá variado

11. Se tiene fenol cuya concentración es de 0,01 M y su porcentaje de ionización es de 0,0114%. Determine el pH y la constante de ionización respectivamente del fenol. Dato: Log 1,14 = 0,057

10

A) 1, 94

1,110

10

el pH del vino.

B) 2, 94

1, 210

A) 0,70

C) 3, 94

1, 4 10

D) 4,4

D) 5, 94

1, 310

E) 4, 94

1,510

7. Determine el pH de una mezcla de 4 g de NaOH y 7,4 g de Ca(OH)2 con 10 L de agua destilada. (Na = 23, Ca = 40) A) 1,7

B) 2,7

D) 4,0

E) 11,5

C) 12,48

10

10

10

12. En cierto vinagre se mide la densidad de 

la solución resultando ser 1, 2 gmL y se mide también el pH resultando ser de 3. Si se sabe que el vinagre contiene

8. Se tiene 5 L de una solución 0,12 M de ácido clorhídrico al cual se le agrega 15 L de solu- ción 0,04 M de ácido perclórico y 10 L de agua pura. Determine el pH de la solución formada.

ácido acético: CH3COOH y que a 25 °C la constante de ionización de dicho ácido es de 1, 8 10 ,

5

determine el porcentaje en masa del ácido acético en dicho vinagre.

A) 1,4

A)

D) 5,4

C)

9. Se mezclan 4 L de una solución 0,01 M de

E) 13. En cierto tanque se tiene 22,4 L de

NaOH con 5 L de una solución 0,02 M de

amoniaco en condiciones normales. El cual

Ca(OH)2. Determine el pH de la solución

se disuelve completamente con 200 L de

for-

agua destilada. Si en la absorción del

mada.

A) 1,4 D) 5,4 10. Determine el porcentaje de ionización de un ácido monoprótico débil cuyo pH es de

amoniaco el cambio de volumen en el agua es insignificante. Deter- mine el pH de la solución formada. 3 y su

5

Dato: Kb NH3 = 1, 8 10 Log3 = 0,48

a 25 °C. constante de ionización a 25 °C es de 8 5 10 . A) 2,96%

B) 3,96%

D) 8%

E) 0,96%

C) 4,96%

A) 3,53

B) 2,53

C) 10,48

D) 4

E) 10

14. De la siguientes proposiciones: I. En toda neutralización ácido-base el punto de equivalencia siempre es para un pH de 7. II. Los iones provenientes de un ácido fuerte

un

mayor

grado

C) E)

de 18.

Es (son) incorrecta (s): A) C) E) 15. De las siguientes proposiciones: I. En toda situación ácida solo existen pro- tones. II. En una solución neutra el pH siempre es 7 a cualquier condición de temperatura. I. En una solución 10–8 M de HI, el pH es 8,

A) Solo I II

B) Solo

C) Solo III

D) I y II

D) I y II

A)

hidrólisis de su base conjugada.

es (son) incorrecta (s).

C) Solo III

17. ¿Qué ácido es más fuerte?

III. A mayor Ka de un ácido, entonces tirá

B) Solo II

E) I, II y III

no son hidrolizables. exis-

A) Solo I

Si de una solución de NH3

a C.S. su

5

Kb 1, 8 10 entonces cual es el valor de la Ka de su ácido conjugado. 10 A) 5, B) 5, 510 8 5 510 D) 1, 810 C) 1, 9

810 E) 5, 9 510 19. Si el pH de una solución es 3,3. ¿Cuál es la concentración de iones H+? A) 10–3,8 B)

210

3

2

4

C) 510

D) 510

11

E) 210

20. ¿Cuál es el pH de la solución resultante de la

E) I, II y III

unión de 90 mde HC0,1 M con 10 16. En una solución ácida a C.S. se cumple: I.

+

[H ] > [OH ]

II. pH < pOH III.

–

–

–7

[OH ] < 10

mde KOH 0,8 M?

A) 2

B) 3

C) 4

D) 8

E) 1

141

1. 2. 3. 4. 5. 6. 7. 8. 9. 10.

E D D A D A C A B D

11. D 12. A 13. C 14. D 15. D 16. E 17. D 18. B 19. C 20. A

ELECTROQUÍMICA Y ELECTRÓLISIS RELACIONES FÍSICOQUÍMICAS Y LEYES DE FARADAY CELDAS GALVÁNICAS - CELDA DE CONCENTRACIÓN, BATERÍA O FILA

El conocimiento relativo a este tema se usa en la fabricación de fuentes de energía eléctrica: pilas, baterías, etc.; en los baños de galvanoplastia: cupreado, plateado, cromado, etc.; en la obtención de metales puros por electrorrefinación; en la producción sustancias puras, como C2, O2, NaOH, etcétera; y en la protección de algunos materiales para que no se corroyan.

ELEC TROQUÍMIC A Y ELECT RÓLISIS CELDA ICA

ELECTROLÍT

Llamada también cuba electrolítica o voltámetro, es el recipiente o dispositivo donde la energía eléctrica se transforma en energía química. Posee cinco componentes: la cubeta, que está hecha de un material aislante o inerte respecto de la electricidad; los electrodos, que son materiales a los que llega la corriente eléctrica desde fuera y que internamente atraen a los iones que están sumergidos en la solu-

el conductor metálico, que es el medio por donde circulan los electrones; este es un conductor de primer orden, en cambio, el electrolito es un conductor de segundo orden. Si en el proceso la masa de los electrodos no varía, estos son inertes; pero, si la masa de los electrodos varía, estos son activos. Ejemplos:

A.

El ect r ól i si s del NaCl f u ndi do

ción; el electrolito, que es la sustancia que está en solución y cuyos iones por efecto de la corriente eléctrica, se dirigen a los electrodos, (barras metálicas que se conectan mediante un conductor metálico a los bordes de una fuente externa llamada fuente electromotriz o celda galvánica que a su vez, es la que hace transportar los electrones hacia la celda electrolítica, para generar un fenómeno químico); y

Veamos: •

  Cátodo: Na(L) 1e Na(L) –

•



Ánodo: 2C(L)  Cl2(g) 2e

______________________________

143

Institución Educativa Privada “DEUNI”

Quími ca C. El ect r ól i si s de l a sol uci ón concent r ada de NaCl (salmuer a)

 En el cátodo hay reducción y agente oxidante. Reacción neta: 2Na  2C (L) (L)

 2Na  C  2

 2NaC (L)  2Na(L)  C 2(g)

B.

El ect r ól i si s en sol uci ó n acuosa

En el cátodo: (–)

acuosa concentrada, entonces hay que tomar en cuenta

2H2O 2e

algunas observaciones:

Na OH NaOH

1. Si el catión es un metal muy activo (los del grupo

En el ánodo: (+)



Cuando el electrolito no está puro, sino en solución





Conclusiones: _______________________________

(H2) en medio básico, y luego el catión forma el hidróxido respectivo.

___________________________________________ D.

o



2Cl 2e Cl2

más bien provocan la disociación del agua, de tal manera que en dicho electrodo se libera gas hidrógeno

1. : Na H2O ...



)

H2  2 OH



IA), estos elementos no se pegan en el cátodo, sino



Elect r ólisis de la solución de H2 SO4



 2H2O 2e H2 2 OH) 

o



2. : Na OH NaOH 2. Algunos metales, generalmente los de la familia B, como el cobre, la plata, el oro, etcéteras, poseen mayor potencial de reducción que el agua, y, por ello, se pegan de frente al cátodo. 

2

Cu

2 e

0

Cu

En el cátodo: (–)

(s)



2H 2e

3. Los aniones oxigenados (oxianiones), como el sulfato, el nitrato, el carbonato, etcétera, tienen

1   H2O 2e  O2 2H 2

menor potencial de oxidación que el agua, por lo que, cuando se van al ánodo, descomponen el agua

2

 SO4 2 H

en medio ácido liberando gas oxígeno, para poder neutralizarse con los protones.

SO4 ... •

 H2O

H2SO4

__________________________________________ 



SO4

E. 2 

cloruro, tienen

El ect r ól i si s de l a sol uci ón de AgNO3



 2H H2SO4

4. Los aniones provenientes de hidruros, como el el

yoduro,

fuerte

el

atracción

sulfuro, sobre

etcétera, sus

no

electrones

ganados y poseen mayor potencial de oxidación que el agua, por lo que pueden pegarse fácilmente al ánodo cediendo los electrones requeridos y liberándose como gas.

144



Conclusiones: _______________________________

2H2O 4e O2

 4H •

2

H2 

En el ánodo: (+)

fuerte atracción sobre los electrones ganados y

•



Ejemplo:

Institución Educativa Privada “DEUNI” En el cátodo: (–) 





2C  2e  C2

Quími ca

Ag 1e Ag(s)



145

En el ánodo: (+) 

H O 2e  O 2

F.

En el cátodo: (–)

1

  2H 

 2(OH)

2H O 2e  H

2

2

NO3  H  HNO3

K



Conclusiones: _______________________________

En el ánodo: (+)

__________________________________________

2H2O 4e O2 4H

–



2

2 

(OH) KOH



2

El ect r ól i si s de l a sol uci ón de K2 SO4







SO4 2 H

H2SO4

Conclusiones: •

La cantidad de H2O va disminuyendo.

•

La [KOH] y

•

En el ánodo, el pH disminuye.

•

En el cátodo, el pH aumenta.

H2SO4  aumenta.

RELA CIONES FÍS IC O - QUÍMICA S Y LEYES DE FA RA DAY I. COU LOM B ( C)

Relaciones físicas

Análisis

Cantidad de carga eléctrica que se necesita para que se deposite o libere en uno de sus electrodos de la celda electrolítica un equivalente electroquímico o electroequivalente de alguna sustancia:

1 C 1Eq equim(sust)

II. FA RA DAY ( F) Cantidad de carga eléctrica necesaria para que se deposite o libere en uno de los electrodos de una celda un equivalente o equivalente químico de alguna sustancia.

1 F 1 Eq(sust) Pero por física:

1F < > 1Eq < > 96 500 C < > 96 500 Eq

- equim < > N A e - < > 1mol de e-

III. LEYES DE MICHA EL FA RA DAY A. Primer a ley La masa de toda sustancia depositada o liberada es directamente proporcional a la cantidad de carga eléctrica que circula por la celda electrónica.

W(sust)K q(en C)  W sust ) 1 Eq equim sust)  q ... (I)  1Eq W

K

sust )

sust )  96 500  q

Ejercicio:

Halla el valor de 1 Eq–

equim

... (II) oro en mg/C.

 # Eq

) 

sust

q 96 500

... (III)

B. Segunda ley Solución: _________________________________

Si se tienen 2 o más celdas conectadas en serie y

_________________________________________

por ellas circula la misma cantidad de corriente y

carga eléctrica, entonces se descompone, deposita o libera igual número de equivalentes de cualquiera de las sustancias de cada celda.

Se cumplirá lo siguiente: 

# Eq(NaC) # Eq[Au(CN)3] # Eq(Na ) 

3

# Eq(C ) #Eq(Au ) # Eq(C2)

# Eq

=n

mS

=

= .V N

q(c)

to

(Sto)

St o

P Eq

Sto

Sto

SOLL )

SOL

96 500

C ELDA S GA LV Á NICA S I.

DEFINICIÓ N

 Q

Son dispositivos que transforman la energía química



2

Zn



 Ánodo Agente reductor    Agente oxidante Cu2

pila

en energía eléctrica, debido a que, interiormente, en su sistema ocurre una reacción de redox separadamente y en forma espontánea; se llaman pilas.



Cátodo

B. Not aci ón de l a pi l a

II. PILA DE DA NIELL Está formada por dos semiceldas unidas exteriormente por un puente salino. En cada semicelda existe un electrodo metálico de zinc y cobre, cada uno sumergido en una solución electrolítica con iones semejantes a la naturaleza de cada electrodo.

C. Ecuación de Ner nst

Cada celda físicamente posee un potencial y, por

fem

diferencia de potenciales, se puede calcular el potencial

(pila)

resultante conocido como fuerza electromotriz de la pila: (Fempila).

o



 (pila)



2, 3RT

pila

log Q

nF

Donde: atm  

El Puente salino contiene una solución cuya sustancia amortigua o neutraliza los excedentes de cargas iónicas producidas en cada media celda.





R  Constante de Regnault  R  0, 082 

mol K



T  Temperatura absoluta (298 K) 

n  # e ganados o perdidos

F  Carga en Faraday: 1F = 96 500 C

 :

Potencial estándar de la pila (a 25 ºC y 1 atm)

Luego:

(pila)  cátodo  ánodo En el ánodo: (–) 

Zn(s) 2e Zn

 con potenciales

2 (ac)

... ()

 cátodo   ánodo

 de reducción En el cátodo: (+)

Cu

 x M xeM



2 (ac)

2e Cu(s) ... ()

Reemplazando:

A. Reacci ón net a en l a pi l a de y  Zn(s) Cu

2

Cu(s) Zn

2

 (pila)

 (pila)



0, 059 n

logQ

La tabla de potenciales estándar es de reducción a 25 °C para todas las concentraciones es 1 M y la presión es 1 atm

Observaciones:

5. Si la fuerza electromotriz de una pila es positiva, significa que la pila está funcionando, porque la reac-

1. En la ecuación de Nernst, si las [ ] de las semiceldas s on igu ales a 1, entonces la fu erza electromotriz de la pila es igual al potencial estándar de la pila.

fem(pila) (pila)

ción química interna es espontánea; pero si la fuerza elec-tromotriz es negativa, significa que la están recargando desde afuera e invirtiendo su reacción química interna, ya que esta no es espontánea. 6. Cuando en la reacción neta de la celda participan

2. Al multiplicar por algún factor las ecuaciones de las semiceldas, la fuerza electromotriz no varía. 3. La ecuación de Nernst también se puede aplicar

gases, en el cálculo de Q, se escriben las presiones parciales de estos gases en vez de sus concentraciones.

a una semipila o electrodo, pero siempre trabajando con potenciales de reducción. x Ejemplo: M (ac) x e M(s Sea el electrodo: )



fem (electrodo)

(electrodo)

– Q

0, 059

log

n

4. Cuando el potencial de una pila es 0, significa que sus reacciones de semiceldas han llegado al equilibrio químico. Entonces: Q  Kc = incógnita. Observa:

 

fem (pila)



0, 059

(pila)

D. El ect r odo est ándar del hi dr ógeno ( EEH ) Ya que potencial de un electrodo es imposible de medir por sí solo, entonces se toma el electrodo de hidrógeno como patrón o referencia y se asume un potencial estándar igual a cero. Este electrodo tiene una solución de HC (acuoso) en que se hace burbujear H2 en presencia de un electrodo de platino (Pt) a una presión de 1 atm.

log Q

n

Si fem(pila) es cero, se ha llegado al equilibrio químico.

 Q K c;

logKc 

n. º(pila)

0, 059 n.(pila) 0,059

 K c 10



2H (ac, 1M) 2e *

0, 00 V (en



H2(g, 1 atm) Tabla)

C ELDA DE CONC ENTRA C IÓN, BATERÍA O PILA I.

CELDA DE CONCENT RA CIÓN Dispositivo qu e presen ta dos electrodos iguales, sumergidos en soluciones de diferente concentración; en consecuencia, el eº de la pila es cero. Entre otras cosas, se usa como purificador de metales. El electrodo de la solución de menor concentración es el ánodo, y el flujo de electrones es del ánodo hacia el cátodo.

voltaje constante; su operación es similar a la de las celdas galvánicas, con la ventaja de que no requiere componentes auxiliares como puentes salinos. Existen varias clases de baterías:

A. Pi l as pr i mar i as Pilas de una sola vida, ya que, al culminar su voltaje, no se pueden recargar (se desechan). 1. Pila seca o de Leclanché

II. BAT ERÍA O PILA Celda(s) electroquímica(s) conectada(s) en serie que se usa(n) como una fuente de corriente eléctrica a

•

•

Ánodo: Zn  Electrodos Cátodo:Grafit o Pasta húmeda: NH4C, ZnC2, almidón y

H2O

B. Pi l as secundar i as Pilas que se pueden recargar varias veces (cada vez que se descargan). 1. Acumulador de plomo o batería para autos móviles

Despolarizante El MnO2 evita la polarización del sistema cuando reacciona con el H2.

•

Se genera un voltaje de 1,5 voltios.

•

Usos: lámparas, radio transmisores.

•

Reacciones de celda:

Reacción neta global: 

Zn 2NH4 MnO2 Zn

2

2NH3 Mn2O3 H2O

2. Batería de mercurio

Reacciones de celda: •

En el ánodo 2

Pbs) SO 4ac)  2e •

 PbSO4s )

En el cátodo 



2

s)4Hac)SO4ac)2e PbSO4 s) 2H2O )

PbO2 •

Reacción neta o global 

2

s)PbO2s)4Hac)SO4ac)2PbSO4s)2H2O)

Pb

Sección interior de una batería de mercurio •

Electrodos Ánodo: Zinc amalgamado con mercurio. Cátodo: Acero.

•

Electrolito fuertemente alcalino con ZnO,

•

Proporciona voltaje de 1,35 voltios.

•

Usos relojes electrónicos, calculadoras, marca-

HgO.

pasos, etcétera. •

Costo y tiempo de vida alto (1 ó 2 años).

•

Reacciones de celda:

Por celda unitaria se generan 2 V, y, como la batería del automóvil posee 6 celdas, hace un total de 12 V. El electrolito es el H2SO4 al 15% en masa. En la etapa de descarga, ocurre la reacción directa. Este acumulador puede proporcionar grandes cantidades de corriente por un corto tiempo, necesario para encender el motor. En la etapa de recarga, ocurre la reacción inversa (electrólisis) usando un voltaje de 13 a 14 V. En una batería «sana» o cargada, la densidad del H2SO4 es aproximadamente 1,27 g/cm3, y en la descarga da o «muerta» es mucho menor. En lugares fríos hay problemas para encender el automóvil por «falta de corriente», ya que a

menor temperatura el electrolito es mas viscoso y los iones se mueven más lentamente. Si una batería

«muerta» se calienta a temperatura ambiente recobra su capacidad normal.

2. Baterías de litio (estado sólido)

Hay muchas ventajas en la selección del litio,

El litio metálico es el ánodo, y el TiS2 es el cá-

porque tiene el valor más negativo para , y,

todo. Durante la operación, los iones Li+ migran

además, solo se necesitan 6,94 g de litio para

del ánodo al cátodo a través del electrolito (po-



producir 1 mol e . Su voltaje alcanza hasta 3 V y se recarga; se usa, entre otros, en los celulares.

límero sólido), en tanto que los electrones fluyen externamente del ánodo al cátodo para completar el circuito.

n

m sto   # Eq = mEq (sto)

N  (sto) 

sto

V sol



sol

L ( )

1F = 1 Eq = 96 500 C = 96 500 Eq – equím = 1 mol e

Problema 1

(mA(Ca) = 40)

Determina la masa de aluminio producida por acción de 2 Faraday sobre Al(OH) 3 . UNI

-

UN I

Nivel intermedio A) 18

B) 20

D) 2 2

E) 15

C) 21

Nivel fácil

A) B) C) D) E)

A) 18

B) 20

Resolución:

C) 2 1

D) 22

Por la 1.a Ley de Faraday:

E)

Nivel difícil

) 15

Resolución:

msust  mEq q 96 500

Resolución: Por la 1.a ley de Faraday:

msust

mEq q  96 500

msust

 40    2   

En celdas conectadas en series se cumple:

# Eqcu #EqAg m(cu)

I

m(Ag)



t 96 500 1F  96 500C 2F  q = 2(96 500 C)

 27   3   m 2 (96 500) Al 96 500  mAl 

18g

Problema 2

150

msust



20 96  20  500 9650

mEq(Ag)

mcu

0, 054

63, 5   2 

msust = 40 g Respuesta: C) 40

Problema 3 Respuesta: A) 18

mEq(cu)

 m(Ca)

 



108    1 



0, 054 63, 5 2 108

Se disponen 3 celdas electrolíticas coHalla la masa que se depositará en el

nectadas en serie con AgNO3, CuSO4 y FeC  3 . Si se depositan 0,054 g de

plata, ¿cuántos gramos de cobre se

m(Ca) 0, 01587

cátodo por acción de 20 A sobre una

depositan en la otra celda?

mC 0, 0159 g

solución de Ca(OH)2 durante 9650 se-

mA(Cu = 63,5 Ag = 108, Fe = 56).

u

gundos.

UNI

Respuesta: C) 0,0159

151

NIV EL I 1.

5.

La electroquímica estudia I.

Respecto de las leyes de Faraday reconoce si las siguientes proposi-

.

ciones son verdaderas (V) o falsas

las reacciones redox producidas

(F) y señala la secuencia correcta:

en una celda electrolítica

•

II. la transformación de la energía eléctrica en energía química III. los procesos espontáneos en una celda galvánica que genera

•

Para una cantidad de electricidad empleada, la cantidad de sustancia producida es proporcional a su masa equivalente.

•

1 Faraday = 9, 65 10 Coulomb.

corriente eléctrica discontinua A ) I y II

B) Solo II

C) I y III

D) II y III

E ) Solo I 2.

Una electrólisis usa _ I.

_.

la energía eléctrica de una fuente externa para producir reacciones

químicas de redox espontáneas II. el fenómeno químico para pro-

6.

ducir baños de galvanoplastia III. electrodos inertes o electrodos

La cantidad de sustancia producida es proporcional a la cantidad de carga eléctrica empleada.

A ) 197

B) 394

hay corriente iónica y corriente elec-

D) 1158

E ) 5790

trónica

D) Solo II

E ) I, II y III

C) 579

¿Cuántos Faraday se requieren para

A) 1

B) 1 2

D) 4

E) 6

C) 3

NIV EL II

3. Respecto de la electrólisis del HC 8.

acuoso, es cierto: I.

En el cátodo se produce: 



2H 2e H2 

II.

En el ánodo ocurre:



2H2O O2 4H 4e

III.



Los electrones fluyen externamente del ánodo al cátodo.

A ) I y III

B) II y III

C) I y II

D) Solo II

E ) I, II y III

4. Respecto de la electrólisis de la salmuera (NaC acuoso concentrado), es falso: I. II.





Cátodo: Na 1e Na() La solución que rodea al cátodo va aumentando su pH.

rendimiento). DAg = 10,5 g/cm3; P. A. (Ag = 108) A ) 2 C) 6 D) 8 E ) 6,4

B) 4

4

oxidar 6 moles de Cu(s) a Cu2+?

B) I y II

de AgNO3, y se hace uso de 0,1 amperios durante 30 minutos, ¿cuál será el espesor en m del depósito de plata? (asumir 80% de

11. En relación con la celda galvánica formada por el par: 

7.

C) I y III

Si sobre un cátodo cúbico de 2 cm de lado, se deposita electrolíticamente plata, a partir de una solución

10. Una disolución acuosa de una sal de platino se electroliza pasando una A) VVV B) VFV C) VVF corriente de 2,50 A durante 2,0 h. D) FVV E ) FFV Como resultado de esto, se producen 9,09 g de platino metálico en el ¿Cuántos segundos serán necesacátodo. Calcula la carga de los iones rios para depositar 0,197 g de oro platino en esta disolución. (Au) de una solución que contiene A ) 1+ iones Au3+, si se emplea una coD) 4+ rriente de 0,50 A?

activos a través de los cuales

A ) II y III

9.

Se conectan dos celdas en serie, como muestra la figura, y la celda I tiene una eficiencia del 80% y la celda II del 90%. Si en total se obtienen al cabo de una hora 6,45 g de metal (tanto de plata como de cobre), determina el volumen a con- diciones normales de oxígeno produ- cido. P. A. (Ag = 108; Cu = 63,5).



Ag 1e Ag(s); 0, 80 V Co

2



Co(s); 0, 277 V

2e Indique verdadero (V) o falso (F) según corresponda: I. La masa del electrodo de cobalto disminuye. II. La plata se deposita en el cátodo. III. Los electrodos fluyen del electrodo de plata al electrodo de cobalto. IV. En la semicelda donde se encuentra el ánodo, aumenta la concentración de Co2+. V. A) C) E)

La  de la celda es 0,523 V. VVFFF B) VFFFF V VV V V D) FFVVV VVVFF

12. Observa y considera la celda galvánica que se muestra en la figura:

III. Ánodo: A ) Solo I





2C  2e C2 

C) Solo III II E ) II y III

B) Solo II

A ) 0,518 L

B) 17,09 L

D) I y

C) 0,612 L

D) 0,534 L

E ) 4,52 L

En cierto experimento se encontró que la f. e. m. de la celda es de 0,54 V a 25 °C.

15. Determina el potencial de la celda

Supóngase que la [Zn2+] = 1,0 M y

(voltios) y la espontaneidad de la reacción dados los siguientes valores

PH 1 atm. Calcula la 2

+

de  a 25 °C:

concentración molar del H . A ) 10–7 M B) 10–3 M 4 –4 C) 10 M D) 2 10 M 4 E ) 3 10 M 13. Reconoce si los siguientes proposiciones son verdaderas (V) o falsas (F) y señala la secuencia correcta: I. A mayor potencial de reducción, mayor poder reductor. II. A menor potencial de reducción, mayor oxidante. III. Si el par Zn/Zn2+ tiene:

Red 0, 76 V

y el par Cu2+/Cu tiene: Red 0, 344 V, entonces, al

Fe 2e Fe;   0, 44 V  2 Sn 2e Sn; 0,14 V Determina el potencial de la celda (voltios) y la espontaneidad de la reacción:

Fe

2

A ) +0,30; espontánea B) +0,14; espontánea C) +0,58; espontánea D) –0,30; no espontánea E ) –0,85; no espontánea





Cd(s) 2(OH) Cd(OH)2 2e II. En el cátodo se da:

NIV EL III

A ) FFV D) VFF

HC1 M. E) ) Todas son correctas. 19. La pila de níquel-cadmio ha llegado a ser muy común recientemente. Su notación es: Cd(s)/Cd(OH)2(s)//NiO2(s)/Ni(OH)2(s) entonces es cierto: I. En el ánodo se da:

2

Sn Fe Sn

2+

unirse, el oxidante es el Cu .

A ) Su electrodo inerte es el Pt(s). B) Su notación como ánodo es: Pt(s)/H2(g)(1 atm)/H+(1 M) C) Su potencial estándar es cero voltios. D) La solución electrolítica es de



2

18. Respecto al electrodo estándar de hidrógeno, es cierto:



NiO2(s) 2H2O 2e Ni(OH)2(s) 2OH

16. Señala cuál es el potencial estándar de la celda ( ) para la reacción: 

0, 76 V

2 Zn



14. Señala la proposición incorrecta, dado

 Ag /Ag

los siguientes potenciales estándares de reducción: Datos: 

C2(g) 2e 2C (ac) 359 V B 

1, 



; 1,

 r2() 2e (ac) 2B

065 (ac)

V



/Zn



r



;

I2(s)

2e 2I ;  0, 536 V A ) El C2(g) es mejor agente oxidante que el Br2() y el I2(s).  B) El I (ac) esmejor agente reductor  que el Br(ac) y el C(ac). C) El Br2 desplaza al ión I– de sus soluciones acuosas. D) El C2 desplaza al ión Br– de sus soluciones acuosas.  E) ) El I desplaza al ión C de sus 2

soluciones acuosas.

III. El cadmio se corroe en la descarga. A) I B) II C) III

0, 80 V

A ) 2,36 D) –1,46

B) 0,84 E ) 0,04

C) 1,56

17. Reconoce si los siguientes proposiciones son verdaderas (V) o falsas (F) y señala la secuencia correcta: I. La carga de 1 mol de electrones se define como 1 Faraday.

II. En la electrólisis, la reducción se lleva a cabo en el cátodo.

D) I y III

E ) I, II y III

20. Respecto de un acumulador de plomo reconoce si las siguientes proposi- ciones son verdaderas (V) o falsas (F) y señale la secuencia correcta: • Ánodo: 

•

III. Los iones que migran hacia el



Pb(s) HSO 4 PbSO 4 H 2e

Cátodo: PbO2(s) 3H





HSO4 PbSO4(s) 2H2O

ánodo durante la electrólisis se llaman aniones. IV. En las celdas galvánicas, la oxi-

•

dación se produce en el ánodo. A ) V V V V B) VVFV VVVF D) FVVV E ) FFVV

• Su voltaje total es 2 V. A ) VVVF B) V V V V C) VFVF D) VVFF E ) VFFV

En relación con la electrólisis del NaCl fundido, completar

6.

C)

La reacción neta o global es:   Pb(s) PbO2(s) 2H 2HSO4

PbSO 4 2H2O

En una electrólisis, en el cátodo hay _ porque el catión ________________________ e-.

1.

El ion

_ es atraído hacia el cátodo.

2.

El ion

es atraído hacia el ánodo.

3.

La semireacción: 2Na

+

(ac)

+ 2e

–



2Na(l) se realiza en

______________.



7.

En una celda galvánica, el ánodo posee carga , porque en él hay __________________________. – 4. La semireacción: 2C–(ac) + 2(g) 2e se realiza C en el ____________. 5.

1 Faraday es equivalente a: 96 500 Eq  96 500 Eq-equím

6 x 1023 mol

8.

En una celda galvánica, las reacciones de semicelda son , y los e– fluyen del hacia el _____________ externamente.

9.

En una celda electrolítica, sus reacciones son y se usan en baños de . 2 10. Si el potencial estándar de la semicelda: Cu / Cu 2 es +0,34 V., entonces el potencial del Cu / Cu será ________________________________________.

Institución Educativa Privada “DEUNI”

1. No es componente de una electrólisis: A) electrodos B) conductor metálico C) cuba electrolítica

Químic a

5. ¿Cuántos moles de electrones deben circu- lar por la celda para que se liberen 44, 8 de H2 a C.N., en la electrólisis del agua? A) 0,4 C) 2

D) fuente electromotriz E) puente salino

B) 2N A D) 5

E) 4 2. En la electrólisis del NaCfundido es correcto:   A) En el cátodo: Na( () Na 1e ) B) En el ánodo:



C2(



g)

2C

2e ()

–

E) En el ánodo el ión cloruro es el agente reductor.

III. En el ánodo el pH aumenta. A) C) E)

3. En la electrólisis de la solución de AgNO3 es falso: 



En el cátodo: Ag 1e Ag B) La solución que rodea al ánodo se hace ácida. C) En el ánodo: 1  H O 2e  O 2



2H2O 2e H2 2(OH)

D) En el cátodo se produce la oxidación.



I. En el ánodo hay producción de H2. II. En el cátodo la reacción es:

C) La reacción neta: 2Na() C2 2NaC

A)

6. En la electrólisis del sulfato de potasio acuoso es cierto:

2H 

2

2 D) En el cátodo hay deposición.

E) En el ánodo la [HNO3] va disminuyendo en el tiempo.

7. ¿Qué relación es correcta (C) o incorrecta (I)? • 1 coulomb  96500 Eq-equim •

1 Faraday < > 96500 Coulomb

•

10 Faraday < > 10 moles de e–

•

1 Eq-equim = 96500 Eq

A) CCCC

B) ICCI

4. ¿Cuántos gramos de cobre (II) se deposita- rán en una electrólisis, si por la celda circula 0,8 faraday de carga eléctrica. 153

Institución Educativa Privada “DEUNI” C) CIIC

D) CCII

E) IICC

Químic durante 10 minutos, con unaacorriente de

19,3 A? (Ag = 108) A) 4,32 g

A) 26,16 g 8. ¿Cuántos gramos de plata se depositarán D) 52,32 g electrolíticamente de una solución de AgNO3,

154

B) 1,08 g

9. ¿Cuál es el valor del equivalente

13. Respecto a la ecuación de Nernst es falso:

electroquí- mico del cobre (II) en mg/C? (Cu = 63,5) A) 0,82

B) 0,033

pila pila

C) 0,082 D) 0,33

B) Si el potencial de una pila es O,

E) 1,32

entonces la reacción de semicelda no es espontánea.

10. ¿Cuál es la masa total de oro que se depositará en 2 celdas electrolíticas conectadas en serie, con una corriente de 8 ampere duran- te 2 h con un rendimiento del 95%. Además los electrolitos usados son Au 2 SO 4 y Au2(SO4)3 respectivamente. (Au 197) A) 148,9 g B) 126,83 g C) 156,8 g g E) g

A) Si la concentración de semiceldas es 1:

=

C) f.e.m.

pila



pila



0,059

log

n

[ánodo] [cátodo]

D) Al variar la masa de los electrodos, el potencial de la pila varía. E) Si la f. e. m. de la pila es negativa; en- tonces dicha pila se está recargando. 14. Respecto a la celda de concentración

D) 132,72

96,56

11. No es una característica de una celda galvánica A) Se llama voltaica".

también

es correcto: A) x > y

"celda

B) (I) es el cátodo C) Los e– circulan de (II) a (I), externamente.

B) Transforma la energía química en

D) En (II) hay descenso en la concentra-

ener- gía eléctrica. C) Es una electroquímica. D) Es generado eléctrica.

ción del ión cúprico.

celda

E) En (I) se da la reacción: de

E) En ella ocurren metátesis.

2

corriente reacciones

de

12. Respecto al electrodo standar del hidrógeno es incorrecto: A) La presión del hidrógeno debe ser 1 atm,





a 25 °C. B) La semireacción es: 

2H (ac)(1M) /H 2(g)(1 atm); 0, 00V

C) El H2 se burbujea a través de una solu- ción de HC1 M.

D) El electrodo de platino es parte del elec- trodo de hidrógeno. E) Si se une con el electrodo de: 2

Cu / Cu (0, 34 V) el cobre actúa como ánodo.

Cu(ac) 2e

Cu(s)

15. En la batería de mercurio es incorrecto: A) El ánodo es el Zinc amalgamado con mer- curio. B) El cátodo es de acero. C) El electrolito es un medio fuertemente ácido con ZnO y HgO. D) Su voltaje es de 1,35 V. E) Se usa en relojes electrónicos, calcula- doras, etc.

16. No es característica del puente salino: I. Contiene una disolución de KC.

A) I y II

B) I, III y IV

C) Solo IV

D) I, II y IV

II. Es un medio conductor entre 2 disoluciones.

E) I y IV

III. Permiten el viaje de los aniones y cationes. IV. Los electrones fluyen a través de él. A) Solo I

B) I y IV

C) Solo IV

D) II y III

caracteriza porque: I. Sus 2 electrodos son de igual naturaleza. II. Las concentraciones de sus soluciones son iguales.

E) I, II y IV

III. El ánodo está sumergido en la

17. Respecto a la pila de Daniell es falso: I. Está formado por 2 semiceldas. II. En el ánodo ocurre una reducción. III. La barra de zinc esta sumergida en una solución de ZnSO4.

B) I y II

solución de mayor concentración. IV. El flujo de e– es del electrodo negativo hacia el polo positivo, externamente. A) C) E)

IV. En la barra de cobre ocurre: Cu 2 (ac) Cu(s) 2e A) II y III IV

19. Una celda de concentración se

C) II y

20. Indique la representación de la celda para la reacción total que se lleva a cabo en la celda galvánica.

D) I, III y IV E) I y IV

es verdadero: 

A) 2

MnO4(ac) /Mn(ac) ;1, 51 V I. Es un buen oxidante. II. La semireacción es de reducción. III. La ecuación balanceada presenta 14H+ y 7H2O.

2

Pb

Mg

18. En la semireacción del siguiente electrodo,



IV. La semireacción de: Mn /MnO4 se oxi-

Pb

2

2

Mg

Pb

2

(s)

(ac)

/Pb

/ /Mg /Mg

(ac)

B)

(ac)

(s)

(s)

2

2

(s)

2 (ac)

C)

Mg(s) /Mg(ac) / /Pb(ac) /Pb(s) 2 2 Pb /Pb / /Mg /Mg

D)

Mg

E)

(s)

2

(ac)

(ac)

/Mg

(s)

2

(s)

/ /Pb

(s)

(ac)

/Pb

2 (ac) 2

da perdiendo 5e– y su 1, 51 V. Mg(s) /Mg(ac) / /Pb(s) /Pb(ac)

1. 2. 3. 4. 5. 6. 7. 8. 9. 10.

E E E C E B B E D A

11. 12. 13. 14. 15. 16. 17. 18. 19. 20.

E E D D C C C D B B

QUÍMICA ORGÁNICA: CARBONO E HIDROCARBUROS ACÍCLICOS Y CÍCLICOS

La química orgánica tiene gran importancia en la elaboración de productos farmacéuticos, plásticos, pesticidas, colorantes, saborizantes y polímeros utilizados para elaborar dispositivos ortopédicos con la finalidad de sustituir órganos dañados. Los hidrocarburos cíclicos son importantes en explosivos, en esencias y colorantes, en medicina (por ejemplo, para la preparación de medicamentos sintéticos), en la elaboración de insecticidas, abonos y productos para la agricultura y en la elaboración de aceites, grasas y detergentes sintéticos.

QUÍMIC A ORGÁ NIC A La química orgánica estudia todas las sustancias en que el carbono es su elemento fundamental, razón por la que se le llama la química de los compuestos del carbono. Existen algunas sustancias que presentan carbono en su estructura, pero no como elemento fundamental; estas son las sustancias inorgánicas. Ejemplos:

A.

Compuestos gánicos

or

B.

Compuest os i nor gáni cos • • • • •

Características de un C. I. • Son predominantemente iónicos. • Poseen alto punto de fusión. • Su mejor disolvente es el H2O.

•

Hidrocarburo: CH4, C2H2 , C3H8 Alcohol: C2H5OH, CH3OH

•

•

Éster: CH3COOC3H7

•

•

Amina: (CH3)2 NH Glúcidos: (C6H10O5)n

•

• •

Ácido carboxílico: CH3COOH

•

Características de un C. O. •

Son predominantemente covalentes.

•

Poseen bajo punto de fusión y de ebullición.

•

Son insolubles en el H2O, porque son apolares; pero sí son solubles en compuestos orgánicos: C6H6, CCl , 4 etcétera.

•

Son malos electrolitos.

•

Existen 1,

3·10

7

compuestos orgánicos.

Óxidos: CO, CO2 Ácidos: H2CO3, HCN, HCNO, HCNS Sales: CaCO3, Fe(CN)3, KCNO Ácido ferrocianhídrico: H4Fe(CN)6 Ácido ferricianhídrico: H3Fe(CN)6

Son buenos electrolitos. 5 Existen 3 10 compuestos inorgánicos. Por lo general, no presentan isomería.

BREV ORIA

E

HIST

Históricamente, hasta fines del siglo XVIII y principios del siglo XIX, se aceptaba que un compuesto orgánico podía ser obtenido solo a través de un ser vivo (teoría vitalista); no obstante, en 1828, el alemán Friedrich Wöhler obtuvo por primera vez la urea (compuesto de la orina de los animales) a través de reacciones con compuestos inorgánicos (en forma sintética), e hizo tambalear con ello a la teoría vitalista del sueco Jöns Jacob Berzelius. En la actualidad se conocen 13 000 000 de 6 compuestos orgánicos, de los que aproximadamente 3 10 son sintéticos, mientras que, por otro lado, solo hay 300 000

•

Presentan isomería.

compuestos inorgánicos.

157

Institución Educativa Privada “DEUNI”

Quími ca

OBT ENCIÓN SINT ÉT ICA DE LA UREA

BIOELEMEN T OS

C. Magnesio

Solo 25 elementos son componentes de los seres vivos, los cuales se agrupan en 3 categorías: 1.

Biolementos primarios o principales Constituyen el 95% de la masa total de un ser vivo. Son cuatro elementos: C, H, O y N.

Val = 4

Val = 1

Val = 2

C

H

 

O

Val = 3



N



Donde:

Forma parte de la molécula de clorofila, y, en forma iónica, actúa como catalizador, junto con las enzimas, en muchas reacciones químicas del organismo.

D. Calcio Forma parte de los carbonatos de calcio de estructuras esqueléticas. En forma iónica, interviene en la contracción muscular, en la coagulación sanguínea y en la transmisión del impulso nervioso.

E. Sodi o Catión abundante en el medio extracelular; es necesario para la conducción nerviosa y la contracción muscular.

de las membranas celulares), así como de los fosfatos (sales minerales abundantes en los seres vivos). Ejercicios: Halla la estructura de las siguientes sustancias. 1 ) C2H2 

3 ) HCONH2 

2 ) HCHO 

4 ) CHOCOCOOH 

2.

Biolementos secundarios Forman parte de todos los seres vivos, en una proporción de 4,5% de la masa total. Son siete elementos:

A. Azufre Se encuentra en los aminoácidos (cisteína y metionina), presentes en todas las proteínas, así como también en algunas sustancias como la coenzima A.

B. Fósforo Forma parte de los nucleótidos (compuestos que forman los ácidos nucléicos), de coenzimas y otras moléculas como fosfolípidos, (sustancias fundamentales

158

Institución Educativa Privada “DEUNI” F. P o t a s i o Catión más abundante en el interior de las células; es necesario para la conducción nerviosa y la contracción muscular.

Se denomina así al conjunto de que están presentes en los organismos en forma vestigial, pero que son indispensables para el desarrollo armónico del organismo. Se han aislado 60 oligoelementos en los seres vivos, pero solamente 14 de ellos pueden considerarse comunes para casi todos, y estos son: hierro, manganeso, cobre, zinc, flúor, yodo, boro, silicio, vanadio, cromo, cobalto, selenio, molibdeno y estaño. Las funciones que desempeñan que- dan reflejadas en lo siguiente:

A. H ier r o Fundamental para la síntesis de clorofila, catalizador en reacciones químicas y en la formación de citocromos, que intervienen en la respiración celular, y en la hemo- globina, que interviene en el transporte de oxígeno.

G. C l o r o Anión más frecuente; es necesario para mantener el balance de agua en la sangre y el fluido intersticial.

3.

Quími elementos ca químicos

Oligoelementos

B. Manganes o Interviene en la fotólisis del agua durante el proceso de fotosíntesis en las plantas.

C. Yodo Necesario para la síntesis de la tiroxina, hormona que interviene en el metabolismo.

159

D. Zi nc Actúa como catalizador en muchas reacciones del organismo.

G. Cr omo Interviene junto con la insulina en la regulación de glucosa en la sangre.

H. Co balt o

E. Flúor Forma parte del esmalte dentario y de los huesos.

F. Si l i ci o Proporciona resistencia al tejido conjuntivo y endurece tejidos vegetales, como en el caso de las gramíneas.

Forma parte de la vitamina B12, necesaria para la síntesis de hemoglobina.

I. Mol ibdeno Forma parte de las enzimas vegetales que actúan en la reducción de los nitratos por parte de las plantas.

CA RBONO Es el elemento número 6 de la tabla periódica moderna. Sus isotopos más importantes son: 12 • C (es uno de los más estables; sirve para hallar la masa atómica de los elementos). •

13

•

14

C (casi no existe).

C (es un isótopo radiactivo y sirve para hallar la edad de los restos fósiles que datan de 1000 a 50 000 años).

 Los alótropos del carbono son el grafito, el diamante y los fullerenos. El carbono existe en la naturaleza en forma sólida pura y cristalina o con impurezas en estado amorfo. El hombre también lo puede obtener en forma artificial como el residuo de una combustión o destilación.

I.

CLA SES RBONO

DE

CA

A. Car bono nat ur al 1. Carbono cristalizado Tipo de carbono químicamente puro. Entre carbono y carbono la impureza es casi nula (95%–100%). Ejemplos: a) El diamante (sp3) • Es incoloro. • Cristaliza un sistema cúbico (tetraédrico) fundido a una temperatura muy alta. • Es mal conductor de la electricidad. • Es el más duro de todos. b) Grafito (sp2) • Su color varía de gris a negro. • Es blando, cristalizado en sistema hexagonal. • Presenta enlaces . • Es buen conductor del calor y de la electricidad, se usa como electrodo. • Por ser muy blando, se usa como lubricante sólido.

c) Fullereno Conglomerado de carbono (C20, C60, C70, etc.) con carbonos híbridos en sp2. En su forma reducida, tiene alta afinidad electrónica y se puede usar como superconductor. 2. Amorfos Poseen menos de 95% de carbono. En el siguiente cuadro se caracterizan estos tipos de carbono, de mayor a menor antigüedad. Presentan enlaces .

II. . Car bono ar t if icial 1. Cristalizado El diamante (sp3) y el grafito (sp2). 2. Amorfos

• • • • • • • •

Negro de humo u hollín. Carbón vegetal o carbón de palo. Carbón animal. Carbón de retorta. Carbón activado. Coque. Brea. Alquitrán.

II. PROPIEDA DES DEL CA RBONO

3. Concat enaci ón El carbono puede formar cadenas muy largas, de

1. Coval encia y t et r aval enci a

105 a 107 átomos de carbono.

Ejemplo:

Ejemplo: * C2H4



Esta propiedad está presente en los siguientes po-

 

límeros:

2. Aut osat ur aci ón El carbono puede saturar 1 o más de sus enlaces por 1 o más carbonos. Ejemplo:

•

Polisacáridos (almidón y celulosa)

•

Ácidos nucleicos (ADN y ARN)

•

Proteínas

•

Caucho

•

Polietileno

•

Policloruro de vinilo (PVC)

•

Politetrafluoroetileno (teflón)

•

Nailon, etcétera.

4. H i b r i daci ón Combinación de los orbitales atómicos de dife-rentes subniveles de una misma capa, que dan al carbono diferentes formas. Existen 3 tipos de hibridación:

Resolución:

Ejemplo: S eñ ala c u án tos carbon os pre s en tan h ibridación

sp

3

2

, sp y sp

)y cuántos enlaces sigma () y pi () hay

en la siguiente estructura:

C  C CH3 

HC C C | CH

160

2

H |

|

|

CH 3

CH

Fórmula

 semidesarrollada

H C C C C  | H C H H | H C H

 

C CH | | H C || C H |

Fórmula desarrollada  

| CH

3

| CH3

|| CH2

   

| H

H

  

161

Se observa lo siguiente •

___ ___ _ _ _ _ _ _ ___

Carbonos tetraédricos (sp3) 

•

Carbono cuaternario  Va unido a 4 carbonos |





por enlaces simples  C  .



2

•

Carbonos trigonales (sp ) ___

_____ _ _ _ _ _ _ _ _

•

Carbonos lineales (sp) ___

 _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _

Ejercicios: Señala cuántos carbonos primarios, secundarios, ter-

 _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _

CH  _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _

Enlaces pi ()

III. TIPOS DE CARBONOS TETRAÉDICOS (sp3) •

3

CH

CH

3| | CH  C CH CH CH CH 3 2 2 2  | CH

|

3

Resolución:

Carbono secundario  Va unido a 2 carbonos

Carbono terciario  Va unido a 3 carbonos por enlaces simples

 –CH  ). |

IV. FÓRMULA S DE UN COMPUEST O ORGÁ NICO I. Par a cadena abiert a

II. . Par a cadena cerrada

1) ) Fórmula desarrollada

H

H H

1) ) Fórmula desarrollada H

H C

C C

C O

C H

O

H

C

C

H

H H H

C H C

H

Cl

H

2) ) Fórmula semidesarrollada

CH3

C

C H

H C H C H H C H H

2) ) Fórmula semidesarrollada

–CCH  C CH –CH ||

|

O

CH3

2

3) ) Fórmula condensada CH3COCHC(CH3)CH2CH3

3

4) ) Fórmula topológica

CH

3

| | C CH CH

por enlaces simples ( – CH2 – ).

•

3

CH 2 | CH

3

Carbono primario Va unido a un único carbono por un enlace simple ( – CH3).

•



ciarios y cuaternarios hay en la siguiente estructura:

• Enlaces sigma () ___

•

|

3

3 ) Fórmula topológica O

O 5 ) Fórmula global (F. G.) F. G. = C7H12O

Cl

4 ) Fórmula global (F. G.) FG = C7H9C O

HIDROC A RBUROS A C ÍCLICOS Son aquellos que poseen carbonos extremos como principio y fin de la estructura. A su vez pueden ser de dos clases: saturados, porque todos sus carbonos están saturados de H, de tal manera que entre C y C el enlace es simple; e insaturados, aquellos en que 2 o más carbonos no están parcialmente saturados de H, de tal manera que entre C y C puede haber enlace doble o triple. Hidrocarburo

Serie

Fórmula global

Alcano o parafina

Saturado

CnH2n+

Alqueno u

I.

2

olefina

Insaturado o no saturado

CH

Sus carbonos se unen por

Nombre

puros enlaces simples

Prefijo: - ano

un enlace doble y el resto

Prefijo: - eno

simples

n 2n

CnH2n-

Alquinos o acetilénicos

un enlace triple y el resto simples

2

Prefijo: - ino

PREFIJOS DE LA UNIÓN INTERNACIONA L DE QUÍMICA PURA Y A PLICA DA ( UIQPA ) N°

PREFIJO

N°

PREFIJO

N°

PREFIJO

N°

PREFIJO

1

met-

10

dec-

30

triacont-

100

hect-

2

et-

11

undec o hendec-

31

hentriacont-

200

dict-

3

prop-

12

dodec-

32

dotriacont-

300

trict-

4

but-

13

tridec-

40

tetracont-

400

tetract-

5

pent-

14

tetradec-

50

pentacont-

1000

kili-

6

hex-

15

pentadec-

60

hexacont-

2000

dili-

7

hept-

20

icos-

70

heptacont-

3000

trili-

8

oct-

21

henicos-

80

octacont-

4000

tetrali-

9

non-

22

docos-

90

nonacont-

Ejemplos:

H | H CH | H

< > CH4

• Propano: C3H8 CH3 – CH2 – CH3

•

Metano:

•

Pentano: C5H12 CH3 – CH2 – CH2 – CH2 – CH3

• Pentadecano: C15H32 CH3 – (CH2)13 – CH3

•

Eteno: C2H4 CH2 = CH2

• Buteno: C4H8 CH2 = CH – CH2 – CH3

•

Octeno: C8H16 CH2 = CH – (CH2)5 – CH3

• Docoseno: C22H44 CH2 = CH – (CH2)19 – CH3

•

Etino o acetileno: C2H2 CH  CH

• Pentino: C5H8 CH  C – (CH2)2 – CH3

•

Pentapentacontano: C55H108  CH  C – (CH2)52 – CH3

II. RA DICA LES A LQUILOS O A LQUÍLICOS Son aquellos que resultan de extraer un H a la estructura de un hidrocarburo acíclico saturado (alcano). •

Nombre: Se cambia el sufijo -ano por -ilo

•

Obtención de un radical alquilo:

C n

H 2 n  n

   1

 H

    C n

H 2 n  1

 CH 

Ejercicios: : _____________________

CH4 1H CH3

•

•

Metano

•

C3H8 Pr opano

1H

Etano

Butano

 C 2 H5

2

3

: ______________________

: ___________________________

  CH3 CH CH3 | 

C4H10

1H

CH2 CH2 CH3 : ___________________________

 

•

C2H6

– CH : ______________________

CH2 CH2 CH2 CH3

  CH CH2 CH2 CH3  3  CH       CH3  |  1H

1H

: __________________________________

 – CH CH  

3

|

– CH 2

: __________________________________

3

CH3  |    : ___________________________  CH CH CH3

2

   C| CH  CH3 CH CH3  CH3 3   |  CH3 

: ___________________________

CA SOS ESPECIA LES 1

H

C 2H4 CH2 CH2   CH CH2 : •

___________________________

Eteno 1

H

• CH CH   C CH :

___________________________

Etino

•

CH2 CH CH3

Propeno

 CH CH CH3 :   :_ CH2 C CH3 |     CH2 CH CH2 : _

HIDROC A RBUROS C ÍCLICOS Se caracterizan por presentar ciclos o anillos en su estrucHidrocarburo s tura. Para nombrarlos se siguen las mismas reglas de la UIQPA o IUPAC (en inglés).

C LA SIFIC A Saturados C IÓN

Insaturados

___________

n

2n

_____________

___________

___________

__________

______________

II. C L A S IF IC A C IÓ N G EN ERA L DE L O S C ÍC LIC O S A. H et er ocícl icos Compuestos que, en su cadena cerrada, pueden aceptar, además del carbono, otros átomos, tales como N, O, S, P, etcétera.

Clasificación de los homocíclicos Alicíclicos Son todos los cíclicos, excepto el benceno y sus derivados.

__________________

__________________

_______________

B. H omocícl i cos Aquellos en su cadena carbonada cerrada que solo permiten átomos de carbono. Ejemplo:

 Los hidrocarburos cíclicos son insolubles en el agua, pero miscibles ( mezclabes) en disolventes orgánicos no polares; son inflamables y buenos disolventes de grasas y aceites. n # de"C "  n # de() 2n22d4t  n # de()

Para eninos  F.G. C H n

Problema 1 Nombrar:

8

C2H 5

CH 3 – CH2 – CH – CH2 – CH2 – CH – CH2 – CH3 CH 3

UNI Nivel fácil

Resolución: Cuando se escoge la cadena principal, se nota que los dos sustituyentes equidistan. En este caso, se usa el orden

7

6

5

4

C2H5

Resolución:

CH3 – CH2 – CH – CH 2 – CH2 – CH – CH2 – CH 3

Entonces:

3

CH 3

1

2

3

CH 3

C2H5

CH 3 – CH2 – CH2 – CH – CH2 – CH – CH 2 – CH3 CH3

El nombre IUPAC es: 3 – etil – 6 – metiloctano

4

5

6

7

8

El nombre IUPAC es: 6 – etil – 3,4 – dimetiloctano Este caso es similar al anterior: hay dos

Problema 2 Nombrar:

2

1

CH 3

C2H5

sustituyentes equidistantes de los extremos, pero la diferencia es que se tiene un tercer sustituyente, que define por

alfabético. La numeración empieza por el extremo más cercan o al gru po «etil», por que tiene menor orden alfabético.

CH 3 – CH2 – CH2 – CH – CH2 – CH – CH2 – CH3 CH 3

UNI Nivel intermedio

dónde comienza la numeración. Recuerda que la numeración correcta es aquella que muestra los números más bajos para los sustituyentes.

Problema 3

CH3 – CH2 – CH – CH

Donde

Nombrar

CH – C

C – CH3

n Número de carbonos d Número de enlaces dobles UNI Nivel difícil

t

CH3

IUPAC: 6 – metil – 4 – octen – 2 – ino

Número de enlaces triples

IUPAC (1993): 6 – metiloct – 4 – en – •

Para nombrar un enino, se busca

2 – ino

Resolución:

la cadena principal, que es aquella

Como se puede observar, este hidro-

que contiene el mayor número de

En general, para nombrar un enino, pri-

carburo presenta dobles y triples enla-

enlaces dobles o triples.

mero se nombra los sustituyentes en

ces. A este tipo de hidrocarburos se les llama eninos y su fórmula general

orden alfabético, después se indica la •

es la siguiente:

CnH2n 2 2d 4t

Se enumera

el

ubicación del doble enlace (o dobles)

extre- mo más cercano a un enlace

y, al final, la ubicación del triple enlace

doble o triple, y, en caso de ser

(o triples).

equidistantes,

la

el

cadena

doble

por

tiene

la

prioridad.

NIV EL I 1.

Sustancia que es un compuesto orgánico: A ) C2H5OH B) C6H12O6 C) HCONH2 D) CH3COONa E ) Todas

2.

No es propiedad de un compuesto orgánico: A ) Es predominantemente covalente y molecular. B) Posee bajo punto de ebullición. C) Presenta isómeros. D) Su mejor disolvente es el agua. E ) Es mal electrolito.

3.

4.

Respecto al CHOCH 2 CON H2 , es falso: A ) Es un compuesto orgánico. B) Solo un carbono es tetraédrico. C) Hay 2 carbonos trigonales. D) Presenta un carbono secundario. E ) Presenta 10 enlaces y 3. En el compuesto H – COOH, no se cumple la propiedad de la . A ) covalencia B) tetravalencia C) hibridación D) autosaturación E ) N. A.

5.

Ser amorfo, no arder, ser usado como abono, tener menos de 50%

6.

7.

No es una característica de un hidrocarburo saturado acíclico: A ) Presenta solo enlaces simples. B) Su fórmula global es CnH2n + 2. C) Pertenecen a esta serie los alcanos o parafinas. D) Químicamente es poco reactivo. E ) Todos sus carbonos son trigonales.

no lleva el vocablo A ) 1, 3, 4 – heptatrien B) 6 – ino C) 3 (1, 2, 3, 3 – tetrametil) D) butil E) ) 3 neooctil 10. El compuesto __

Respecto de un alqueno acíclico, no es característico en este: A ) Por lo general, es formador de aceites. B) Pertenece a los hidrocarburos insaturados.

I.

II. III.

C) Presenta enlaces dobles. D) Su F. G. = CnH2n. de carbón puro son propiedades del carbón puro son propiedades del carbón natural denominado

_.

___________.

se llama 2,7 – dimetil – 6 – vinil – 1,6 – octadien – 4 – ino presenta 3 carbonos primarios tiene 6 carbonos hídridos en sp2

tiene 27 enlaces y 6 Es incorrecto: E) ) El más sencillo de este bloque es el eteno. IV.

NIV EL II 8.

Respecto del pentano normal, es falso: A ) Su F. G: = C5H12. B) Presenta 3 carbonos secundarios. C) Posee 2 carbonos primarios. D) Presenta 12 enlaces . E) ) Los 5 carbonos son tetraédricos.

9.

El nombre del compuesto:

. A ) lignito B) coque C) hulla D) turba E ) negro de humo

A ) Solo I C) Solo IV III y IV

B) I y III D) II y IV E ) I,

11. Respecto del siguiente compuesto, es incorrecto:

I. Hay 2 carbonos primitivos. II. Hay 2 carbonos secundarios y 1 terciario. III. Hay 2 carbonos sp.

IV. Hay 4 carbonos sp2 y 4 carbonos tetraédricos. V. Hay 20 enlaces y 4. VI. Es el 3 – ciclo propil – 2,4 – dimetil – 1,3 hexadien – 5 – ino A ) I y II B) II, IV y V C) I, III y IV D) III y V E ) IV y V

12. Reconoce, respecto del compuesto representado, si las siguientes proposiciones son correctas (C) o incorrectas (I) y señala la secuencia correcta:

A)

18. Respecto del al ciclopentano es falso:

B)

A ) Es más estable que el ciclopropano.

C)

B) Todos sus carbonos son secundarios.

D) • Su F. G. = C5H4. • Posee 1 carbono secundario.

C) Cada carbono está híbrido en sp2. D) Posee 10 hidrógenos secundarios.

E)

E) ) Su fórmula global es C5H10.

•

Presenta en total 20 orbitales híbridos.

NIVEL III

• •

Hay 4 carbonos trigonales. Es el 1,6 heptadien – 4 – ino

16. Nombre del siguiente compuesto:

A ) CCCII C) ICCCI

B) ICCII D) CCIIC A ) 1 – cloro – 2,4 – dimetil – 2 – hexeno B) 5 – cloro – 1,3 – dimetil – pen ten o C) 1 – cloro – 3,5 – dimetil – 4 – ciclopenteno D) 5 – cloro – 1,3 – dimetil ciclopenteno E) ) 5 – cloro – 1,3 – dimetil – ciclopentano – 1 – eno

E ) CIICI 13. Señala cuántos enlaces y  hay, respectivamente en el compuesto: CHCC(CH3)C2(CH3)(CH)2CH3 A ) 17 y 3

B) 18 y 5

C) 21 y 5 E ) 13 y 6

D) 19 y 5

14. Las fórmulas globales del ciclo propeno y ciclo propeno son, respec-

17. Con relación a las fórmulas mencio-

19. Respecto del tiofeno, es correcto I.

Es un aromático.

II.

Es un heterocíclico.

III.

Su fórmula global es C4H4S.

IV.

1 mol de es t e p os e e 9 N átomos en total.

A ) II, III y IV B) I, II y III C) I y IV D) Solo I E) Todas 20. Respecto del oxasol, es cierto: II.

Es un heterocíclico. Su F. G. = C H NO.

I.

nadas, señala la secuencia que con-

A ) C3H8 y C3H6 B) C3H6 y C3H4

tiene un alquino, heterocíclico y alicíclico respectivamente.

III.

Posee 8 enlaces y 2.

IV.

Hay 4 átomos híbridos en sp2.

A ) Fenol, pirrol, tolueno

V.

Posee 6 e– solitarios.

B) Ciclopropano, oxasol, anilina

A ) I y III

C) Pentino, furano, ciclohexano

B) I, III y V

D) Naftalina, tiazol, piridina

C) II y IV

E) ) Benzopireno, cubano, meta- xileno

D) I, II, IV y V

C3H4 y C3H2 D) C3H6 y C3H8 E ) C3H6 y C3H10 C)

15. Señala qué compuesto no tiene su nombre correcto:

1. 2.

Los organógenos son 10 _

_.

La fórmula global de un alcano es: _

6.

El CH3

CH

CH3 y

Br

CH

La fórmula global de un cicloalcano es:

_,

y de la un ciclo alqueno:

_.

CH2

CH3

___

____

En un heterocíclico, además del carbono, deben haber otros elementos como el _

_.

Br

son isómeros de __ ____ _

E) ) Todas

_. 7.

3.

3 3

tivamente, _________________.

4.

Los _

_

5.

El alquino más importante es el

____

_.

son hidrocarburos saturados. _,

__________________________________________.

A

8.

En el ciclo pentano, hay 5 carbonos _

______

.

y _______ hidrógenos. 10. 9.

El tetrametil ciclobutano tiene fórmula global

es a C3H6 como

es a

_.

Institución Educativa Privada “DEUNI”

1. Respecto a los elementos principales de

Químic a

A)

B)

D)

E)

C)

un compuesto orgánico, su estructura de Lewis está mal dado. I.

II.

III.

IV.

A) I y II

B) II y III

D) Solo IV

E) II y IV

5. Indique verdadero (V) o falso (F) según C) III y IV

co- rresponda: I. El CO2 es un compuesto orgánico. II. Existen millones de compuestos orgánicos.

2. No es propiedad del grafito:

III. La química orgánica estudia las

I. Su color varía de gris a blanco.

propie- dades de los carbonatos.

II. Es muy blando, cristaliza en el

IV. El petróleo es la fuente natural más

sistema hexagonal. III. Presenta solo enlaces . IV. Se usa como electrodo. V. Por su tremenda blandura se usa como lubricante

im- portante de compuestos orgánicos. A) FFFF

B) FFFV

D) FVFV

E) VVVV

C) FFVV

sólido. A) D)

6. En la hibridación lineal (sp) del carbono no hay: A) 2 orbitales híbridos y 2 orbitales "p" puros.

3. Se obtiene de quemar los huesos de los

B) ángulo de enlace 120.

ani- males, y es un carbón poroso usado

C) Forma lineal o digonal.

como filtro, respectivamente corresponde

D) 2 enlaces  y 2 enlaces .

a 2 tipos de carbono: A) negro de humo y coque B) diamante y grafito C) carbón animal y carbón activado D) carbón animal y carbón de retorta E) coque y brea 4. Señale cual de los símbolos gráficos muestra la propiedad de autosaturación del átomo de carbono.

E) 2 enlaces dobles contiguos. 7. Señale cuántos carbonos tetraédricos, tri- gonales y lineales hay en el siguiente com- puesto, respectivamente:

A) 2, 3 y 2 D) 4, 2, 0 167

8. La fórmula global del: 3,6 – dimetil – 3, 4, 5 – heptatrie n – 1 – ino es: A) C7H12

B) C9H10

C) C9H8

D) C9H12

E) C8H12 9. En el radical alilo existe:

C) El n-pentano tiene mayor punto de ebullición que el 2 – metil butano. D) El hexano hierve a mayor temperatura que el pentano. E) Todos 13. Nombrar el siguiente compuesto:

I. 2 carbonos lineales II. 1 carbono tetraédrico III.

F.G. = –C3H5

IV Fórmula: CH3 CHCH A)

A) 1, 3, 4 – heptatrieno

D)

B) 2 – isopropil C) 3 – metil

10. El compuesto: (CH3)2 C3(CH3) C2C(CH3)3 I. Se llama 2, 4, 7, 7 – tetrametil – 2,3 – octadien – 5,6 – diino II. Tiene 3 carbonos lineales. III. Presenta 18 "H" primarios. IV.

¿Qué vocablo no debe ir?

D) 3,5 – dimetil E) 2 – secpropil 14. Nombrar el siguiente compuesto correcta- mente:

Hay 1 carbono

cuaternario. Es falso (F) o verdadero (V):

A) C) E) B) El metil, etil y propil, forman una serie homóloga.

11. Señale cuál es la fórmula global del: 2 – terbutil – 5 – etil – 1,6 – heptadien – 3 – ino. A) C12H18

B) C13H20

C) C7H16 E) C14H22

D) C13H18

12. ¿Qué afirmación es correcta? A) El etil, etenil y etinil forman una serie isóloga.

¿Qué vocablo no debe ir? A) 3,4 – octadien B) 1,7 – diino C) 5 – propil D) 3,6 – dimetil E) 6 – etinil 15. La fórmula global del ciclobutano y ciclobuteno son: A) C) E)

16. No lleva el nombre correcto: A) B) C)

A) Es un cicloalifático. B) Es aromático. C) Es un homocíclico. D) Se trata de un alicíclico. E) Su nombre es: 1,2 – dietil – 4 – metil – 3,5 – diterbutil ciclopentano.

D)

19. Escoger una aromático, alicíclico y hetero- cíclico respectivamente.

E) I.

II.

17. No lleva el nombre correcto: A) B) C)

III.

A) I, II, III

B) II, I, III

C) II, III, I

D) I, III, II

E) III, II, I D) 20. No es característica del benceno: E) Todas 18. Respecto al siguiente compuesto, es falso:

A) Posee 12 enlaces y 3. B) Su molécula es apolar. C) Sus carbonos están híbridos en sp2. D) Tiene forma hexagonal planar. E) Presenta 3 formas resonantes.

1. 2. 3. 4. 5. 6. 7. 8. 9. 10.

170

D A C E D B C B B D

11. B 12. E 13. C 14. E 15. B 16. A 17. E 18. B 19. B 20. E

DERIVADOS DEL BENCENO, ALCOHOL, FENOL, ALDEHIDO, CETONA, ÁCIDO CARBOXÍLICO, ETER Y ESTER

• •

• •

La gran importancia de los alcoholes en química orgánica es la síntesis de compuestos alifáticos dado que el grupo (– OH) puede convertirse, ya sea directa o indirectamente en muchos grupos funcionales. Los alcoholes se utilizan como productos químicos intermedios y disolventes en la industria de textiles, colorantes, productos químicos, detergentes, perfumes, alimentos, bebidas, cosméticos, pinturas y barnices. Algunos compuestos se utilizan también en la desnaturalización del alcohol en productos de limpieza, aceites, tintas de secado rápido, anticongelantes, agentes espumígenos y en la flotación de los minerales. Presenta una considerable polaridad debido a la presencia del enlace (– O – H), tal polaridad se ref leja en las propiedades físicas: punto de ebullición, punto de fusión y solubilidad. El éter etílico (C2H5 – O – C2H5) tiene los sinónimos: dietil éter, óxido de étilo, éter, óxido de dietílico, éter sulfúrico. El éter etílico, es un irritante para la piel, los ojos, las vías respiratorias. Tiene propiedades narcotizantes y produce anestecia.

DERIVA DO S DEL BENC EN O I.

POR CONDENSA CIÓN Son aquellos que resultan de unir dos o mas anillos bencénicos. Generando compuestos condensados. Los más importantes son:

•

•

• •

•

171

Institución Educativa Privada “DEUNI”

Quími ca

•

II. POR SUST IT UCIÓN Se obtiene al sustituir uno o más hidrógeno del benceno por radicales monovalentes, a temperatura elevada y en presencia de un catalizador.

A.

Monosust uidos

i

t

C. Trisustituidos

D. Tetra sustituidos

B.

Di sust i t ui dos  Del benceno se derivan otros hidrocarburos de este tipo entre los que se encuentran: el tolueno, el orto- xileno, el meta- xileno y el para- xileno y otros llamados polinucleicos que son el naftaleno,

172

Institución Educativa Privada “DEUNI” el fenantreno, pireno.

antraceno

y

Quími elca

173

PET RÓLEO El petróleo o aceite crudo se extrae de pozos perforados a grandes profundidades, en los estratos rocosos de la corteza terrestre. No se conoce con exactitud el origen del petróleo, pero se cree que es el resultado de procesos geológicos sobre la materia orgánica en descomposición. En la búsqueda de los depósitos de petróleo, los geólogos emplean muchas técnicas, pero la más importante es la que consiste en son- dear las diferentes capas de roca con objeto de localizar la presencia de una corona o de una elevación redondeada en la cual pueda estar atrapado un depósito de petróleo.

disolventes, aceites para motores, grasas, parafinas y asfalto, el aceite crudo se destila fraccionadamente para dar productos que tienen amplios márgenes de ebullición (Tabla 1). A pesar de que dichos productos son aún bastante impuros, tienen suficiente mercado y uso. Tabla

petróleo.

1:

Fracciones

comunes

del

A pesar de que algunos compuestos de oxígeno, azufre y nitrógeno se encuentran en el petróleo, éste está compuesto principalmente, por una mezcla de hidrocarburos, los cuales se refinan, mediante el proceso llamado destilación fraccionada, para obtener productos útiles. Este proceso se basa en el hecho de que las volatilidades (y por lo tanto las presiones de vapor) de los diferentes hidrocarburos varían inversamente con sus masas moleculares.

Para aplicaciones especiales necesitarán refinaciones posteriores con el consecuente aumento del costo. Se obtienen muchos com- puestos puros del petróleo.

I.

Los compuestos que poseen menor masa molecular tienen mayor volatilidad y hierven a menor temperatura. Debido a que el enorme mercado del petróleo reside en la gran demanda de gases ligeros, gasolina, aceites combustibles,

DEST ILA CIÓN FRA CCIONA DA Para fraccionar el petróleo en la industria, se calienta previamente a unos 300 ºC a medida que fluye, a través de un horno tubular, hacia la columna de fraccionamiento donde los compuestos del petróleo crudo son vaporizados, condensados y lavados repetidamente para lograr una separación satisfactoria. En la columna, que es un cilindro vertical, que contiene platillos horizontales debidamente espaciados, cada platillo actúa como una barrera al paso del vapor hacia la parte superior de la columna. El grado de separación depende del número de platillos que tiene la columna.

Conforme el vapor se desplaza hacia arriba se le fuerza a burbujear a través de la fase líquida de cada platillo. Esto hace que los vapores se laven y den lugar a que una gran porción del material de mayor peso molecular se disuelva en el líquido y regrese a los platillos inferiores, mientras que los componentes más volátiles son vaporizados y pasan a los platillos superiores. Repitiendo este proceso se obtiene una separación efectiva.

homogénea, causando el clásico golpeteo de las bielas (el motor “detona”) cuando el vehículo acelera bruscamente. Ello va en contra del rendimiento no sólo de la potencia del motor sino también de su duración. Por esta razón, los combustibles de autos de alta calidad, contienen mezclas de hidrocarburos ramificados y aromáticos, que arden de modo más homogéneo que los lineales. Afortunadamente, los proceso de cracking proporcionan precisamente este tipo de hidrocarburos. Durante algún tiempo, el isooctano (nombre común del 2,2, 4-trimetil-pentano), fue el hidrocarburo con las mejores características antidetonantes de un combustible: el llamado número de octano u octanaje. Para este fin, la detonabilidad del combustible se compara con la de una mezcla de heptano o isooctano de composición conocida. Un octanaje de 100, significa que el combustible en cuestión tiene idéntica detonabilidad que el isooctano puro. El octanaje de O implica que la detonabilidad del combustible es igual a la del heptano puro. Una gasolina de 75 octanos tiene igual detonabilidad que una mezcla de 75% de isooctano y 25% de heptano.

•

• •

El cracking o craqueo catalítico, es un proceso en el que se calienta el material de alto punto de ebullición, bajo presión elevada y presencia de un catalizador finamente dividido (usualmente silicato de aluminio lavado con ácidos). Bajo estas condiciones, las moléculas grandes se fragmentan o rompen en otras más pequeñas. El cracking a vapor, es una técnica para convertir alcanos en alquenos; y la regeneración catalítica convierte com- puestos alifáticos en compuestos aromáticos. Los pro- ductos olefínicos y aromáticos formados en estos pro- cesos sirven como materiales de partida para la fabri- cación de plásticos y otros compuestos orgánicos sin- téticos. Las siguientes reacciones son sólo un ejemplo de los muchos procesos que pueden ocurrir durante el craqueo y la regeneración.

Los motores de alta comprensión de los automóviles son bastante eficientes para su peso; pero los hidrocarburos de cadena lineal arden en ellos de manera no

Del inglés to crack: romper

Los aditivos que se le agregan en ocasiones a la gasolina, tienen por misión disminuir el golpeteo en el motor, aumentando el octanaje del combustible. Uno de los mejores aditivos es el llamado fluido etílico (ethyl fluid), que contiene aproximadamente 65% de tetraetil plomo, 25% de 1,2-dibromo-etano y 10% de 1,2-dicloroetano. Los derivados halogenados son necesarios para la conversión del plomo en halogenuros volátiles, que luego son eliminados por el tubo de escape. •

(CH3CH2)4 Pb (plomo tetraetílico)

tetraetil-plomo

•

BrCH2CH2Br (dibromuro de etileno)

1,2-dibromo-etano

•

Cl CH2CH2Cl

1,2-dicloro-etano

(dicloruro de etileno) Un motor de gasolina envía al medio ambiente, una amplia variedad de contaminantes, tales como hidrocarburos sin quemar, monóxido de carbono, óxidos de nitrógeno, etc. A esto hay que añadir los halogenuros de plomo derivados del tetraetilplomo. En muchos automóviles se han instalado convertidores catalíticos, que transforman compuestos sin oxidar o parcialmente oxidados en otros totalmente oxidados, menos contaminantes.

Por ejemplo, estos convertidores catalíticos, transforman los hidrocarburos que no se quemaron y el monóxido de carbono en dióxido de carbono y agua. El catalizador de platino es usado en estos convertidores es desactivado (“envenenado”) por compuestos de plomo; razón por la cual, los autos con convertidores catalíticos no deben usar gasolina que contenga tetraetil plomo. Hay otras maneras de aumenta el octanaje de una gasolina: se pueden agregar benceno (número de octano 106); etanol; alcohol terbutílico, (CH3)3COH; y eter terbutilmetílico, (CH3)3COCH3. (Una mezcla de aproximadamente 90% de gasolina y 10% de alcohol, se conoce como “gasohol”).

II. C A RBÓN El carbón se forma en la descomposición bacteriana de las plantas bajo diferentes condiciones de presión, y se clasifica según su contenido en carbono: antracita, con el contenido más elevado, seguida de hulla, lignito y finalmente, turba. Dado que algunas clases de carbón también contiene del 2– 6% de azufre, la combustión de estos materiales trae como consecuencia grave contaminación atmosférica y “lluvia ácida”. Cuando el carbón se somete a pirólisis en ausencia de aire, proceso denominado destilación destructiva, se originan tres tipos de productos: gas (compuesto de CH4 y H2 principalmente), alquitrán de hulla (destilado condensable) y coque (residuo). El gas y el coque son útiles como combustibles; el coque se usa además en la fabricación del acero. El alquitrán de hulla es rico en compuestos aromáticos, los cuales se forman en la destilación destructiva.

El carbón fue la fuente principal de compuestos orgánicos sintéticos, hasta que el petróleo se hizo abundante y más económico alrededor de 1940. Sin embargo, actualmente más del 90% de los compuestos orgánicos que se producen en los Estados Unidos de Norteamérica se sintetiza a partir del petróleo. El cambio al uso de los productos petroquímicos se debe a que los procesos de refinación del petróleo son más económicos y menos contaminantes que la mayoría de los procesos de refinado del carbón. Desafortunadamente, las reservas mundiales de petróleo se están terminando con rapidez y haciéndose muy caras, mientras que las reservas de carbón son aún muy extensas.

En la actualidad, se tienen proyectos de investigación encaminados a encontrar técnicas económicas para con- vertir el carbón en combustibles y productos químicos (con un mínimo de contaminación atmosférica). El proceso de conversión del carbón en combustibles gaseosos o líquidos (combustibles sintéticos) se le conoce con el nombre de gasificación o licuefacción de carbón, respectivamente. Muchas plantas gasificadores usan el proceso Lurgi, de origen alemán, o modificaciones de esta técnica, la cual consiste en tratar el carbón con vapor de agua a altas temperaturas, produciéndose así el gas de síntesis (CO + H2). Esta mezcla es pobre como combustible, además de que el monóxido de carbono es muy tóxico. Por esta razón el gas de síntesis se trata con hidrógeno adicional, para producir metano.

A. Clasif icación del car bón

La licuefacción del carbón es su conversión a alcanos líquidos. El proceso clásico para llevar a cabo esta conversión es la síntesis de FischerTropsch, la cual fue desarrollada en Alemania durante la segunda guerra mundial. La República de Sudáfrica obtiene la mayor parte de su gasolina y productos químicos orgánicos por este proceso.

B. Li cuef aci ón del car bón ( sín t esi s de Fi sch er - Tr opsch) Ya que las reservas de carbón también son limitadas, se están investigando y desarrollando otras fuentes de hidrocarburos, que incluyen aceite de exquisitos en los Estados Unidos de Norteamérica; arenas alquitranosas en la cuenca de Atabasca en Alberta, en Canadá y fuentes biológicas, tales como desperdicios de la agricultura y plantas de género Euphorbia (con alto contenido de hidrocarburos en la savia). Las principales reacciones de los alcanos son la halogenación y la combustión. El calor de combustión de un alcano (o cualquier otro compuesto), resulta de la disminución de la energía de enlace, al pasar el compuesto en cuestión a los productos de la combustión (Co2 + H2O). En la actualidad el petróleo es la principal fuente mundial de gasolina y de productos químicos orgánicos. Alcanos, alquenos y compuestos aromáticos se obtiene por los procesos de refinación: destilación fraccionada, cracking y regeneración. En el futuro los procesos de gasificación o licuefacción del carbón podrían ser las principales fuentes de metano y otros alcanos.

A LC OHOL - A LDEHIDO - CET ONA CH2OH CHOH CH2OH : .................................

FUNCIONES OXIGENA DA S

•

A.

•

: ....................................

•

: ............................................

Al coholes Se generan por la oxidación directa de un carbono primario, secundario o terciario.

Fórmula General:

ROH

Función enol

• – OH : Grupo hidroxilo •

R : Radical alquilo

•

CH2 CHOH : ................................................

•

CH2  COH CH3 : ..........................................

•

CHOH  CH CH3 : .........................................

Obtención práctica: Se sustituye 1 “H” x 1(OH)

Fenoles Ar - O H Ar : Radical arilo

CH4

 

HCH3 HCHO

Metano

Ejemplo: OH

OH OH

B. Nombre: Hidrocarburo . . . ol

Al dehi do ( Al cohol deshi dr ógenado) Se obtiene por oxidación de un alcohol primario. Fórmula General:

Ejemplos: •

CH3OH:

•

CH3 CH2OH :

•

........................................................ •

: Grupo formilo

CH2OH  CH2OH : ............................................

•

R : Radical alquilo o Arilo

•

CH3 CH2 CH2OH :

Ejemplo: CH

•

CH3 CHOH CH3 : .........................................

•

CH2OH CHOH CH3 :

...............................................

.......................................

.....................................

CH3 | •

CH3 CH CH2OH : .........................................

– CH OH  O 3

2

1

2

CH CHO H O 2

............................

3

2

......................

Obtención práctica: sustituyendo 2 “H” por 1 “O” en un carbono primario

•

CH2  CH CH2OH : ........................................

2"

R CH3 

H" 



O 1" O"    R H

•

Nombre: Hidrocarburo . . . al

CH

CH – CO CH 3

2

: .....................................

3

Ejemplos:

•

CH

4



HCH HCHO 3

Metano

HCHO H2 O 40%

: ......................................

•

CH3 CO)3 CH3 : .........................................

•

CH2 CH CO CH3 :

 Formol

 60%  ..................................................

•

CH3 CHO :

•

CHO – CHO: ..................................................

•

CHO CH2 CH3 : ..........................................

•

: ..............................................

•

:......................................

•

CH2  CH CHO : ...........................................

•

CHO CH CHO : .......................................... | OH

•

•

CH2OH : ................................ CHO CHOH) 4

•

CH2OH CO CH2OH : .....................................

•

: ..................................

CH3OH CO CHOH)3 CH2OH : ........................

Áci do s car boxíl i cos Se genera por la oxidación de un aldehido Formula General: O R

C. Cetona Resulta de la oxidación de un alcohol secundario. Fórmula general:

* : Grupo carbonilo

C

R COOH OH

O *

•

: .........................................

•

•

D.

CO CH3

.....................................

C

OH

:

Grupo carboxilo

R: Radical alquilo o Arilo

Obtención práctica:

• R y R' : Radical alquilo o Arilo

Sustituyendo 2 “H” por 1 “O” y 1 “H” por un grupo hidroxilo en un carbono primario

Ejemplo:

H OH

| 1 CH CH CH  O CH C CH H O 3

3

2

2

3

O ............................

|

3

2

.............................

Obtención práctica: Sustituyendo 2 “H” por 1 “O” en un carbono secundario.

Nombre.- Hidrocarburo . . . ona.

| RCH |

2 " H" 1" O "



O R C

OH

H Ejemplos: • CH3 CH2 CH2 CH3 CO CH3 : ...................

Ejemplos: 1. Ácidos monoicos (simples) *

HCH3  HCOOH :

*

CH3  COOH :

*

C2H5  COOH :

*

C3H7  COOH :

2. Ácido graso o Superior Útil para preparar grasas y aceites.

–

–

Ácidos Grasos Saturados (sólidos)

CH3

Ejemplos:

CH3

CH3 CH

*

C11H23  COOH :

*

C13H27  COOH :

*

C15H31  COOH :

*

C17H35  COOH :

C17H33 - COOH:

*

C17H31  COOH :

•

C2H5  O  C2H5

Funci ón Est er

R - COO - R

alcohol.

Esterificación

  Ester  H O + Alcohol  2

Ácido

Hidrólisis

Carboxilico Ejemplos:

*

COOH – COOH

*

COOH – CH2 – COOH:

*

COOH – (CH2)2 – COOH:

• HCO OH  C 2 H5 OH  ______________________ _______________________

• C2H5COOH  CH3OH 

4. Ácidos carboxílicos mixtos

COOH

OH

•

CH3 – CHOH – COOH *

'

Se genera por la reacción de un ácido carboxílico y un

3. Ácidos dioicos

*

C CH3

Ácidos grasos Insaturados (líquidos) *

O

+

COOH-CH2  COH  CH2  COOH |

COO

• CH3CH2COO

+ H 2O

: _______________________

COOH *

• HCOOCH3 :

CH3 – CO – COOH

•

COO

_______________________________

CH3 __________________________

:

• *

COOH – CHOH – CHOH – COOH

COO :

____________________

CH3 •

* CH2 = CH – COOH

CH 3

|

_____________________

– CH  COO 

:

E. Ét er

Se genera por deshidratación de 2 alcoholes monoles, con H2 SO4 (como catalizador positivo).

Alcohol

Alcohol

CH3COOH (ac)

Eter H O

H SO 2



2



CH3COO

Observación:

R-O-R

(ac)

+H

............................

CH 3C O

(ac)

+ OH

Monol



Monol

Ejemplos: •

CH3OH  C3H7 OH  CH3  O  C3H7  H2O

•

C2H5OH  C5H9OH  C2H5  O  C5H9  H2O •

............................



¿¿¿¿?????

O

Ést er es gr asos o Super i or es ( t r i gLi cér i dos) Ácido

Glicerina

Graso 

(propanotriol )

 Grasa o Aceite  3H2O

Ejemplo: C15H31COOH

O

Ester graso,

C15H31COOH C15H31COOH

+

CH2 OH

CH2 OOC – C15H31

CH OH

CHOOC – C15H31 + 3H2O

CH2 OH

CH2 OOC – C15H31

•

F. Sales or gánicas _

R

CH3COI :

COO_  M

OC

•

(CH3COO)2 Ca: _________________________

•

C3H7COO Na: _

_

_

_

_

_

Es una sal orgánica de esteres grasos.

_ Ester

G. H al ur os de áci lo CH3CO

I

1



•



 CH3COI :

________________

___________

_________________________

H. Jabón

_____________

HCO  F

Sa

Hidróxido



Graso

•

F

:

• CH3COO NH4: __________________________ •

______________________________

de (Na y K)

pon

ific

ac

ión

     Jabón  Glicerina



Observación: • Si la base es Na OH: _

_

•

_

Si la base es KOH:

_

Ejemplo: _______________________

CH2OOC - C17H35 + NaOH

• CHOOC - C17H35 + NaOH

•

CO – Ce: __

__

Problema 1 Dar como nombre el siguiente com-

__

___

•

2, 2– dim etilpentan –3–ol Pr efijo

CH 3

3

CH2OOC - C17H35 + NaOH

__

Entonces su nombre es:

puesto orgánico:

CH

__

Raíz

Presenta un sustituyente metil (o resto alquilico metil).

Entonces su nombre es:

Sufijo

Respuesta: 2,2 – dimetilpentan – 3 –ol

C CH

CH

..................

4 –metil pent –3– en– 1–ol Prefijo

CH3

Sufijo

Raíz

2

CH

Resolución:

3

OH

UNI Nivel fácil

Problema 2

Respuesta: 4–metilpent–3–en–1–ol

Dar el nombre al siguiente compuesto Problema 3

orgánico:

Dar nombre al sigu ien te compuesto

CH3 CH3 5

C

CH OH 4

CH2 3

2

orgánico:

CH2 1

UN I

CH3 Resolución:

CH3

CH3

C

CH

CH

CH

OH

CH

3

CHO

Nivel intermedio

UNI Nivel difícil CH2

CH2

OH

Resolución: 5

•

La cadena principal presenta 5 car-

•

bonos.

4

3

2

1

La cadena principal tiene 5 carbonos.

•

Entre el alqueno y el alcohol gana

•

Presenta 2 sustituyentes (metil)

•

La función de mayor prioridad es el

el alcohol por tener mayor jerarquía

alcohol.

(según la tabla de jerarquías).

entonces su nombre es: 3 – Hidroxi – 2 – metil butanal Respuesta: 3 – Hidroxi – 2 – metil butanal

NIV EL I

D) Los

compuestos

masa

de

molecular,

menor

hierven

menor tem- peratura.

1. ¿Qué sustancia no lleva el nombre E)

correcto?

E)

4.

CH2OH : ciclo pentanol

) Se obtienen sustancias químicamente puros.

A)

D) CH3 – CH = CHOH : propenol

a

7.

¿Qué relación es correcta? A)

El producto de la reacción del Benceno, es falso.

B) A) B)

C)

B) C) C)

D) D) E ) Todas

NIV EL II E)

D)

5.

E)

2.

¿Cuántos de CO2 a C. N. se libe- ran al quemar 15,6 g de benceno. A ) 13,2  B) 26,88 

En la gasolina el componente de

A) CH3

A ) CH3 – (CH2)5

B) CH3 – (CH2)2 – CHO : butiraldehido

–

CH3

B)

CH3 – (CH2)6 – CH3

C)

CH3CH – (CH3)CH2C(CH3)3

D)

CH3 – (CH2)3 – CH3

E)

) CH3 – (CH) – CH2 – CH3

3.

En el proceso de destilación frac-

OH l

CH3 E) CH3

¿Qué relación es incorrecta? A ) CH3CH2OH : etanol C) La

presión

–

CH – CH – CHO l CH3

de

vapor

A ) Permite obtener productos utiles.

inversamente

180

CHO : propanol

: para benceno carbaldehido

de los hidrocarburos es

los diferentes hidrocarburos.

–

D)

cionada del petroleo es falso.

B) Se basa en las volatilidades de

CH2

l

6.



–

C)

D) 53,6 E ) 22,4

¿Qué relación es falsa?

mayor poder antidetonante es:

C) 34,8 



8.

a

masas moleculares.

sus

B) CH3 – CH – CH3 : isopropanol l OH OH l C) CH3 – C – CH3 : terbutanol l CH3

: 3 – metil – – butanol – 1 – al

ciclo

pentano

diona 9.

¿Cuántos enlaces y  hay

en

la

1,3–

también

y su

fórmula global.

A ) 10,2; C5H6O2 B) 5,2; C5H6O2

181

C) 7,2; C5H8O2

III.

D) 13,2; C5H6O2 E ) 13,0;

metanoato de etilo

C5H8O2 10. Respecto al etoxietano es falso. A ) Se denomina eter sulfúrico.

III. Su masa molar es 580g/mol. A ) Solo I B) Solo II

A ) Solo I

C) I y III

B) Solo II

D) I y II

C) Solo III

E)

) Solo III

D) I y II

B) Su molécula es polar.

E ) II y

C) Posee 22 e– de valencia.

17. En la siguiente reacción:

III

D) Se usa como anestesia. E)

:

) Sus moléculas se unen 14. ¿Qué relación es falsa?

por fuerzas de london.

A ) Ácido carboxílico + alcohol  ester + agua.

11. ¿Qué compuesto no posee su nombre común correcto?

Es incierto; respecto al producto orgánico:

B) alcohol monol + alcohol monol ducto orgánico es un  eter + agua. jabón. CH3CH2OH + Na Ch3CH2ONa mula de la sal es C17H33 C) – COOK. + 1/2 H

A)

B) COOH – (CH2)2 – COOH

2

C) Es un jabón blando.

D) CH3COOH + CH3OH 

: ácido succinico

D) Es sólido.

CH3COCH3 + H2O2

C)

E)

E) ) C2H5OH + CH3OH

: ácido mandólico

H

SO

 2

) Químicamente la función es una sal orgánica.

4 

C2H5 – O – CH3 + H2O

18. Al reaccionar el cloroetano o cloruro de etilo con NaOH acuoso, se

D)

15. Al reaccionar el ácido pentanoico

E ) CH3COOH : ácido malónico

con

12. El ácido metacrílico se usa en la

acido 2–metil propenoico. Cuál es su fórmula global y cuantos en-

hidróxido

de

potasio

A ) etoxidoi de sodio + HC 

acuoso es verdadero.

B) etanolato de sodio + HC 

I.

C) etanol + NaC  D) etanal + NaC 

preparación de plásticpos como el plexiglás, su nombre sistemático es

el

produce:

Se f orma el pentanoato de potasio mas agua.

II. El producto orgánico es una sal. III. Su masa molar es 140 g/mol.

E) ) etanal + HC  19. ¿Cuántos gramos de masa tiene 2

laces y posee:

A ) I y II

mol de cloruro de 3,5 – dinitro–

A ) C4H8O2;

B) Solo III

benzoico.

11;2 B)

C) I y III

C4H6O2; 11;2 C) C4H6O2; 9;2

13.

D) II y III

D)

C5H10O2; 11;2

E)

C3H6O2; 9;2

¿Qué relación es falsa? : propanoato de hidrógeno I.

II.

16. Al

compuesto

resul-

reaccionar

tante orgánico, es

la glicerina

falso:

con

I.

el

ácido

palmitato de glicerido.

20. No es un carbohidrato o glúcido. A ) celulosa B) maltosa C) almidón D) glucógeno

palmítico, sobre

Es un triglicerido.

II. Su nombre sistemático es tri-

el

E ) tiazol

1.

El compuesto más sencillo de los alcoholes es cuya fórmula es _

2.

El compuesto:

6.

.

lleva por nombre: y su F.G es _

El TNT tiene por F. G. un derivado _

7.

__

y es

__

_ sustituido del

__

.

El compuesto más sencillo de los aldehidos es el _

_.

cuya

F.

G.

es

y mezclado con el agua forma el 3.

El

es una función

_.

preservante

y se llama _____________________________.

El

es una función __

___

____

llamado

_________________________.

8. 4.

orgánico

La propanona es una _______________ simética que posee 2 carbonos _______________ y un

__ carbono hibrido en ________________________.

y se llama _______________________________ ________________________________________. 9.

El cloruro de propanoilo tiene por fórmula global y su masa molar es

5.

El

es un

y se llama

_______________________________ ________________________________________.

10. La glicerina tiene por masa molar g/mol.

_.

Institución Educativa Privada “DEUNI”

1. Respecto al benceno es falso:

Químic a

4. No es aditivo de la gasolina para

A) Su fórmula global es C6H12.

aumentar su octanaje.

B) Posee 12 enlaces y 3 . 2

C) Cada carbono está híbrido en sp . D) Su masa molar es 78 g/mol. E) Presenta 3 formas resonantes. 2. Marcar verdadero (V) o falso (F) según co- rresponda:

A) Plomo tetraetilo. B) Dibromuro de etileno. C) Dicloruro de etileno. D) Benceno E) Eter dimetílico 5. Cuando la hulla se somete a pirólisis en au-

I. Es un compuesto aromático fusionado. II. El bromo está en la posición alfa. III. El metil está en la posición beta. IV. Es el 8 – bromo – 2 – metilnaftaleno. A) FVVF

B) FVVV

C) VVFF

D) VVVF

sencia

aire,

(destilación

destructiva) se originan diferentes tipos de productos. ¿Cuál de ellos no es? A)

CH4 y H2

B) Alquitrán de hulla C) Coque D) Compuestos aromáticos E) Vaselina

E) VVVV 3. ¿Cuáles de las siguientes reacciones del

6. ¿Qué compuesto es alcohol?

benceno son correctas?

I.

I.

II. CH2 =

II.

CHOH III.

III.

CH3OH

IV. CH  COH

IV.

A) Solo I

V. A) I, II y III

B) I y III B) II, III y V

C) I, II y IV

C) I, II y V

D) II, III y IV

D) Solo III

E) III, IV y V

de

E) Todos 183

7. El compuesto: CH3 – CHO y CH3 – COOH poseen como nombre común: A) Acetaldehido y acetona B) Etanol y ácido etanoico C) Acetaldehido y ácido acético D) Etanol y ácido acético E) Acetaldehido y ácido etanoico 8. La fórmula global del metoxietano y

11. El compuesto: CHO – CO – CH = C – CHO l CH3 En su nombre no lleva el vocablo. A) C) E) 12. ¿Qué compuesto no lleva el nombre correcto?

meta- noato de etilo son respectivamente. A)

C3H6O y C3H6O2

B)

C3H8O y C3H6O2

C)

C3H8O2 y C3H6O2

D) C3H8O y C3H6O E)

C3H8O2 y C3H6O2

9. ¿Qué sustancia no lleva el nombre correcto? A) CH3COONa : Acetato de sodio

A) B) C) D) E) Carboxilato de potasio

B) C15H31COOH : Acido pamitico

C) CH3COC : Cloruro de etanoilo 

13. ¿Cuántos enlaces  y  hay en el ácido: 4 hidroxi – 3,5 dioxo – pentanoico.

D) E) CHO – (CH2)2 – CHO : Butanodial 10. El siguiente compuesto: CH2 = C – CHOH – CH2OH l CH3 En su nombre no lleva el vocablo. A) 3, 4 diol B) 3 – buten

A) 15 y 5  C) 15 y 3  E) 14 y 4  C) 3 – metil D) 1,2 – diol E) N.A.

B) 14 y 3 

D) 16 y 4 

14. El nombre correcto del compuesto no lleva el vocablo.

A) Ácido

B) 3 – hidroxi

C) 4 – metil

D) 2,6 dioxo

E) Heptenoico

15. En el 2–buten–1,4–diol no es correcto: I. Hay 2 carbonos tetraédricos. II. Hay 2 carbonos hibridos en sp2. III. Es alcohol secundario.

18. La hidrólisis del butanoato del metilo genera: I. Butanol

II. Metanol

III. Ácido metanoico IV. Ácido butanoico Es verdadero (V) o falso (F):

IV. Tiene 4 orbitales solitarios. V. Posee 2 carbonos terciarios. A)

A) C) E)

C) E) 16. La levulosa se llama también:

19. ¿Qué proposición es falsa? A) La reacción de un ácido graso y glicerina genera un ester graso y

Pentahidroxi – 2 hexanona; es incorrecto: A) Es un alcohol pentol. B) Es un compuesto cetónico polihidroxilado. C) Posee grupos: Hidroxilo y carbonilo. D) Tiene 5 carbonos tetraédricos. E) Tiene un carbono trigonal. 17. Al reaccionar el metanol con propanol a 180

agua. B) Al reaccionar un ester graso con el hidróxido de sodio se genera un jabón duro y glicerina. C) La hidrólisis de un ester genera ácido carboxílico y alcohol. D) La preparación de un jabón se llama saponificación. E) Para elaborar un aceite el ácido graso tiene que ser saturado.

°C es incorrecto: A) Se produce un eter. B) Se usa como catalizador el H2SO4. C) El producto es metoxipropano. D) Se produce el buteno. E) Hay una deshidratación.

20. ¿Qué sustancias no es disacárido? A) C) E)

1. 2. 3. 4. 5. 6. 7. 8. 9. 10.

A E C E E A C B D A

11. C 12. C 13. C 14. E 15. D 16. A 17. D 18. C 19. E 20. E

NITROGENADOS, ISOMERÍA CONTAMINACIÓN AMBIENTAL

Cuando chupamos un limón se dice que se curan 50 enfermedades, pero su uso excesivo conduce a la anemia, y a la gastritis (ello es por el ácido cítrico y ascórbico). Cuando nos acercamos a un jardín, el olor de las flores nos llama la atención por su fragancia, o cuando consumimos una galleta o bebidas ellas saben a naranja o fresa, porque poseen saborizantes o esencias que son esteres, además cuando nos aseamos en el baño o lavamos la ropa usamos jabones o detergentes que simplemente son sales orgánicas, como vemos es importante conocer este tema ya que son parte del consumo humano. Cuando se opera a una persona de una hernia o apendicitis, se le coloca una anestecia para que no sienta dolor, eso es un éter.

NITRO GENA DOS I.

A MINA S

Ejemplo:

Son derivados orgánico del amoníaco en el cual se ha

•

CH3  CO  NH2

•

CH3  CH2  CO  NCH3

sustituido uno o más hidrógenos por radicales alquilo o arilos. Nombre: Radical (es) . . . amina.

2

Ejemplos:

CH3NH2  

CH3  CO  NH  CH3 CONH2

• •

•

•

•

•

CH2  CH  CONH2 | | C

• •

CH3

•

•

III. NIT RILOS II. A MIDA S

Se caracterizan por presentar el grupo funcional ciano

Son derivados de los ácidos carboxílicos en el cual se

o cianuro  C N).

ha sustituido el grupo hidroxilo (– OH) por un grupo

Obtención práctica:

amino

  NH2 .

Nombre: Del ácido se cambia el sufijo "oico" por la

Se sustituye 3 "H" por un nitrógeno trivalente en un carbono primario R 

CH3

3"

H"

  CN

1



"N

"

   R

terminación "amida".

Nombre: Hidrocarburo . . . nitrilo

187

Institución Educativa Privada “DEUNI” Ejemplos:

•

•

HCH3  HC  N   HCN

•

CH3  CH3  CH3  CN

•

C3H7  CH3  C3H7  CN

•

CH  CH  CN  CN 3

Quími ca CH2  CH  CN

•

•

3

• TABLA: Clasificación de los grupos funcionales para fines de nomenclatura.

188

IS OMERÍA Estudia aquellas sustancias de diferente naturaleza con diferentes propiedades químicas y/o diferentes propiedades físicas u ópticas, pero que sin embargo poseen la misma fórmula global y la misma composición porcentual. Se clasifican en 2:

I.

ISOMERÍA PLA NA Analiza a los compuestos planarmente. A.

I sómer os de cadena o est r uct ur a Poseen diferente estructura. Ejemplo: Isómeros del C6H14 •

CH3 – CH2 – CH2 – CH2 – CH2 – CH3

•

C. I sómer os de f unción o compensaci

ón Pertenecen a diferente función química. Ejemplos: Isómeros del C3H8O •

CH3

•

CH3 – CH2 – O – CH3:

–

CH2

–

CH2OH:

Isómeros del C3H6O •

CH3 – CO – CH3:

•

CH3 – CH2 – CHO:

_

_

_

_

__

_

_

Isómeros del C3H6O2 • CH3COOCH3: __________________________ • CH CH COOH: _________________________ 3

2

II. IS OMERÍA ES PACIA L O ES T EREOMERÍA Estudia a los isómeros en tres dimensiones, pueden ser de dos clases:

•

A. I sómer os geomét r i cos Se da en aquellos compuestos que presentan un enlace doble como mínimo tal que al rededor de dicho enlace no existe la posibilidad de rotación de un carbono respecto al otro. En este caso existe la isomeria: CIS (hacia un mismo lugar) y TRANS (hacia los lados opuestos).

•

• Observación: También se puede dar en compuestos de cadena cerrada (ciclanos) disustituidos.

B. I sómer o s de posi ci ón o l ugar Pertenece a la misma cadena y función, pero la anomalía posee diferente ubicación. Ejemplos: Isómeros del C6H4 (OH)2

Ojo: Isómería geométrica  E

A B y D 

Ejemplo: •

Isómeros del

C3H8O

CH3 – CH = CH – CH3 Posee 2 isómeros

• •

Alcadienos o "Dienos" (Alenos) Ejemplo: Isómeros del C H 5 8 . •

CH2 = C = CH – CH2 – CH3

•

CH2 = CH – CH = CH – CH3:

Ejemplo: Nombrar el siguiente compuesto y predecir cuántos isómeros geométricos posee.

•

CH2 = CH – CH2 – CH = CH2:

Ejemplo: Nombre el siguiente compuesto:

2. ¿Cuántos isómeros ópticos presenta la glucosa? Pentahidroxi hexanal

B. I somer i a ópt i ca Se da en aquellos compuestos que tiene la capacidad de desviar la luz hacia el lado derecho o izquierdo de un plano de polarización, llamándose respectivamente isómero dextrógiro o levógiro.

Hay 2 tipos de Isómeros Ópticos: 1. Enantiómeros Son imágenes especulares entre sí, pero que no pueden superponerse, son ópticamente activas, osea únicamente desvían la luz polarizadas, ya que las propiedades físicas y químicas son

D o d: giro a la derecha L o l : giro a la izquierda Químicamente para que una sustancia ópticamente activa debe presentar uno o carbonos quirales.

idénticas. Ejemplo: sea más

Carbono Quiral o Asimétrico E s aquel carbon o tetraédrico u nido mediante enlaces simples a grupos o radicales monovalentes completamente diferentes. Ejemplo:

Son enantiómeros. 2. Diastereómeros Son isómeros que no son reflexiones especulares uno de otro, no son ópticamente activos, poseen propiedades físicas diferentes y químicas iguales. Ejemplo:

Observación: Para todo carbono asimétrico puede haber 2 isomeros ópticos. Dextrogiro (D) o Levogiro (L).

3 – Cloro – 2 – Butanol

1. ¿Cuántos isómeros ópticos presenta el ácido lactico? Ácido 2 – hidroxi propanoico

•

No son imágenes especulares son, diastereómeros.

Mezcla r acémica o r acemat o Es la mezcla de 2 enantiómeros (dextrogiro y levógiro) en igual número de moles; presenta rotación óptica nula, las propiedades físicas (punto de fusión, solubilidad, densidad) de un racemato difieren de las propias de los 2 enantiómeros.

190



No debe confundir el hidroxilo orgánico ( – OH) c o n el anión hidroxido inorgánico ( OH) –

191

C ONTA MINA C IÓN A MBIENTA L En la actualidad los problemas de degradación y contaminación del planeta en que vivimos han enfocado el pensamiento de cada vez más seres humanos en los recursos naturales e ideas relacionadas con la conservación de éstos. Es así que la Ecología, joven ciencia de poco más de cien años de exis- tencia, se ha puesto de moda.

I.

¿QUÉ ECOLOGÍA? La Ecología es la existen entre los desarrollan, sea Ecología estudia

ES

ciencia que estudia las relaciones que seres vivos y el medio en el que se este un medio físico o biológico, la los ecosistemas. La palabra ecología

deriva de las voces griegas: Oikos = casa, lugar donde se vive, y Logos = estudio, tratado. Esta palabra fue utilizada por primera vez en 1869 por el biólogo alemán Ernst Haeckel. Un ecosistema es un sistema ecológico, es decir, una entidad circunscrita en el tiempo y espacio (sistema), que incluye no sólo todos los organismos que en ella habitan sino también las condiciones físicas del clima y del suelo, así como todas las interacciones de los organismos vivos entre si y con las condiciones físicas (ecológico). Los ecosistemas pueden ser naturales (un bosque tropical) o artificiales (un acuario), inmensos (la cuenca del río Amazonas) o pequeños (la piel y pelo de un puma). Todo ecosistema es el producto de la interacción de dos tipos de factores: los elementos bióticos (elementos vivos que interactúan en el ecosistema con otros elementos) y los elementos abióticos (elementos no vivos que interactúan con otros elementos en el ecosistema: suelo, agua, radiación solar, humedad, tem- peratura, etcétera).

II. ¿QUE ES CONTA MINA CIÓN? En términos generales la contaminación se define como la introducción de sustancias dañinas (contaminantes) al ecosistema, generando efectos adversos. Un contaminante es todo elemento, compuesto o sustancia que se encuentra en exceso y de forma artificial en un determinado lugar. Esta definición incluye cambios térmicos.

A . La i mpor t anci a del oxígeno en los ser es vivos Parte de la Tierra que nos rodea, los continentes, el agua y el aire, en conjunto contienen en pro- medio un 50% de oxígeno en masa. Cerca del 75% de la masa del cuerpo humano es agua (donde el oxígeno representa un 88%).

En

adición,

el

oxígeno

gaseoso,

O2,

conforma cerca del 21% en volumen del aire seco en la atmósfera (troposfera), y es

indispensable para los seres vivos. El oxígeno es ligeramente soluble en agua:

su solubilidad es 0,004 g/100 g de agua a tempe- ratura ambiente. Pero ello es suficiente para la su- pervivencia de los peces y otros organismos marinos.

B. La dest r ucci ón de l a capa de ozono

•

Atmósfera: Envoltura gaseosa que rodea la Tierra. Esta contiene a su vez las siguientes subcapas:

El ozono O3, es un gas inestable de color azul claro a

Troposfera: Subcapa inferior (desde la superficie hasta unos 15 km de altura). Vivimos inmersos en ella. Hay aquí una concentración de

temperatura ambiente. Se forma al hacer pasar una

CO2 y de vapor de agua mayor que en las otras

descarga eléctrica por O2(g). El ozono tiene mayor

subcapas.

1. El ozono

densidad que el O 2(g) , y es un agente

oxidante

muy

fuerte.

El

ozono

se

des-

compone con facilidad en el ambiente.

2O3 2(O2 O) 3O2 Los radicales de oxígeno (O•), que son átomos intermedios en esta reacción, tienen una gran capacidad para captar electrones por lo que actúan como fuertes oxidantes, siendo empleados en la destrucción de bacterias en el proceso de purificación del agua. 2. Ubicación de la capa de ozono en la atmósfera La Tierra y su entorno pueden entonces ser divididos en las siguientes regiones: • Litósfera: Los suelos (continentes). •

Hidrósfera: El agua (mares, lagos, ...).

Estratósfera: Subcapa intermedia (desde unos 15 hasta unos 50 km de altura). En su extremo inferior está ubicada la capa de ozono que rodea la Tierra a una altitud aproximada de 25 km (entre 25 y 40 km, según la latitud) sobre el suelo terrestre y con un espesor entre 5 y 10 km. Aunque el ozono está presente en pequeñas cantidades, del orden de 10-6 ppm, su presencia es vital para la vida sobre la Tierra, porque absorbe la radiación ultravioleta (UV) en la longitud de onda (280 - 320 nm) que es dañina para los seres humanos y los ecosistemas. Ionósfera: Subcapa superior (desde unos 50 km hasta unos 4000 km de altura). Contiene gases ionizados.

3. Formación y destrucción del ozono en forma natural Como se muestra en el esquema siguiente, el

–

O3 + O•

 O2 + O2

Neto: Radiación UV + 2O3

 3O2

proceso de formación ocurre en dos etapas. En la primera etapa la radiación ultravioleta rompe

4. ¿Por qué se esta agotando el ozono?

una molécula de O2 en dos átomos de O•. En la

La disminución de ozono observada se debe de manera importante a los radicales Cloro (C•) y Bromo (Br•) derivados de los llamados freones

segunda, y mediante la intervención de una fuente de energía, el átomo de O• reacciona con una molécula de O2 para formar O3. Las ecuaciones que representan estas reacciones son: –

Radiación UV + O2

 O• +

O•

(Longitud de onda < 0,242  ) –

O• + O2 + Energía

 O3 + Energía

O• + O2 + Energía

 O3 + Energía

(CFC) halones (CFBC), tetracloruro de carbono (C C  4 ) y cl orof orm o (C H C 3 ), lo s c u al

es

expuestos

a

los

rayos

UV

se

descomponen liberando los radicales cloro y bromo, que pueden destruir miles de moléculas de ozono o más, sin que ninguno de estos radicales desaparezcan. Los halógenos (flúor, cloro y bromo) alteran

En el segundo proceso, el de destrucción natu-

el equilibrio y reducen la cantidad de ozono en

ral, la radiación ultravioleta rompe la molécula

la atmósfera mediante la conversión de éste

de ozono en un átomo de O• y una molécula

en moléculas de oxígeno. El proceso químico

de O2. El átomo de O• es capaz de reaccionar

que destruye el ozono es el siguiente:

con otra molécu la de O

3

para formar

dos moléculas de O2. Las ecuaciones que representan estas reacciones son: –

Radiación UV + O3

 O• + O2

(Longitud de onda < 1,2 )

I. Cuando un compuesto clorado llega a la atmósfera

por

acción

de

los

rayos

ultravioletas el cloro se desprende de su molécula madre quedando como átomo de cloro.

II. Luego, cuando este átomo de cloro

choca

con

una

molécula de ozono, el cloro se

apodera de un átomo de oxígeno del ozono para formar un radical monóxido de cloro con la molécula de oxígeno. III. Los radicales de monóxido de cloro que tienen un número impar de electrones son

muy

reactivos

y

cuando

se

encuentran con un átomo libre de oxígeno lo atraen y rompen el radical para generar una nueva molécula de oxígeno, quedando nuevamente libre el cloro para buscar otra molécula de ozono. IV. Cada átomo de cloro puede destruir hasta cien mil moléculas de ozono antes de perder su actividad o volver a la trosposfera, eliminarse en la atmósfera o formar compuestos estables.

El gas de clorofluorcarbonos destruye la capa de ozono, permitiendo que la radiación UV llegue con toda su intensidad (no filtrada) a la superficie de la Tierra. Aerosoles Caseros: La fuerza impulsadora de la lata reside en una sustancia gaseosa que se encuentra a alta presión en su interior. La presión fuerza al líquido a salir por la válvula atomizadora cuando ésta se oprime. El líquido sale pre- sionado a través de un reducidísimo orificio que produce el tamaño de partícula deseado. Se recomienda no exponer estas latas al fuego aún cuando estén vacías, ya que pueden explotar debido a las altas presiones que se generan con el calentamiento.

5. ¿Cómo nos protege la capa de ozono? La transformación de oxígeno en ozono absorbe una gran cantidad de energía de la luz solar, especialmente de los rayos ultravioleta, lo que impide que los rayos lleguen a la superficie de la tierra en cantidades compatibles para los seres vivos, plantas y animales. Los rayos ultravioleta en cantidades excesivas producen transtornos muy graves tales como: •

Cáncer a la piel.

•

Cataratas en los ojos.

•

Herpes de la piel.

•

Mutaciones y destrucción de las semillas.

•

Destrucción del planckton marino.

•

Inhibición de la fotosíntesis.

•

Destrucción del proceso proteico de las plantas, etcétera. 6. Exceso de ozono Si bien el O3, es necesario en la estratósfera, el ozono formado por las reacciones entre diversos compuestos orgánicos e inorgánicos producidos (y también producto de reacciones en campos eléctricos), representa en el aire que respiramos un tipo de contaminación, pues, contribuye a la formación de smog urbano (una mezcla contaminante de niebla

y humo). Cuando la concentración de ozono en el aire aumenta, se produce irritación en todo el tracto respiratorio.

C. Combust i ón de f ósi les 1. La combustión como generador de contaminación atmosférica Los combustibles fósiles son mezclas de composición variable formadas principalmente por hidrocarburos. Son usados para liberar energía, antes que para formar compuestos químicos nuevos. En general, una gran cantidad de CO2 es producido en los motores de combustión. Veamos la reacción de combustión de la gasolina (recordemos que ésta puede represen tarse como iso-octano): 2C8 H18() + 25O2(g) 16 CO2(g) + 18 H2O(g) + Calor De esta reacción, se calcula que: 1 galón de gasolina (3785 ) produce más de 4000  CO2 y cada año se lanzan a la atmósfera 80 millones de toneladas de CO2 (¡una enorme cantidad!). Además, los combustibles en general tienen impurezas que en la combustión producen óxidos como contaminantes atmosféricos adicionales. La combustión incompleta de hidrocarburos produce sustancias tóxicas o indeseables, entre

ellas el CO y el carbono elemental (hollín), los que contaminan el aire, y por ende a los seres vivos.

Al igual que el O2, el CO también se enlaza con mucha fuerza el hierro de la hemoglobina. El complejo formado se llama carboxihemoglobina y se representa como COHb. La afinidad de la hemoglobina humana por el CO es aproximadamente 210 veces mayor que el O2. En consecuencia, una cantidad relativa pequeña de CO puede inactivar una fracción considerable de la hemoglobina de la sangre para el transporte del oxígeno. En condiciones normales, una persona no fumadora que respira aire no contaminado tiene alrededor de 0,3 y 0,5 por ciento de COHb en el torrente sanguíneo. Esta cantidad se debe principalmente a la producción de pequeñas cantidades de CO en el curso de la química normal del cuerpo y la pequeña cantidad de CO presente en el aire limpio. La exposición a concentraciones más altas de CO causa un aumento en el nivel de COHb, lo que a su vez deja menos sitios en la Hb a los que el O2 se puede enlazar. Si el nivel de COHb es muy elevado, el transporte de oxígeno se interrumpe y se produce la muerte. Puesto que el CO es incoloro e inodoro, el envenenamiento con CO ocurren con muy pocas señales de advertencia. Los dispositivos de combustión mal ventilados, como las lámparas y estufas de queroseno, plantean una amenaza potencial para la salud.

D. Ef ect o i nver nader o 1. ¿Qué es el efecto invernadero? Es un fenómeno atmosférico natural que evita que la totalidad de la energía emitida por la superficie terrestre (radiación en onda larga) escape al espacio y se pierda. Este fenómeno es producido principalmente por los llamados gases de efecto invernadero (GEI) como el dióxido de carbono (CO2), el metano (CH4) y el vapor de agua principalmente, los cuales al encontrarse en la atmósfera, absorben la radiación de onda larga (llamada también infrarroja o calorífica) emitida por la superficie terrestre. Esta energía de onda larga es atrapada por los GEI en la atmósfera la cual hace que se caliente hasta alcanzar una temperatura adecuada para los fenómenos vitales, razón por la cual el efecto invernadero es un fenómeno necesario e imprescindible para la existencia de la vida.

Efecto Invernadero: La energía infrarroja (calor) queda absorbida en la atmósfera provocando un aumento de temperatura en el aire. El efecto invernadero debe su nombre al proceso análogo que ocurre en un invernadero, donde la radiación es absorbida a través del cristal y la energía calorífica (radiación IR) es retenida en el interior. En la llamada "Era Industrial" la gran cantidad de CO2 que ha producido las industrias por el uso indiscriminado de combustibles fósiles ha incrementado en forma alarmante el con- tenido de este caso y de otros GEI en la atmós- fera, ocasionando un aumento de la tempera- tura en la atmósfera. Esta alteración aparentemente leve de la temperatura ocasiona estragos en el ciclo de la naturaleza. Así, entre sus diversas consecuencias, a mayor temperatura, el hielo de las regiones po- lares se funde, lo que ocasiona aumento en el nivel de la superficie de los mares, disminución de la superficie de tierra, y toda una cadena de consecuencias quizá imprevisibles. Como dato estadístico: El promedio de la temperatura terrestre en el periodo 1980 – 1990 fue 1 ºC superior al promedio en el periodo 1950 – 1980. Lo normal es que la temperatura del planeta varíe unos pocos grados en miles de años y no en décadas. 2. ¿Cuáles son los gases que producen el efecto invernadero? Los gases que producen el efecto invernadero son: dióxido de carbono, vapor de agua, metano, óxido nitroso, ozono y los clorofluorocarbonos. Estos gases absorben la radiación infrarroja. Contribución de los gases atmosféricos al efecto invernadero

Dióxido de carbono Metano Clorofluorocarbonos Ozono Óxido nitroso Agua (atmosférica) Los gases de efecto invernadero de mayor frecuencia en el clima son el CO2 y el vapor de agua.

E. La l l uvi a áci da 1. ¿Qué es la lluvia ácida? Es lluvia con contaminantes que la vuelven ácida. Los contaminantes que influyen para

que el resultado sea lluvia ácida, son los óxidos de

azufre y de nitrógeno principalmente, los cuales reaccionan con el agua de la atmósfera (vapor, niebla o nubes), formándose ácido sulfúrico y nítrico, respectivamente y que posteriormente llegan a la superficie terrestre. 2. Óxidos formados por azufre y nitrógeno: SOx, NOx y la lluvia ácida Como toda materia viva contiene algo de azufre y nitrógeno, también los combustibles fósiles (formados hace millones de años) contienen impurezas de azufre y nitrógeno. En la industria en general, los compuestos del tipo SOX y NOX forman parte de los gases efluentes,

4. Contaminantes ambientales formados por el nitrógeno El nitrógeno también produce óxidos, principalmente el NO (monóxido de nitrógeno) y el NO2 (dióxido de nitrógeno). El NO2 produce nieblas marrón-rojizas como parte del smog sobre muchas ciudades. Ambos compuestos son muy reactivos y ocasionan daños considerables a plantas y animales. En las áreas urbanas se generan compuestos tipo NOX principalmente en los motores de combustión y en hornos. Ahora bien, el nitrógeno original reactante para la formación de estos compuestos proviene en

que son los gases arrojados a la atmósfera por las chimeneas y al entrar en contacto con la

general del aire. El N2 es inerte a baja tempera-

lluvia se transformarán respectivamente en:

tura a temperatura ambiente), a más altas temperaturas reacciona en los motores de explo-

H2O SOx

sión, formando NO:

H2SO4 H2O

N2 O2 2NO

NOx HNO3 3. Contaminantes ambientales formados por el azufre La combustión del azufre produce SO2 (óxido sulfuroso), uno de los contaminantes dañinos, aún en pequeñas cantidades.

Luego:

2NO O2 2NO2 2NO2 N2O4

más

S8(g) 8O2(g) 8SO2(g) Muchos metales se encuentran en la naturaleza como sulfuros, y en los procesos comunes de extracción de estos metales en la industria metalúrgica se produce SO2 como subproducto, el cual es arrojado a la atmósfera por las chimeneas. El SO2 se oxida lentamente a SO3 (óxido sulfúrico) con el aire, y también forma H2SO4 (ácido sulfúrico) con la humedad del aire:

SO2 1/2O2 SO3

N2O4 H2O HNO2 HNO3 Los NOx también contribuyen a la lluvia ácida, y al reaccionar con otros compuestos orgánicos volátiles presentes en el ambiente contribuyen a la formación de ozono en al aire que respiramos. (Este fenómeno es diferente al de la capa de ozono atmosférico que se mencionó anteriormente: se trata de conservar la capa de ozono, pero en el caso de la formación de ozono en el aire que respiramos, ello resulta perjudicial).

SO3 H2O

En general, las reacciones que estos catalizadores pueden realizar rápidamente son:

H2SO4

CO 1/2O2 CO2

Estos compuestos, arrojados en cantidades considerables por la industria, son corrosivos, dañan las plantas, las estructuras (piedra caliza, mármol, estructuras de hierro y aluminio de edificios, mo- numentos, esculturas), e irritan al sistema respi- ratorio.

CH2x 3/2O2 CO2 xH2O 2CO 2NO 2CO2 N2 Así pues, vemos que se trata de eliminar el CO, el CH2X y el NO (contaminantes).

F. Óxidos de nit r ógeno y smog fot oquímico La química atmosférica de los óxidos de nitrógeno es interesante porque estas sustancias son componentes primarios del smog, un fenómeno con el cual los habitantes de las ciudades están familiarizados. El término smog, se refieren a una condición desagradable de contaminación en ciertos ambientes urbanos que se presenta cuando las condiciones meteorológicas producen una masa de aire relativamente estancada. El smog que se hizo famosos en Los Ángeles, pero que ahora también es común en muchas otras áreas urbanas, se describe con más exactitud como smog fotoquímico porque los procesos fotoquímicos desempeñan un papel importante en su formación. El óxido nítrico, NO, se forma en pequeñas cantidades en los cilindros de los motores de combustión interna por combinación directa de nitrógeno y oxígeno:

N2(g) O2(g) 2NO(g) Esta reacción es favorecida por las altas temperaturas (2100 ºC) que se logra en el cilindro de un motor durante la combustión. Así pues, la reacción es más favorable a temperaturas más altas. Antes de la instalación de dispositivos para el control de la contaminación, los niveles típicos de emisión de NOx eran de 2,5 g/km. Las normas actuales de emisiones en los automóviles demandan niveles de emisión de NOx de menos de 0,25 g/km. En el aire, el NO se oxida rápidamente a dióxido de nitrógeno, NO2:

2NO(g) O2(g) NO2(g) La fotodisociación del NO2 inicia las reacciones que se asocian el smog fotoquímico. Bajo la luz solar el NO2 se disocia en NO y O•.

NO2(g) + hv

  NO(g) + O

nentes principales de la gasolina. Un motor típico que carezca de controles de emisión eficaces emite alrededor de 6 a 9 g por kilómetro de estos compuestos. Las normas actuales exigen que las emisiones de hidrocarburos sean inferiores a 0,16 g/km. La reducción o eliminación del smog requiere que se supriman de los gases de escape de los automóviles los ingredientes esenciales de su formación. Los convertidores catalíticos están proyectados para reducir drásticamente los niveles de dos de los ingredientes principales del smog: los NOx y los hidrocarburos. Sin embargo, los sistema para el control de emisiones son notablemente insatisfactorios en los automóviles con un mantenimiento deficiente. El smog es un problema muy grave en ciudades como: México, Tokio, Los Ángeles, París, Londres.

G. I nver si ón t ér mi ca Las ciudades en que vivimos son islas calientes de alta carga contaminante. En comparación con el clima exterior, el microclima que suele darse en las ciudades es el siguiente: temperatura es 1 ºC más alta, aunque la radiación solar que llega al suelo es un 20% menor; la humedad relativa es hasta un 8% más baja, mientras que la nubosidad es un 10% mayor y la precipitación global es de un 5% a un 10% superior. La situación se agrava cuando se produce el fenómeno conocido como inversión térmica, que genere el smog o nebluno, aire cargado de contaminantes de todo tipo que no se renueva y queda estacando, en contacto con el suelo. Normalmente la temperatura de la atmósfera (hasta el nivel de los 8 a 16 km de la tropósfera) suele descender con la altitud a razón de 6,5 ºC/km. Por tanto, se conoce como inversión térmica al au-

(g)

El oxígeno atómico que se forma sufre varias posibles reacciones, una de las cuales forma ozono, como ya hemos descrito: O•(g) + O2 + M(g)  O3(g) + M(g) O3(g) + M*(g) El ozono es un componente clave del smog fotoquímico. Aunque es un filtro de UV indispensable en la atmósfera superior, es un contaminante indeseable en la tropósfera. Es un gas extremadamente reactivo y tóxico, y respirar aire que contiene cantidades apreciables de ozono puede ser especialmente peligroso para quienes sufren de asma, hacen ejercicios y para los ancianos. Por consiguiente tenemos dos problemas con el ozono: cantidades excesivas en muchos ambientes urbanos, donde es dañino, y agotamiento en la estratósfera, donde es vital. Además de óxidos de nitrógeno y el monóxido de carbono, el motor de un automóvil también emite hidrocarburos sin quemar como contaminante. Estos compuestos orgánicos, que están formados enteramente de carbono e hidrógeno son los compo-

mento de la temperatura con la altitud en una capa de la atmósfera ya que se trata de la inversión del perfil de temperatura normal. Esta es una característica común de ciertas capas de la atmósfera. Las inversiones térmicas actúan como tapones que frenan los movimientos ascendentes de la atmósfera. En efecto, el aire no puede elevarse en una zona de inversión, puesto que es más frío, y por tanto, más denso en la zona inferior. 1. ¿Cómo se produce la inversión térmica? Los anticiclones son áreas atmósfericas de alta presión. Lejos de la superficie terrestre, las inver- siones térmicas se deben, en gran parte, al des- censo del aire, dentro de los anticiclones, a razón de aproximadamente 1 km al día como parte de la circulación atmosférica a gran escala y, en el curso de este desplazamiento, el aire se calienta por compresión. El descenso se detiene a una

altitud aproximada de 1 km, una zona

donde el aire que desciende es más cálido y se apoya sobre la parte superior de una capa atmosférica enfriada por la superficie o procedente de regiones más frías (por ejemplo, flujos que sobrevuelan lagos o madres relativamente fríos-brisas marinas- y que penetran durante el día en las masas de aire continentales adya-centes).

contaminantes no se dispersan y alcanzan concentraciones elevadas, sobre todo en torno a centros urbanos como Atenas, Los Ángeles, Londrés y la Ciudad de México. La mala calidad del aire a que ello da lugar aumenta la tasa de asma y otras enfermedades respiratorias e incluso eleva la mortalidad.

2. Efectos adversos de la inversión térmica Las zonas de inversión térmica pueden atrapar

Esta clase contami-

de

inversiones

que

atrapan

la

nubes, humedad y polen de capas próximas a la

nación pueden durar varios días en verano. La

superficie, pues interrumpen la elevación del aire

presencia del smog en una ciudad se reconoce

desde las capas bajas. Cuando la velocidad del

por el color pardo-rojiza de la atmósfera (carac-

aire es baja a consecuencia de la inversión, los

terístico del NO2) y su formación también se ve

gases des escape de los automóviles y otros

favorecida por la situación geográfica y la dirección en que se mueven los vientos.

TA BLA : PRINCIPA LES CONTA MIN A NTES DEL A IRE, S U ORIGEN Y EFECTOS Cont ami nant e

Plomo

Cadmio Cloro y Bromo

Dióxido de Azufre

Monóxido de Carbono

Dióxido de Carbono e Hidrocarburos Óxidos de Nitrógeno

Ozono

Nitrato de Peroxiacetilo (PAN)

Desde 1960 aproximadamente, se han realizado diversos estudios de contaminación atmosféricas en la ciudad y en determinados lugares del país. Lima es u n a de la ciu dades más af ectadas por la contaminación en América Latina. En el Área de Lima Metropolitana se consideran como principales fuentes de contaminación: • Los vehículos automotores. • La Actividad Doméstica. • La Actividad Industrial. El Perú carece de estándares de calidad de aire. Según la Digesa (Dirección General de Salud Ambiental) actualmente se están discutiendo medidas para proteger el aire en el Consejo Nacional de Ambiente. Con respecto al aire limeño el principal problema son los 820 mil vehículos con una antigüedad promedio de 18 años que liberan gases como el monóxido de carbono y plomo hacia el aire. A esto se suma el descuido del Municipio Metropolitano referido a la revisión técnica del Parque Automotor. Estudios hechos por el INEI (Insti- tuto Nacional de Estadística e Informática) revelaron que nuevo distritos de Lima Metropolitana sufre en la mayor concentración de contaminantes am- bientales causados por monóxido de carbono dió- xido de azufre y dióxido de nitrógeno (smog). Los distritos más afectados son Villa El Salvador, Ven- tanilla, Bellavista, Ate Vitarte, El Agustino, San Juan de Miraflores, Breña, Magdalena y el Cercado.

B. Cont ami naci ón por monóxi do de car bono El CO es un gas incoloro, insípido e inodoro a concentraciones atmosféricas. La amenaza para la salud que representa el monóxido de carbono es mayor para quienes padecen afecciones cardiovasculares porque reduce el aporte de oxígeno a órganos y tejidos.

Breña

Ventanilla

A. Fuent es de l a cont ami naci ón

San Juan de Miraflores

III. CONTA MINACIÓN DEL A IRE EN LIMA

120 100 80 60 40 20 0

Villa El Salvador

4. Contaminantes secundarios Son sustancias que se forman a partir de los contaminantes primarios. Estos últimos por reacción de oxidación y acción fotoquímica de luz solar se transforman en NO 2(g), SO 3 , O3 (ozono). El ozono a su vez forma el nitrato de peroxiacetilo (PAN). Todos éstos compuestos son tóxicos e irrespirables, además de provocar irritación a la vista y lagrimeo.

A concentraciones altas el monóxido de carbono menoscaba la percepción visual, la destreza manual y la capacidad mental. Equipos de medición han sido colocados entre el 20 y el 24 marzo del 2000 en la avenidas Arequipa, Abancay, Nicolas Ayllón, Javier Prado y la Molina. En este estudio se registró niveles elevados de monóxido de carbono en las cinco avenidas, que superaban los límites permisibles siendo el caso más grave el de la avenida Aban cay.

Ate-Vitarte

3. Contaminantes primarios Son sustancia arrojados al aire atmosférico por las fábricas y automóviles: gases de nitrógeno (NO(g)), gases de azufre (SO2(g)), monóxido de carbono (CO(g)) e hidrocarburos (CxHy). Todos éstos tienen acción tóxica al ser respirados por el hombre.

Monóxido de Carbono Límite Máximo Permitido 35 ppm Avenida Arequipa

43 ppm

Avenida Abancay

53 ppm

Avenida Ayllón

46 ppm

Avenida

Javier

Prado

Avenida La Molina

48

ppm

38 ppm

C. Cont ami nación por pl omo La incorporación de plomo por inhalación o ingestión puede proceder de alimentos, agua, suelos o polvo. La exposición a concentraciones altas puede causar ataque retardo mental y transtornos del comportamiento. Los fetos, los bebés y los niños son especial- mente susceptibles a las dosis bajas, las cuales causan transtornos del sistema nervioso central. La incorporación de plomo puede contribuir a los problemas de hipertensión arterial y afecciones cardiacas. De acuerdo a un estudio de la Digesa, el promedio de Plomo en la sangre de niños que viven en los sectores de Chacaritas, Puerto Nuevo y Frigorífico, en el Callao, es de 40 g/d  siendo el promedio normal del plomo en la sangre de 10 g/d  (microgramos por decilitro) según la OMS (Organización Mundial de la Salud). El estudio de la Digesa fue realizado en 1999 con una muestra de 2 mil 500 niños de entre 6 y 9 años de edad.

IV. CONTA MINA CIÓN DEL A GUA

La Tierra es conocida como el "planeta azul" por la gran cantidad de agua que

hay en ella, pero el 94% de esa agua es salada, y sólo el 3% es dulce y apro- vechable.

A. Cont ami naci ón t ér mica Sabemos que la solubilidad del O2 en agua disminuye al aumentar la temperatura. De las plantas industriales salen generalmente desperdicios industriales calientes que son arrojados a los ríos y lagos ale- daños. Esto provoca una mayor temperatura del agua. Lo que a su vez hace que la solubilidad del O2 en el medio disminuya. Esto se llama contami- nación térmica del ecosistema, y hace que el medio ya no resulte adecuado para la vida acuática: un leve incremento de temperatura causa una disminución leve pero significativa disminución del oxígeno disuelto.

B. Cont aminación por pest icidas Demos unas definiciones iniciales: •

Fungicida: Sustancia eficaz para destruir hongos dañinos.

•

Insecticida: Sustancia empleada para matar insectos. Puede estar en estado líquido o sólido (polvo).

•

Pesticida (plaguicida): Sustancias usadas para combatir plagas.

Muchas sustancias usadas para eliminar insectos u otras plagas se convierten a la larga en perjudiciales para la vida humana. Así por ejemplo, el insecticida DDT (diclorodifeniltricloroetano), eficaz y otrora responsable de la salvación de vidas humanas y animales, es en la actualidad muy poco usado debido a que no se descompone con facilidad, y se acumula en el ambiente, produciendo cáncer en animales de laboratorio. Los insectos empezaron a hacerse inmunes al DDT, y al ser devorados éstos por otros animales, llegan al hombre a través de la cadena alimenticia. Se ha comprobado la presencia del D.D.T. en la leche materna de las mujeres del campo. También las aguas de regadío llevan restos de insecticidas a los ríos y al mar, luego va a los peces y de allí al hombre. En las aves provoca el ablandamiento del cascarón de los huevos, poniendo en peligro la reproducción normal. Otro insecticida prohibido últimamente por comprobarse cancerígeno (productor de cáncer) es el dibromuro de etileno (1,2-dibromoeteno), el cual era usado (y lo es aún) para eliminar insectos en frutos cítricos y otros frutos tropicales. Para combatir la plaga de gorgojos del algodón se usa el arseniato de sodio o de calcio, pulverizan o la mencionada sal sobre los algodonales. Para combatir los insectos devoradores de hojas se usa el arseniato de plomo. Sin embargo, compuestos de arsénico suelen ser tóxicos. El cianuro de hidrógeno se usa para eliminar insectos de árboles frutales, pero es necesaria una experta vigilancia para evitar accidentes fatales pues este compuesto es muy venenoso.

C. Cont aminación por det er gent es Los detergentes se obtienen tratando un compuesto aromático, derivado del benceno, con ácido sulfúrico, neutralizando posteriormente con hidróxido de sodio para transformarlo en su sal de sodio. Los productos de detergentes obtenidos mediante estas reacciones fueron muy utilizados a finales de los años cuarenta y principios de los cincuenta y resultaron bastante efectivos en agua dura y en agua fría, condiciones en las que el jabón era a menudo ineficaz. Pero estos detergentes resultaron ser perjudiciales, ya que, a diferencia de los jabones, no eran solubles ni biodegradables; una vez en agua tendían a permanecer en ella, y no se transformaban en sustancias más solubles y menos complejas. Solían forman espuma en desagües y en las plantas de aguas residuales, e incluso aparecían en aguas superficiales y subterráneas. Se llegaron a obtener productos más satisfactorios, reemplazando el compuesto aromático por los llamados compuestos lineales del tipo alquilo, en el proceso antes descrito. Su acción detergente era tan eficaz como la de los anteriores, pero resultaban más solubles y biodegradables. Los nuevos alquisulfonatos lineales se transforman en productos menos dañinos por la acción de microorganismos en desagües, plantas de tratamiento de aguas residuales y en el propio suelo. Al mencionar un jabón o un detergente recordemos primero que se trata de sales de ácidos orgánicos que al interactuar con el agua forma un sistema coloidal líquido –sólido o sólido-líquido (emulsión). Así, pues, el grado de afinidad por el agua de los coloides hace útil la siguiente clasificación de éstos en: 1. Coloides hidrofílicos Muchas proteínas y carbohidratos (partículas sólidas) forman estructuras semirígidas en suspensión en el agua, donde grupos polares del compuesto se orientan hacia fuera de la estructura, conec- tándose con las moléculas polares de agua (fase dispersa) mientras que los grupos no polares se orientan hacia el interior, formando la fase dis- persante. Aquí hablamos de un sol. Los soles, así como los geles, son hidrofílicos. 2. Coloides hidrofóbicos Requieren un agente emulsificante (es decir, un co mpu e s to qu e pr ovoq u e la e mu l s ión o suspensión coloidal) para poder existir. Ejemplo de ellos son: •

Leche: La grasa de leche "mezclada" con el agua gracias al agente emulsificante caseína.

•

Mayonesa: El aceite "mezclado" con la solución ácida gracias a la clara de huevo que es un agente emulsificante.

De modo análogo, los jabones y otros detergentes son agentes emulsificantes. Estos tiene una cabeza polar y una cola no polar de hidrocarburos:

a) Una molécula de jabón o de detergente consta de 2 porciones bien diferenciadas: una porción muestra afinidad por el agua (parte hidrofílica; “filos” = afinidad), y la otra es repelente al agua (parte hidrofóbica; “fobos” = repulsión) pero afin a las grasas. b) ) El jabón y el detergente aislan y estabilizan a las gotitas de aceite, rodeándolas de un conjunto de porciones hidrofílicas, con las porciones hidrofóbicas cogiendo al aceite. c) Con un poco de trabajo mecánico, una mancha de aceite puede así ser desprendida por el jabón o el detergente, que arrastra las gotitas en suspensión que forma. Al añadir jabón a un medio de 2 fases (aceite-agua) y agitar se forma un sistema coloidal (emulsión ). donde las colas de hidrocarburo son atraídas por el aceite no polar, en tanto las cabeza polares quedan en contacto con el agua. Los detergentes son similares en su acción, y se diferencian de los jabones principalmente por contener grupos sulfonato y fosfato, que evitan que el detergente reaccione con los iones Fe3+, Ca2+, Mg2+ presentes en cierta cantidad en el agua (sobre todo en el agua dura) y forme precipitados no deseables.

D. Cont aminación del mar El hombre a través de los años ha vertido al agua de las mares todo tipo de residuos: sólidos, líquidos y gaseosos. Al mar llegan, a través de los ríos, los residuos de las plantas industriales. Algunas industrias para evitar contaminar los ríos llevan barcos mar adentro para arrojar allí sus desperdicios. Inclusive se está arrojando residuos nucleares (por lo que si los conectores respectivos llegaron a partirse o perforarse, las consecuencias serían funestas para la humanidad). Uno de los mayores contaminantes los representan los derrames de petróleo, ya sea por accidente o por descuido. El petróleo flota sobre el agua (debido a su menor densidad), impidiendo la disolución del oxígeno; además, disminuye el paso de la luz solar, destruyendo el fitoplancton, primer eslabón de la cadena alimenticia marina. En las playas forma un lodo que mata miles de aves marinas. Un caso: Algun as sustancias tóxicas como el mercurio se arrojaban al mar en una planta industrial en Minamata (Japón). Este mercurio se convirtió en metilmercurio, el cual fue absorbido por los peces y mariscos, y de allí llegó a la mesa de los pescadores y al resto de la población. La alimentación con pescado contaminado produjo nacimientos de niños con deformaciones; en algunas personas produjo trastornos cerebrales y en otras la muerte. Finalmente la planta en cuestión fue cerrada, pero se calcula que existe aproximadamente unas 600 toneladas de mercurio en el fondo del mar.

E. Agentes eut rof icantes El fósforo contenido en los detergentes es perjudicial para el medio ambiente, pues, produce la eutroficación de las aguas. Las eutroficación es un estado en el que se produce crecimiento excesivo de vegetación debido a la elevada concentración de fósforo, el cual, como sabemos, al igual que el nitrógeno, es un factor nutriente en las plantas. Este crecimiento excesivo impide que se disuelva suficiente O2 en el agua (debido a su captación por los vegetales), y elimina gradualmente la vida acuática, haciendo desaparecer principalmente a los peces. Este fenómeno es capaz de transformar gravemente los ecosistemas al punto de convertir una laguna en un pantano y posteriormente este en un bosque.

200

V. SOLUCIONES A LA CONTA MINACIÓN

según el tipo de residuo que se tenga; por ejemplo: pilas (baterías), papel, latas, plásticos, vidrio, etcétera. A continuación se dan algunos

A. Uso de compuestos de compuestosbiodegradables Un compuesto biodegradable

es

aquel

que

puede

datos sobre ciertos materiales reciclados. •

El reciclaje de una lata es más barato que la

ser

fabricación de una nueva, pues requiere

descompuesto en sustancias más simples por acción de bacteria en la naturaleza. Así, para no contaminar el ecosistema, actualmente se usan los llamados detergentes

ecológicos

que

tienen

•

difieren de los antiguos detergentes sulfonados que

ado indefinidamente. •

clorado

de degradar por lo que forma espumas nocivas en

es 100% reciclable y hay una

mayor biode- gradabilidad si la tin ta de

el agua. productos en el medio natural:

Papel, u n 30% de papel produ cido es reciclado en el mundo. El papel no

contenían anillos bencénicos, los que no son fáciles

Tiempo que toma la biodegradación de algunos

menor energía. Ácero, un 15% es reciclado; el acero es 100% reciclable, pu ede s er proces

cadenas

carbonadas lineales fácilmente biodegradables, que

Aluminio, un 40% es reciclado actualmente.

•

impresión es natural. Plástico, un 30% es reciclado, presenta algunos problemas para su procesamiento

Plástico

100 años

Lata

10 años

Cigarro

2 años

y los pro- ductos químicos originales en

Papel

3 meses

los

Vidrio

no se degrada

de reciclaje; hay una

amplia gama de

plásticos lo que hace difícil su clasificación

•

B. Uso de t ecnol ogías no cont ami nant es: t ecno- l ogías l i mpi as

plásticos

contenedores

pueden

contaminar el material reciclado. Vidrio, un 20% es reciclado, se lo rehusa inclusive en mezcla con asfalto para pavimentación.

La producción limpia está basada en la aplicación continua de una estrategia integrada, aplicada a los procesos y los productos para reducir los riesgos a la humanidad y al ambiente; lo que se resume en:

C. Un pr oceso i mpor t ante del reciclaje: Tr at a- mient o de l a biomasa La biomasa es el conjunto de toda materia orgánica de alto contenido energético que puede ser usada

1. Producción limpia aplicada a los procesos Incluye la conservación de materiales y energía; eliminación de materiales tóxicos y reducción de

para producir energía mediante la combustión (energía calorífica), o para la obtención del metano (CH ) o etanol (C H OH).

la cantidad y toxicidad de la emisiones y residuos, antes de salir del proceso. •

Adsorción de contaminantes con carbón

4

2 5

ceso

es

la

clasificación

de

activado.

residuos,

•

Oxidación con ozono.

ubicarlos en depósitos separados,

•

Tratamiento biológico.

•

Lixiviación de minerales por bacteria (procesos de biotecnología).

•

Combustión en quemadores de alta eficiencia.

2. Producción limpia aplicada a los productos reciclaje La estrategia se enfoca en reducir el impacto a lo largo del ciclo de vida del producto; dentro de esta estrategia se promueve el Reciclaje: el objetivo es la reutilización de los materiales, tratándolos con un simple ciclo de cambios físicos, de modo que se ahorre energía y se proteja al medio ambiente; el proceso inicial para este pro-

por

lo

que

se

los

deberá

La

materia

almacenada.

orgán ica Cuando

equ ivale

quemamos

a

en ergía

carbón,

solar

madera

o

de

aprovechamiento

de

la

biomasa

Biofertilizante.

Otros procesos en los que se emplean microorganismos, en reacciones aeróbicas (en presencia

petróleo, esta se libera. Así, por ejemplo, un proceso económico ya establecido

•

de O2 ) son muy aplicados en la biotecnología. de

Microorganismos tratados en laboratorio son apli-

desechos orgánicos es su conversión mediante bac- terias,

cados para descontaminación ambiental (así, pe-

en una reacción anaeróbica (ausencia de oxígeno), a:

tróleo derramado en el mar puede ser degrado por

•

Biogas: Gas combustibles formado principal- mente

bacteria, (aceto bacter) específicamente acon-

por CH4 (es similar al gas natural).

dicionadas

para

esa

labor,

en

la

bacterias se alimentan del petróleo).

que

estas

Problema 1 Respecto a los compuestos nitrogenados, indicar la relación incorrecta: UNI Nivel fácil A ) CH3 - CO - NH2 : metanamida B)

A)

: anilina

C)

CH3 - CH2 - CN y CH3 - CH2 - NC son isómeros

B) El olor fuerte al pescado descompuesta lo presenta la dimetilamina principalmente. C) Las metilaminas son gaseosas y desde la etilamina hasta la nonilámina son sólidos. D) Generalmente una amina primaria tiene menor K b respecto a una amina terciaria.

Resolución

E)

)

Respecto a los compuestos nitrogenados los nombres correctos son: A . CH3 etanamida

es

- CO - NH2 :

B. anilina

:

fenil

amina

una amina alifática.

o

Resolución

C.

E ) verdadero:

es

CH3 - CH2 - N - (CH2)2 - CH3 CH3

es una amina terciaria alifática.

es una amina terciaria y posee propiedades básicas.

: isobutanonitrilo

D) E) :

Problema 2 Respecto a las aminas la relación incorrecta: UNI Nivel intermedio

Respuesta: C) es falso Problema 3 Indique los correspondientes isómeros. I. 2, 3 - dimetilbutano II. 3 - metilpentano III. n - hexano IV. 2, 3 - dimetilpentano A) I y II B) II y IV C) II, III, IV D) I, II, III E) III y IV Resolución: Isómeros: Son sustancias que tienen el mismo número y tipo de átomos, ordenados de forma diferente (estructura diferente). Tienen propiedades distintas. En caso de los alcanos se presenta el tipo de isomería de cadena. Estructura

Fórmula molecular

A ) Es verdadero:

: isobutanonitrilo

es una amina terciaria. Las aminas

D.

son de carácter básico. B) Es verdadero: Las aminas alifáticas

E.

CH3 - CH2 - CN : nitrilo

poseen como olor fuerte a pescado

CH3 - CH2 - NC : isonitrilo

en descomposición; La metilamina

Son isómeros

y la etilamina y las aromáticas no

La alternativa incorrecta es la A ya que

tiene olor fuerte.

la

metanamida

corresponde

siguiente fórmula: H C

a

la

Desde la etilamina hasta la noni-

O

lamina son líquidos, en adelante con

NH2

Respuesta: A) CH3 - CO - NH2 : metan amida

NIV EL I 1.

C) Es falso: La metilamina es un gas;

sólidos de bajo punto de fusión. (mayor Kb) Amina: 2° > 3° > 1°.

2.

¿Qué relación no tiene el nombre correcto? A ) CH3 CH2NH2: etanamina B)

NH2: ciclohexanamina

C) CH3CHCH2CH2CH3: 1-metil butil l amina NH2

Respuesta: D) I, II, III

D) Es verdadero: Carácter básico

3.

¿Cuál es la masa de 10 mol de 4amino benceno carbaldehido o pamino ben- zaldehido? A ) 12,1 kg B) 1,21 C) 121 D) 0,121 E) ) 1210 ¿Qué relación es incorrecta?

B)

C)

D) (CH ) CHCONH : isopropanamida

D) CH2 = CHCH2NH2: 2 propenamina E)

) ) C6H5CH2CH2NH2: fenil etil amina

A

3 2

E)

2

) C6H5CONHC6H5: N-fenilbenzamida

4.

5.

¿Qué reacción no genera amida? C) trans – cis – 5 – cloro – 4 – metil A ) CH3COOCH3+NH3  – 3,5 – heptadieno. O D) trans – trans 5 – 4 – cloro – 5  – metil – 2,4 – heptadieno. B) CH3 – C – C+2(CH3)2NH  E ) cis – trans – 4 – cloro – 5 O –  metil – 2,4 – heptadieno. C) CH3C – OCH3 +(CH3)2NH  O  10. Una de las condiciones para que D) CH3COCH+(CH3)2NH  exista isómeros ópticos es que: E) = O + NH3  (Verdadero o Falso). I. Sus imágenes especulares no Cuando la benzamida es calentada a alta sean superponibles. temperatura se produce un nitrilo y H2O. ¿Cuántos II. La existencia de carbono aquiral. enlaces y  pre- senta el nitrilo? III. La refracción de la luz sea hacia la derecha o yizquierda. 12  3 A) IV Los prefijos sean dextro 14 y 5 o levo. C)  E)

16 

6. Relacionar correctamente e indicar lo falso: A) B) C) D) bencilo

E)

11. ¿Cuántos isómeros en total presenta la fórmula global C4H10O?

12. ¿Qué compuestos presenta isomería geométrica? A ) CH3 – CH3

¿Cuántos isómeros en total presenta la fórmula C4H11N, que corresponda a una amina? A) 7 D) 6

NIV EL II 8.

Aquellos compuestos cuyas imágenes especulares no son superponibles y son _, se denominan isómeros _. A ) estero isómeros – geométricos B) constitucionales – de cadena C) planares – de posición D) enantiómeros – ópticos E)

) onantiomorfos – de función

9.

) El D.D.T. en el agua es vene- noso.

NIVEL II 16. Indique la afirmación verdadera (V) y falsa (F) en: I. Los fertilizantes contaminan el suelo. II. Los fertilizantes contaminan el B) D)

D) VFF 17. ¿En cuál de las alternativas siguientes se presenta un contaminante que no es primario? A ) NO, NO2 B) CO, CO2 C) SO2, SO3 D) HNO3 E ) Partículas (Pb, Hg, Sr, Br)

18. . ¿Cuál de los siguientes contami-

B) CH 2 = CH2 B)

7.

E)

y4

CH2 = CHCN: acrilonitrilo CH3(CH2)9CN: undecanonitrilo HCN: CH2CN : cianuro de

B) Las aguas servidas producen el cólera, tifoidea. C) Las aguas con jabón eliminan a los peces. D) El derrame del petróleo elimina el fitoplancton.

cis – trans – 4 – cloro – 5 – metil – 3,5 – heptadieno.

CH3 – CH2 – CH3 CH2 = CH – CH3 E ) CH = CH l l C CH3 C)

D)

13. ¿Cuál de las proposiciones siguientes es no correcta? A ) El monóxido de carbono es venenoso. B) El anhídrido carbónico produce el llamado efecto invernadero. C) El ácido sulfúrico produce la lluvia ácida. D) En el smog se encuentra preE)

sente el NO, polvo, NO2. ) El plomo ataca la piel.

14. El gas freón que ataca la capa de ozono tiene por fórmula: A ) H2S B) C2CF2 C) CH4 D) CO2 E ) CH3CH2Cl

A ) cis – cis – 4 – cloro 5 – metil – 2,4 – heptadieno.

15. Respecto a la contaminación del agua decir lo falso:

A ) El proceso de eutroficación se realiza con sustancias fosfa- tadas.

nantes no contamina el suelo? A ) Plástico B) Freon C) Vidrio D) (NH4)3PO4 E ) Dicloro Difenil Tricloroetano 19. La lluvia ácida es un contaminante del aire, el cuál estará formado por: A ) Mezcla de ácido carbónico con el ácido nítrico. B) Mezcla de ácido sulfúrico con el ácido carbónico. C) Mezcla de ácido sulfuroso con el ácido nitroso.

D) Mezcla de ácido sulfhídrico con el ácido muriatico. E) ) Mezcla de ácido sulfúrico con el ácido nítrico. 20. ¿Cuál de las siguientes fuentes contribuye en mayor grado a la contaminación atmosférica de las ciudades más pobladas? A ) Procesos industriales. B) Quema de combustible en las plantas térmicas. C) Eliminación de desechos sólidos. D) Transporte. E) ) Incendios urbanos.

1.

Las aminas provienen de sustituir uno o más del __

2.

__

6.

La dietanamida tiene por masa molar igual a

7.

El heptano presenta ____________ isómeros de

___ por radicales monovalentes.

Los monosacáridos tienen F. G igual al

y

cadena.

los disacáridos tienen F. G igual al 8. 3.

El monosacárido de todo polisacárido es la

4.

La difenil amina es una amina ______

ópticos ____ y la

anilina es amina _

5.

El ácido láctico presenta ___________ isómeros

El metano nitrilo también se llama ________________________________________

9.

E l ciclopen tan o y el pen ten o s on is ómeros de _________________________________________

10. El propanonitrilo tiene un carbono híbrido en y 2 carbonos híbridos en

_

.

Institución Educativa Privada “DEUNI”

1. El nombre IUPAC del compuesto:

A) Ácido 2 – cloro – 5 – ciano – 3 – hexenoico. B) Ácido 8 – cloro – 2 – ciano – 3 – hexenoico. C) Ácido 5 – ciano – 2 – cloro – 3 – hexenoico. D) Ácido 2 – ciano – 5 – cloro – 3 – hexenoico. E) Ácido 2 – cloro – 5 – cianohexenoico. 2. De los compuestos marcar la secuencia corres- pondiente a una amina secundaria, amida ynitrilo. I. CH3 – CH2 – CH(NH2) – COOH II. CH3 – CH2 – CONH2 III. CH3 – CH(NH2) – CH2 – CH2NH2 IV. CH3 – CH(CN) – CH3 CH3 – CH2 – NH – CH3 A) V, II y III B) V, II y IV C) III, II y V D) III, I y IV E) II, III y I V.

3. Establecer la correspondencia nombre – es- tructura.

Químic a

4. Señale la alternativa que es falsa acerca de las aminas y amidas. A) La metilamina y fenilamina son aminas primarias. B) El punto de ebullición de las aminas es menor que los alcoholes con el mismo número de carbones. C) La masa molar del ciclo propano carbonitrilo es 67 gramos por mol. D) En 2 moles del 2–metil acrilonitrilo hay 10 moles de átomos. E) En la isobutanamida su fórmula global es C4H8NO. 5. El nombre del compuesto es:

CH3 – CH2

CH3

( ) propanamida CH3 – CHC – CH2 – NH2 ( ) N – metil – 2 pentanamina A) II, IV, I y III B) I, II, III y IV C) IV, I, II y III D) IV, I, III y II E) III, II, I y IV IV.

I. CH3 – CHC– CH2 – CN ( ) 2 – cloro – 1 – propanamina II.

CH3 – CH2 – CO – NH2 ( ) 3 – clorobutanonitrilo

III.

CH3 – CH2 – CH2 – CH – CH3 l NH – CH3 205

Institución Educativa Privada “DEUNI” l

A) B) C) D)

l

N – CH = C – CH3 l CH2 – CH2 – CH2 – CH3 N – etil – N – butil – 1 – propenamina. N – butil – N – etil – 2 – metil propenamina. N – etil – N – butil – 2 – metil – 1 – propenamina. N, N – butiletilpropanamina.

Químic a

E) 2 – metil – 1 – propenamina – N – butil – N – etil. 6. ¿Qué compuestos son nitrogenados y cua- ternarios respectivamente? A) Aldehido y nitrilo B) Nitrilo y amida C) Amina y nitrilo D) Éster y amida E) Éter y éster

206

7. ¿Cuál de las alternativas siguientes es falsa con respecto a los isómeros de cadena? A) Los sustituyentes se ubican en diferen- tes carbonos. B) Tienen igual fórmula global. C) Tienen diferente fórmula semidesarro- llada. D) Tienen igual fórmula desarrollada. E) Pertenecen a la misma función orgánica. 8. Los isómeros: 2–propanol y 1–propanol son de posición. Hallar la suma total de átomos de hidrógeno que presentan en conjunto. A) 16

B) 8

C) 10

D) 12

E) 14

11. ¿Qué compuesto presenta isomería geométrica? I. 1 – propeno II. 2 – hexeno III. 3 – hexeno IV. buteno A) I y IV B) II y III C) II y IV D) I y II E) I y III 12. El penteno y ciclo–pentano son isómeros. A) C) E)

13. Los gases: H S, CO, NH , O 2

3

y SO , se en3

2

cuentran entre las sustancias químicas que contaminan la atmósfera. ¿Cuál de ellas no podía ser detectada por el olfato, aún encontrándose en altas concentraciones? A) H2 S B) CO C)3 NH D) O3 E) SO2

9. ¿Cuántos isómeros ópticos tiene la molécula? CH3 l H – C – CH2 – CH – Br l l

14. ¿Con qué compuesto químico se puede tratar el agua para potabilizarla, eliminando microorganismos? A)

FeC3

Al2(SO4)3

B)

C A) 2

B) 4

C) 6

D) 8

E) 12 10. El compuesto:

CH3 Presenta isomería estereómera: A) de cadena

B) geométrica

C) de posición

D) funcional

E) óptica

C) NH4C

D) NaCO

E) CO2 15. ¿Cuál es el principal efecto dañino que causa el monóxido de carbono (CO) en el organis- mo humano?

A) Produce alergia y asma bronquial. B) Bloquea el transporte de oxígeno en la sangre. C) Retarda la digestión de los alimentos lác- teos. D) Incrementa las caries dentales en los niños. E) Causa severa irritación de los ojos de las personas.

16. ¿Cuál o cuáles de las siguientes proposicio- nes es o son verdaderas? I. El dióxido de carbono contribuye efecto invernadero. II. El dióxido de azufre (SO2) presente en el aire es el responsable de la lluvia ácida. III. Los clorofluorocarbonos (freón, CFC3) destruyen la capa de ozono. A) Solo I B) Solo III C) I y II D) II y III E) I, II y III 17. ¿Qué proposición no corresponde a la pro- ducción de los gases contaminantes y partí- culas emitidas por las industrias químicas? A) El SO2(g)y el NO(g) eliminados por la industria química son contaminantes primarios que forman la lluvia ácida. B) El NO2(g) es un contaminante secundario, cuya presencia en el aire da una colora- ción marrón-rojiza como parte del smog. C) El CO(g) es un gas incoloro e inodoro, muy tóxico por su fácil combinación con la hemoglobina de la sangre. D) El plomo emitido por los gases de escape de vehículos o que llega al agua de rega- dío por los relaves mineros afecta al hí- gado y riñones. E) También son metales tóxicos que se des- cargan a los ríos y lagos por la industria el aluminio y la plata. 18. Respecto al efecto invernadero señale lo falso: A) Es un estado de la atmósfera terrestre en el cual existe una

acumulación de CO2 sobre la superficie de la tierra. B) El CO2 acumulado sobre las superficie tiene la propiedad de retener la radia- ción infrarroja, por lo tanto la atmósfera sufre un calentamiento.

C) Otra consecuencia del efecto invernadero son los cambios en los vientos y corrientes marítimas y un cambio en el clima del planeta. D) Sin embargo, el efecto invernadero no tiene impacto sobre los polos terrestres, pues estos contrarrestan el calentamiento por sus muy bajas temperaturas. E) Los rayos ultravioletas no filtrados por la capa de ozono destruida causan "cataratas" en los ojos de los humanos y animales y posteriormente la ceguera. 19. ¿Cuál de las siguientes proposiciones no es efecto nocivo de la lluvia ácida? A) Daña estatuas, edificios y acabado de automóviles. B) Daña las raíces de los árboles y mata muchas clases de peces. C) Daña la capa de ozono. D) Ocasiona y agrava muchos padecimien- tos respiratorios y conduce a la muerte prematura.

E) Mata peces, plantas acuáticas y microorganismos en lagos y corrientes. 20. Marcar verdadero (V) o falso (F) en las si- guientes proposiciones: I. SO2 se produce al quemar combustibles que contienen azufre y producen contaminación del aire. II. Los óxidos de nitrógenos y los óxidos de azufre son los causantes de la lluvia ácida. III. El ozono constituye parte del smog urba- no, y no contamina el medio ambiente. IV. El ácido sulfúrico H2SO4 constituye un peligro contaminante secundario del aire. A) VVFV D) FVFV

B) VVVV E) FVFF

C) VVFF

1. 2. 3. 4. 5. 6. 7. 8. 9. 10.

C B C E B B D A B B

11. B 12. A 13. B 14. B 15. B 16. E 17. E 18. D 19. C 20. A



