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INDICE Pág. Unidad de Competencia I 1.1. Balanceo de ecuaciones químicas...............................................................5 1.2. Leyes ponderales.......................................................................................12 1.3. Conceptos de peso atómico y peso molecular ...........................................17 1.4. Conceptos de mol y átomo gramo..............................................................19 1.5. Número de Abogadro.................................................................................19 1.6. Fórmulas empíricas y moleculares.............................................................20 1.7. Composición centésimal.............................................................................24 1.8. Cálculos químicos basados en reacciones químicas.................................26 Unidad de Competencia 2 2.1. Definición de solución, concentración, soluto, solvente y solubilidad...............................................................................................33 2.2. Tipos de soluciones: Sólidos-Líquidos, Líquido-Líquido, Líquido-Gas y Coloides..................................................................................................34 2.3. Concentración de las soluciones............................................................35 2.3.1 En unidades físicas: %m/m, %m/v, %v/v ........................................35 2.3.2 En unidades químicas: Molaridad, Normalidad y Molalidad..........36 2.4. Propiedades de las soluciones...............................................................39 Unidad de Competencia 3 3.1 Sistema ácido-base......................................................................................40 3.2 Propiedades de ácido y bases.....................................................................40 3.3 Teoría ácido-base........................................................................................40 3.3.1 Arrhenius………………………………………………………………….40 3.3.2 Bronsted-Lowry……………………….………………………………….41 3.3.3 Lewis……………………………………….……………………………...41 3.4 Fuerza de los ácidos...............................................................................41 3.5 Ionización del agua.................................................................................42 1

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Page 1: INDICE · INDICE Pág. Unidad de Competencia I 1.1. Balanceo de ecuaciones químicas.....5 1.2. Leyes ponderales

INDICE

Pág.

Unidad de Competencia I

1.1. Balanceo de ecuaciones químicas...............................................................5

1.2. Leyes ponderales.......................................................................................12

1.3. Conceptos de peso atómico y peso molecular...........................................17

1.4. Conceptos de mol y átomo gramo..............................................................19

1.5. Número de Abogadro.................................................................................19

1.6. Fórmulas empíricas y moleculares.............................................................20

1.7. Composición centésimal.............................................................................24

1.8. Cálculos químicos basados en reacciones químicas.................................26

Unidad de Competencia 2

2.1. Definición de solución, concentración, soluto, solvente y

solubilidad...............................................................................................33

2.2. Tipos de soluciones: Sólidos-Líquidos, Líquido-Líquido, Líquido-Gas y

Coloides..................................................................................................34

2.3. Concentración de las soluciones............................................................35

2.3.1 En unidades físicas: %m/m, %m/v, %v/v........................................35

2.3.2 En unidades químicas: Molaridad, Normalidad y Molalidad..........36

2.4. Propiedades de las soluciones...............................................................39

Unidad de Competencia 3

3.1 Sistema ácido-base......................................................................................40

3.2 Propiedades de ácido y bases.....................................................................40

3.3 Teoría ácido-base........................................................................................40

3.3.1 Arrhenius………………………………………………………………….40

3.3.2 Bronsted-Lowry……………………….………………………………….41

3.3.3 Lewis……………………………………….……………………………...41

3.4 Fuerza de los ácidos...............................................................................41

3.5 Ionización del agua.................................................................................42

1

Page 2: INDICE · INDICE Pág. Unidad de Competencia I 1.1. Balanceo de ecuaciones químicas.....5 1.2. Leyes ponderales

3.6 Escala de pH o indicadores....................................................................44

3.7. Determinación del pH en las soluciones.....................................................46

Unidad de Competencia 4

4.1 Concepto de equilibrio químico...............................................................47

4.2 Factores que influyen en el equilibrio químico........................................52

4.3 Principios de Lechatelier.........................................................................53

4.4 Comportamiento del equilibrio químico...................................................53

4.5 Velocidad de las reacciones químicas....................................................53

4.6 Factores que afectan la velocidad de reacción.......................................54

4.7 Aplicación de leyes del equilibrio químico en diferentes reacciones

químicas..................................................................................................55

Unidad de Competencia 5

5.1 Importancia de los compuestos orgánicos e inorgánicos.......................56

5.2 Estructura de los compuestos del carbono.............................................59

5.2.1 Hibridación del carbono...................................................................59

5.2.2 Tipos de cadenas..............................................................................60

5.2.3 Isomería............................................................................................62

5.3 Clasificación de los compuestos orgánicos de acuerdo a la estructura de

5.4 las cadenas….........................................................................................64

5.5 Propiedades físicas y usos de algunos compuestos orgánicos..............64

Unidad de Competencia 6

6.1 Concepto de hidrocarburo.......................................................................65

6.2 Alcanos....................................................................................................66

6.2.1 Características generales..................................................................66

6.2.2 Nomenclatura para alcanos normales y arborescentes....................66

6.3 Alquenos..................................................................................................72

6.3.1 Características generales..................................................................72

6.3.2 Nomenclatura....................................................................................72

6.4 Alquinos.....................................................................................................75

2

Page 3: INDICE · INDICE Pág. Unidad de Competencia I 1.1. Balanceo de ecuaciones químicas.....5 1.2. Leyes ponderales

6.4.1 Características generales.................................................................75

6.4.2 Nomenclatura....................................................................................75

6.5 Fuentes de hidrocarburos..........................................................................78

6.5.1 Gas natural y carbón.........................................................................78

6.5.2 Petróleo.............................................................................................78

Unidad de Competencia 7

7.1 Concepto de grupo funcional.......................................................................79

7.2 Propiedades, estructura y usos...................................................................79

7.2.1 Haluros, alcoholes y aldehídos.........................................................79

7.2.2 Cetonas, éteres y ésteres.................................................................85

7.2.3 Ácidos carboxílicos y sales...............................................................91

7.2.4 Aminas y amidas...............................................................................93

Unidad de Competencia 8

8.1 Importancia de los compuestos orgánicos en los seres vivos.

8.2 Química de los carbohidratos

8.3 Química de los lípidos

8.4 Química de las proteínas

3

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UNIDAD DE COMPETENCIA 1

Aplicará las leyes pondérales de la Química inorgánica, en el establecimiento de sus

relaciones matemáticas para expresar la composición química de las sustancias.

1.1 Balanceo de ecuaciones químicas

A) Balanceo de ecuaciones químicas aplicando la Ley de la Conservación de la

Materia

Este método, llamado comúnmente “por tanteo”, emplea una estimación de coeficientes

por conteo directo de átomos de reactantes y productos, procediendo a su igualación

mediante el empleo (o prueba) sucesivo de diferentes coeficientes, hasta lograr que la

ecuación quede balanceada. Sólo se calculan coeficientes, y nunca se afectan

subíndices.

EJERCICIOS

1.- Balancea las siguientes ecuaciones por el método de tanteo:

• N2 + H2 NH3

• Br2 + CO3 Br + BrO3 + CO2

• NO2 + H2O HNO3 + NO

4

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• Al(OH)3 + H2SO4 Al2(SO4)3 + H2O

• CH4 + H2O CO + H2

• Zn + HCl ZnCl2 + H2

• NaBr + Cl2 Br2 + NaCl

• Na2O + H2O NaOH

• C8H18 + O2 CO2 + H2O

• BCl3 + P4 BP + HCl

• FeS2 + O2 Fe2O3 + SO2

• HgO Hg + O2

5

Page 6: INDICE · INDICE Pág. Unidad de Competencia I 1.1. Balanceo de ecuaciones químicas.....5 1.2. Leyes ponderales

B) Balanceo de ecuaciones químicas por el método de Redox (Oxidación-

Reducción)

Por este procedimiento sólo pueden balancearse ecuaciones químicas en las que ocurra

oxidación-reducción.

Cuando un elemento cambia su número de oxidación al pasar de reactante a producto,

pueden ocurrir dos cosas:

•Que “pierda electrones”, en cuyo caso se habla de oxidación o deselectronación:

Ejemplos:

Cu0 → Cu+2 perdió 2e-

Fe+2 → Fe+3 perdió 1e-

Cr+3 → Cr+6 perdió 3e-

•Que “gane electrones”, lo que se denomina reducción o electronación.

Ejemplos:

Cu+3 → Cu+2 ganó 1e-

Mn+4 → Mn+2 ganó 2e-

Mo+6 → Mo+3 ganó 3 e-

Ambos procesos, oxidación y reducción, ocurren conjuntamente. Esto es, un elemento

gana electrones cuando en el mismo sistema existe otro que los pierde. Por esta razón, a

este tipo de reacciones de les llama redox.

6

Page 7: INDICE · INDICE Pág. Unidad de Competencia I 1.1. Balanceo de ecuaciones químicas.....5 1.2. Leyes ponderales

Se oxida

Agente reductor

Se reduce

Y origina que otro pierda electrones por lo que se

clasifica como

Agente oxidante

Para determinar de forma objetiva si un elemento se oxida o reduce, puede emplearse la

siguiente escala numérica:

Agente reductor

Pérdida de electrones

7

El elemento que gana electrones

El elemento que pierde electrones

Y causa que otro gane electrones, por lo que se le

considera

Oxidación

Page 8: INDICE · INDICE Pág. Unidad de Competencia I 1.1. Balanceo de ecuaciones químicas.....5 1.2. Leyes ponderales

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

Ganancia de electrones

Agente oxidante

Un proceso redox es aquél en el cual algunos átomos modifican su número de oxidación

al pasar de reactantes a productos.

El número de oxidación de un átomo es la carga parcial que le corresponde en un

compuesto.

REGLAS CONVENCIONALES PARA LA DETERMINACION DEL NÚMERO DE

OXIDACION DE LOS ELEMENTOS

1) El número de oxidación de los átomos de una sustancia elemental es cero, ya sea

mono o poliatómica.

Na Pb4 S8 N2 No. oxidación = 0

2) En los compuestos, el número de oxidación del flúor es siempre (-1)

3) En los compuestos, el número de oxidación de los elementos del grupo I A de la

tabla periódica, es siempre (+1)

8

Reducción

Page 9: INDICE · INDICE Pág. Unidad de Competencia I 1.1. Balanceo de ecuaciones químicas.....5 1.2. Leyes ponderales

4) En lo compuestos, el número de oxidación de los elementos del grupo II A de la

tabla periódica, es siempre (+2)

5) En los compuestos, el hidrógeno tiene un número de oxidación de (+1), excepto en

los hidruros, en los cuales es igual a (-1)

6) En los compuestos con oxígeno, el número de oxidación para este elemento es de

(-2); en los peróxidos es de (-1) y en el óxido de flúor (OF2) es de (+2).

7) En los ácidos halogenhídricos y las sales haloideas, el halógeno (F, Cl, Br, I)

siempre tienen número de oxidación de (-1)

8) En las especies neutras (compuestos), la suma algebraica de los número de

oxidación en todos los átomos que lo constituyen es igual a cero, esto es, el número

de cargas positivas (+) es igual al número de cargas negativas (-)

9) Para determinar el número de oxidación de los elementos en los compuestos

terciarios, se procede a asignar el dato correspondiente a los átomos cuyas reglas

se han establecido, y por diferencia, basándose en la regla 8, se calcula el de los

elementos no contemplados en las convenciones.

METODO PARA BALANCEAR ECUACIONES QUÍMICAS POR EL METODO REDOX

(OXIDO-REDUCCIÓN)

1) Determinar los números de oxidación de cada uno de los elementos que

componen las especies químicas que intervienen en la ecuación.

2) Identificar los elementos que presenten modificación en su número de oxidación.

3) Expresar dicho cambio en el estado de oxidación, escribiendo las ecuaciones

electrónicas parciales correspondientes.

9

Page 10: INDICE · INDICE Pág. Unidad de Competencia I 1.1. Balanceo de ecuaciones químicas.....5 1.2. Leyes ponderales

4) Multiplicar las ecuaciones parciales obtenidas por los factores adecuados,

teniendo presente que el número de electrones ganados y perdidos debe ser el

mismo. Sumar las nuevas ecuaciones.

5) Los resultados obtenidos representan los coeficientes que deben utilizarse en

aquellas especies química que incluyan dichos elementos, los que deben

introducirse como tentativos en la ecuación dada inicialmente sin ajustar.

6) Terminar de balancear la ecuación por el método de “tanteo”.

EJERCICIOS

1.- Balancea las siguientes ecuaciones de oxidación-reducción:

___ Na + ___ H2O ___ NaOH + _____H2

___HNO3 + ___H2S ___S + ___ NO + ___H2O

___HCl + ___K2Cr2O7 ___KCl + ___CrCl3 + ___H2O + ___Cl2

1.2 Leyes ponderales

Estequiometría: Cálculos basados en las variaciones implicadas en las reacciones

químicas.

10

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Aquella parte de la Química que se ocupa de la investigación de las proporciones en que

se combinan las substancias se le denominan Estequiometría.

Existe una serie de leyes que rigen las cantidades de substancias que intervienen en una

reacción química:

A) Ley de la Conservación de la Masa: Enunciada por Antonio Lavoisier en 1774, lo

cual nos indica que: “En una reacción química la suma de los pesos moleculares

de los reactivos es igual a la suma de los pesos moleculares de los productos”

Ejemplo:

CaCO3 → CaO + CO2

Uma = gr (Calcular las masas atómicas de cada elemento)

EJERCICIOS

1.- Comprobar la Ley de la Conservación de la Masa en las siguientes reacciones,

balancearlas correctamente:

2 NaOH + H2SO4 → Na2SO4 + 2 H2O

2 KI + Pb(NO3)2 → PbI2 + 2 KNO3

11

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B) Ley de las proporciones constantes de Proust: “Siempre que dos substancias

se combinan para formar un nuevo producto lo hacen en proporción ponderal fija y

definida”

2 Mg + O2 → 2 MgO

Calcular las masas atómicas de cada elemento.

En algunos casos es necesario obtener un “Factor gravimétrico”, el cual resulta al

establecer una relación entre los pesos reaccionantes.

Ejemplo:

Para determinar la cantidad de plata contenida en una muestra de Nitrato de plata impuro,

se disuelve convenientemente esta sal. La plata se precipita al esto de cloruro, el cual se

filtra, se lava y se seca. El peso del precipitado fue 0.8250 g de cloruro de plata. Encontrar

la cantidad de plata contenida en la muestra.

AgCl → Ag

0.8250 g → X

Despejar “X”. Calcular las masas moleculares de cada elemento.

El factor gravimétrico en este caso es:

Ag__ = MA Calcular las MA y calcular Factor Gravimétrico

AgCl MA

Si este factor lo multiplicamos por el precipitado obtenido resolveremos el problema en

cuestión.

(Factor Gravimétrico) (Precipitado) =

12

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Por lo anterior, el factor gravimétrico es conocido como la cantidad del elemento radical

o compuesto buscado en la unidad del peso de precipitado.

EJERCICIOS

1.- Determina el factor gravimétrico de las siguientes reacciones:

2 Na + Cl2 → 2 NaCl

H2 + Cl2 → HCl

C) Ley de las proporciones múltiples de Dalton: Trato de encontrar una

explicación a la Ley de la Conservación de la Materia y las proporciones definidas.

Por lo cual llego a una serie de conclusiones:

1) Los elementos están formados por partículas diminutas llamadas, átomos que son

indivisibles e indestructibles.

2) Todos los átomos de un mismo elemento tienen el mismo peso.

3) Los átomos se combinan en relaciones simples para formar compuestos.

13

Page 14: INDICE · INDICE Pág. Unidad de Competencia I 1.1. Balanceo de ecuaciones químicas.....5 1.2. Leyes ponderales

“Si dos elementos se combinan para formar más de un compuesto, existirá una relación

simple entre los diferentes pesos de uno de estos elementos que se combinan con un

peso fijo del otro”

D) Ley de las Proporciones recíprocas o equivalente (Ritcher-Wenzel, 1972):

“Cuando dos o más elementos diferentes se combinan separadamente con un

peso fijo de un tercer elemento, los pesos relativos de aquéllos son los mismos

con que se combinan entre sí, o bien son múltiplos o submúltiplos de ellos”

Los pesos de combinación de los elementos a los que se refiere esta ley son los pesos

equivalentes:

Peso equivalente: Cantidad en gramos de una sustancia cualquiera, capaz de

combinarse o desalojar de sus combinaciones al 1.008 g de hidrógeno u 8 partes en peso

en oxígeno.

Equivalente químico o equivalente gramo: Es igual al peso equivalente expresado en

gramos.

Peso equivalente de un elemento = Peso atómico

Valencia

PA = MA

Peso equivalente de un compuesto = __ Peso Molecular___

Total cargas (+) o (-)

EJERCICIOS

1.- Determina el peso equivalente de los siguientes elementos y compuestos:

a) Ca

14

Page 15: INDICE · INDICE Pág. Unidad de Competencia I 1.1. Balanceo de ecuaciones químicas.....5 1.2. Leyes ponderales

b) Fe+3

c) Na

d) Ba(OH)2

e) Na2CO3

f) H2SO4

1.3 Conceptos de peso atómico y peso molecular

15

Page 16: INDICE · INDICE Pág. Unidad de Competencia I 1.1. Balanceo de ecuaciones químicas.....5 1.2. Leyes ponderales

a) Peso atómico: Es el peso promedio de los átomos de un elemento en

relación con el peso de un átomo de carbono 12, al cual se le ha asignado el

peso de 12 unidades de peso atómico o de masa atómica.

El peso atómico de un elemento es proporcional al peso real de un átomo, ya que indica

cuántas veces es mayor el peso de un átomo de dicho elemento que la doceava parte del

peso de un átomo de carbono 12.

b) Peso molecular: Es el peso de una moléculas de una sustancia comparado

con el peso de un átomo de carbono 12, tomado como 12 unidades de peso

atómico de masa atómica. El peso molecular de una sustancia es igual a la

suma de los pesos atómicos de los elementos que forman una molécula.

EJERCICIOS

1.- Determina los pesos moleculares de los siguientes compuestos:

a) KHSO4

b) K2CrO4

c) Pb (NO3)2

16

Page 17: INDICE · INDICE Pág. Unidad de Competencia I 1.1. Balanceo de ecuaciones químicas.....5 1.2. Leyes ponderales

d) NH4OH

e) Al2 (SO4)3

2.- Determina el peso molecular y el peso equivalente de los siguientes compuestos:

COMPUESTO PESO MOLECULAR PESO EQUIVALENTEH2SO4

HNO3

NaOHAl(OH)3

Na2SO4

CaCO3

H3PO4

1.4 Conceptos de: mol y átomo-gramo

d) Mol: Es una unidad de cantidad de partículas.

Una mol de átomos es igual al número de átomos contenidos en el átomo gramo. Una mol

de moléculas es igual al número de moléculas contenidas en la molécula gramo.

e) Átomo-gramo: Es el peso atómico de un elemento expresado en gramos.

1.5 Número de Avogadro

El número de partículas que constituyen una mol se conoce con el nombre de Número de

Avogadro y es igual a 6.02 X 1023.

17

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1.6 Fórmulas empíricas y moleculares

El conocimiento de la composición de un compuesto permite determinar la fórmula

química del mismo.

La fórmula mínima o empírica es la que expresa la relación más simple entre los átomos

de un compuesto.

La fórmula condensada o molecular es la que expresa la relación real entre los átomos

de una molécula de un compuesto.

Para determinar la fórmula mínima de un compuesto se siguen los pasos indicados a

continuación:

1) Determinar el número de átomos-gramo de cada elemento, estableciendo alguna

de las siguientes relaciones:

No. átomos-gramo = % de X = _gr X_

PA de X PA de X

2) Obtener la menor relación posible entre los átomos, para lo cual se toma el más

pequeño de los cocientes resultantes del paso 1 como común denominador.

3) Aproximar los cocientes obtenidos en el paso 2 (o un múltiplo) a enteros.

4) Anotar los números anteriores como subíndices de los elementos

correspondientes.

EJERCICIOS

1.- Realiza los siguientes problemas de cálculos de fórmula empírica:

a) Deducir la fórmula empírica de un compuesto, cuyo análisis dio la siguiente

composición: Fe = 77.7%, O = 22.3%

18

Page 19: INDICE · INDICE Pág. Unidad de Competencia I 1.1. Balanceo de ecuaciones químicas.....5 1.2. Leyes ponderales

b) Deducir la fórmula empírica de un compuesto que contiene 90.6% de plomo

y 9.4 % de oxígeno.

c) Al determinar por análisis la composición de una sustancia se encontró que 1

gramo de la misma contiene 0.28 g de N y 0.72 g de Mg. ¿Cuál es su

fórmula empírica?

La fórmula molecular es un múltiplo de la fórmula mínima. Por tanto, para determinar la

fórmula molecular de un compuesto es necesario contar con su fórmula mínima y su peso

molecular, determinado experimentalmente.

1) Calcular el peso fórmula de la fórmula mínima, sumando los pesos atómicos

de los elementos que la forman:

Peso fórmula = ∑ Pesos atómicos

2) Establecer la relación del peso molecular con respecto al peso fórmula:

Factor = Peso molecular

Peso fórmula

3) Multiplicar el factor anterior, aproximado a un número entero, por los índices

de la fórmula mínima, para obtener los índices de la fórmula molecular.

19

Page 20: INDICE · INDICE Pág. Unidad de Competencia I 1.1. Balanceo de ecuaciones químicas.....5 1.2. Leyes ponderales

Fórmula molecular = Factor (Fórmula mínima)

EJERCICIOS

1.- Realiza los siguientes problemas de cálculos de fórmula molecular:

a) La fórmula mínima de un compuesto es C1H1O2 y su peso molecular es 90.

¿Cuál es su fórmula molecular?

b) Por análisis se encontró que un compuesto orgánico tiene la siguiente

composición: C = 40%, H = 6.71%, O = 53.29% y que su peso molecular es

182. ¿Cuál es su fórmula condensada?

Determinar la fórmula mínima y la fórmula molecular de:

a) Carbono 26.7%, hidrógeno 2.2%, oxígeno 71.1%. Peso molecular: 92.

20

Page 21: INDICE · INDICE Pág. Unidad de Competencia I 1.1. Balanceo de ecuaciones químicas.....5 1.2. Leyes ponderales

b) Carbono 40%, hidrógeno 6.66%, oxígeno 53.33%.Peso molecular: 180.

c) Carbono 92.3%, hidrógeno 7.7%. Peso molecular: 26.

2.- Determina la fórmula molecular de las siguientes fórmulas empíricas con sus

respectivos pesos moleculares:

FORMULA EMPIRICA PESO MOLECULAR FORMULA MOLECULARHgCl 472HF 80

CHO2 90CH 78

1.7 Composición centesimal

Se acostumbra expresar la composición de un compuesto en porcentaje (%) esto es,

indicando el número de gramos de cada elemento presentes en 100 grs. del compuesto.

Esta relación, que puede obtenerse a partir de la fórmula condensada del compuesto o

bien a partir de la composición del mismo, determinada por experimentación, se llama

composición centesimal.

21

Page 22: INDICE · INDICE Pág. Unidad de Competencia I 1.1. Balanceo de ecuaciones químicas.....5 1.2. Leyes ponderales

Las fórmulas para determinar el porcentaje de un elemento en un compuesto son:

a) % de X = (Peso Atómico del elemento) (índice) * 100

Peso Molecular (PM)

b) % de X = _Peso del elemento_ * 100

Peso del compuesto

La primera fórmula se utiliza si se conoce la fórmula del compuesto, y la segunda si se

cuenta con datos experimentales.

EJERCICIOS

1.- Realiza los siguientes problemas sobre composición centésimal:

a) ¿Cuál es la composición centésimal del agua?

b) En un experimento se calentaron 1.44 g de cobre y se formaron 1.8 g de sulfuro.

¿Cuál es la composición centésimal del compuesto?

c) Determinar el porcentaje de los elementos de Al(OH)3.

22

Page 23: INDICE · INDICE Pág. Unidad de Competencia I 1.1. Balanceo de ecuaciones químicas.....5 1.2. Leyes ponderales

2.- Determinar la composición centésimal de las siguientes sustancias:

a) Al2(SO4)3

b) H3PO4

c) Ca(CN)2

d) NH4NO3

e) Ca(OH)2

23

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1.8 Cálculos químicos basados en reacciones químicas

El conocimiento de las unidades químicas permite efectuar diversos cálculos, entre los

cuales tienen especial importancia los siguientes:

a) Número de moles en X gramos de sustancia:

El peso de una mol es numéricamente igual al peso atómico o molecular; por tanto, el

número de moles contenidos en determinada cantidad de sustancia se puede calcular

mediante la siguiente relación:

No. de moles = ___masa en gramos____

Peso atómico o molecular

Átomo gramo → n = gramos Molécula gramo → n = gramos

PA PM

Con esta ecuación también podemos calcular la masa de un determinado número de

moles.

Masa en gramos = No. moles (PM) g = nPM

EJERCICIOS

1.- Resuelve los siguientes problemas de cálculos de número de moles:

a) Cuantos átomos gramo y cuántas moléculas gramo contienen 28 gr de N2?

24

Page 25: INDICE · INDICE Pág. Unidad de Competencia I 1.1. Balanceo de ecuaciones químicas.....5 1.2. Leyes ponderales

b) ¿Cuál es el número de moles contenidos en 100 gr. de CO2?

c) ¿Cuál es la masa en gramos contenida en 0.8 moles de carbonato de sodio

(Na2CO3)?

2.- Resuelve los siguientes problemas sobre conversiones de unidades químicas:

a) Calcula el número de moles y el número de moléculas contenidas en:

• 400 grs. de hidróxido de calcio (Ca(OH)2)

• 50 grs. de ácido sulfúrico (H2SO4)

• 150 grs. de nitrato de sodio (NaNO3)

25

Page 26: INDICE · INDICE Pág. Unidad de Competencia I 1.1. Balanceo de ecuaciones químicas.....5 1.2. Leyes ponderales

b) Número de átomos o moléculas en X gramos de sustancia

Una mol contiene 6.02 X1023 átomos o moléculas; por tanto, el número de estas partículas

contenido en una determinada cantidad de sustancias será igual al producto del número

de moles por el número de Avogadro:

No. de átomos o moléculas: n *NA NA = Número de Avogadro

Mediante la fórmula anterior, también es posible calcular el número de moles que

constituyen un número dado de átomos o de moléculas:

n = No. de átomos o moléculas

N

EJERCICIOS

1.- Resuelve los siguientes problemas de cálculos de número de átomos o moléculas:

a) ¿Cuántas moléculas están contenidas en 10 g de hidróxido de sodio (NaOH)?

b) ¿Cuántas moles están contenidas en 9.03 X 1023 moléculas de SO2?

2.- Resuelve los siguientes problemas sobre conversiones de unidades químicas:

a) Cual es la masa en gramos de 1.5 moles de:

26

Page 27: INDICE · INDICE Pág. Unidad de Competencia I 1.1. Balanceo de ecuaciones químicas.....5 1.2. Leyes ponderales

• Tricloruro de fósforo (PCl3)

• Tetracloruro de carbono (CCl4)

• Nitrato de plata (AgNO3)

c) Volumen ocupado por “N” moles de un gas, en condiciones normales de

temperatura y presión.

En condiciones normales, un mol de un gas ocupa un volumen de 22.4 lts; en

consecuencia, el volumen ocupado en dichas condiciones por “n” moles es igual a:

VTPN = n moles * 22.4 lts/mol

VTPN = Temperatura y presión normales

EJERCICIOS

1.- Resuelve los siguientes problemas de cálculos de volumen ocupado por N moles de un

gas:

a) ¿Qué volumen, en litros, ocupan 2.5 moles de CO2 en condiciones normales de

temperatura y presión?

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b) ¿Qué volumen ocupan 50 gramos de amoniaco (NH3) en condiciones normales de

temperatura y presión?

2.- Resuelve los siguientes problemas sobre conversiones de unidades químicas:

a) Cuántos litros en condiciones normales de temperatura y presión ocupan:

• 80 grs. de amoniaco (NH3)

• 150 grs. de SO2

• 200 grs. de CO2

b) Cuántos litros en V TPN ocupan 2.5 moles de:

• Dióxido de carbono (CO2)

• Dióxido de azufre (SO2)

28

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• Amoniaco (NH3)

UNIDAD DE COMPETENCIA 2:

Aplicará métodos de concentración de soluciones en la elaboración de sustancias que le

sean útiles en su vida cotidiana.

2.1 Definición de solución, concentración, soluto, solvente y solubilidad.

En la mayoría de las reacciones químicas, las sustancias que intervienen se encuentran

dispersas en agua, es decir, en forma de soluciones.

Una solución es una mezcla homogénea cuyas partículas son menores de 10

ángstrom. En química, las soluciones más comunes son binarias, es decir, las formadas

por dos componentes: el soluto y el solvente.

Soluto es la sustancia dispersa y es la que está en menor proporción.

Solvente es le medio dispersor, por lo general el agua, y se encuentra en mayor

proporción. El soluto y el solvente forman la solución.

Las soluciones empíricas son las soluciones en las que no se toman en cuenta

cantidades exactas de soluto y de solvente, y son:

•Solución diluida: se forma cuando la cantidad de soluto es muy pequeña en relación

con la cantidad de solvente.

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•Solución concentrada: se forma cuando la cantidad de soluto es muy grande en

comparación con la cantidad de solvente.

•Solución saturada: Si se aumenta la cantidad de soluto sólido a temperatura constante,

y se agita continuamente, formando una solución cada vez más concentrada hasta que

llega a un punto en el cual el solvente ya no disuelve más el soluto.

•Solución sobresaturada: Es aquella que contiene más soluto disuelto que una solución

saturada.

La concentración es la cantidad de sustancia disuelta por unidad de volumen en una

solución.

Coeficiente de solubilidad es la cantidad máxima de soluto que se disuelve en 100 g de

solvente para formar una solución saturada.

Esto se ve afectado por:

a)Naturaleza del soluto y solvente

b)Temperatura

c)Presión

d)Superficie de contacto del soluto

e)Agitación

f)Concentración de la solución

2.2 Tipos de soluciones: Sólidos-Líquidos, Líquido-Líquido, Líquido-Gas y

Coloides.

El tipo de solución más común en el laboratorio, es el de un soluto disuelto en un líquido, y

es por esta razón que la mayor parte de este estudio esta enfocado a este caso. Las

soluciones líquidas se pueden preparar disolviendo un líquido en otro líquido (alcohol de

96%), un sólido en un líquido (agua de mar) o un gas en un líquido (niebla).

30

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Además de las soluciones líquidas, es posible tener soluciones de gases, tales como la

atmósfera que rodea la tierra, y soluciones sólidas, que se forman cuando una sustancia

está disuelta en un sólido.

Las soluciones sólidas, de las cuales son ejemplos muchas aleaciones (mezcla de

metales) son de dos tipos:

a)Soluciones sólidas de sustitución: Un ejemplo es el Bronce, formado por cobre y

zinc.

b)Soluciones sólidas intersticiales: Una sustancia muy dura que tiene muchos usos en

las herramientas de corte para aceros.

Los coloides son sistemas de una sola fase de dos o más componentes, son sistemas de

composición variable similares a las soluciones; constituidos por una fase dispersora (en

mayor proporción) y una fase dispersa (en menor cantidad).

2.3 Concentración de las soluciones.

Las soluciones valoradas son aquellas donde se expresa cuantitativamente la relación de

soluto y solvente en una solución o concentración de la misma, definiéndose la

concentración de una solución como la masa de soluto disuelta en la unidad del solvente o

de la solución.

Se clasifican en:

I. Porcentual

II. Molaridad

III. Molalidad

IV. Normalidad

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2.3.1 En unidades físicas: %m/m, %m/v, %v/v.

A) Porcentaje en peso

Se define como los gramos de soluto disueltos en 100 g de solución

% en peso = g soluto * 100

g solución

Donde g de solución = g de soluto + g de solvente

B) Porcentaje en volumen

Se define como los mililitros de soluto disueltos en 100 mililitros de solución.

% en volumen = mL de soluto * 100

mL de solución

Donde mL de solución = mL de soluto + mL de solvente

C) Porcentaje en peso-volumen

Se define como los gramos de soluto en 100 mililitros de solución.

% peso-volumen = g de soluto * 100

mL de solución

Donde mL de solución = mL de soluto + mL solvente

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2.3.2 En unidades químicas: Molaridad, Normalidad y Molalidad.

A) Molaridad (M)

Se define como los moles (molécula-gramo) de soluto disuelto en un litro de solución.

M = n/ V

M = Molaridad en mol/lt

n = No. de moles

V = volumen en lts

n = g/PM

B) Molalidad (m)

Se define como el número de moles de soluto disuelto en un kilogramo de solvente.

m = n/Kg. solvente

m = molalidad mol/Kg.

n = No. de moles de soluto

C) Normalidad (N)

Se define como el número de equivalente gramo de soluto contenido en un litro de

solución.

N = No. equivalente-gramo/lts de solución

No. equivalente-gramo = g/Peso equivalente

El equivalente gramo de una sustancia es igual al peso equivalente expresado en gramos.

El peso equivalente generalmente es un submúltiplo de la fórmula molecular y podemos

determinarlo matemáticamente:

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Peq = peso molecular/No. total de cargas (+) o (-)

EJERCICIOS

1.- Resuelve los siguientes problemas:

a) ¿Qué molaridad tiene una solución de ácido nítrico (HNO3), si 400 ml de la

solución contiene 150 grs. de ácido?

b) ¿Cuántos gramos de nitrato de sodio (NaNO3) son necesarios para preparar 300

ml de una solución 0.25 N?

c) ¿Cuántos gramos de solutos se necesitan para preparar 1 lt de una solución 1N

de NaOH?

d) ¿Cuál es el porcentaje en peso de una solución KOH que se obtiene al disolver

250 grs. del hidróxido en 600 gr. de agua?

e) Si se desea obtener una solución 0.3M de hidróxido de potasio (KOH)

disolviendo 60 grs. de hidróxido, ¿Qué volumen de solución se obtendrá?

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2.4. Propiedades de las soluciones

UNIDAD DE COMPETENCIA 3:

Clasificar diferentes sustancias de uso común en ácidos o bases de acuerdo a sus valores

de pH, tomando en consideración la nomenclatura química vista en temas anteriores.

3.1. Sistema ácido-base

3.2. Propiedades de ácidos y bases

•Ácido: Es una sustancia que en solución acuosa posee sabor agrio, tiñe de rojo el papel

tornasol azul, reacciona con los metales activos con desprendimiento de hidrógeno y

neutraliza las bases.

•Base: Es una sustancia que en solución acuosa posee un sabor amargo, tiñe de azul el

papel tornasol rojo, tiene aspecto jabonoso y neutraliza los ácidos.

•Disociación: Es la separación de iones que existe en un sustancia que presenta enlacio

iónico, cuando se encuentra en solución acuosa.

•Ionización: Es la formación de iones de las sustancias que presenta enlaces

covalentes, al encontrarse en solución acuosa.

•Constante de ionización o de disociación (Ki): Es la constante de equilibrio de una

disociación iónica, y es igual al producto de las concentraciones iónicas entre las

concentraciones de la sustancia sin disociar.

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3.3. Teoría ácido-base.

3.3.1. Arrhenius

Ácido: Es toda sustancia que en solución acuosa produce iones hidronio (H3O+) o iones

hidrógeno (H+) y Base es toda sustancia que es solución acuosa produce iones oxhidrilo o

hidroxilo (OH-).

Los iones H+ producidas se asocian inmediatamente con moléculas de agua, formando

iones hidronio. Ejemplos Antología.

3.3.2. Bronsted-Lowry

Una reacción ácido-base implica una transferencia de protones, por lo que definieron al

Ácido como una especie que dona un protón (H+) y a la Base como una especie que

acepta un protón (H+).

La teoría de Bronsted-Lowry se denomina también de intercambio protónico.

De acuerdo con esta teoría, todo Ácido, por transferencia de un protón se convierte en

una Base, y está, al aceptar un protón, se convierte en un Ácido.

Se llama par ácido-base conjugado a aquel cuyos elementos están relacionados entre sí

por la transferencia de un protón. La relación de un ácido y una base conduce siempre a la

formación de un nuevo ácido y una nueva base. Ejemplos Antología.

3.3.3. Lewis.

Ácido es una especie química capaz de aceptar un par de electrones, y la Base una

especie química capaz de ceder un par de electrones.

Según Lewis, en toda reacción entre un ácido y una base, que forman un enlace covalente

coordinado, al donar un par electrónico resulta un complejo ácido-base. Ejemplos

Antología.

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3.4. Fuerza de los ácidos

Con base en las concentraciones de iones hidronio (H3O+) o iones oxhidrilo (OH-), es

decir, el pH y el pOH, los ácidos y las bases se clasifican en fuertes y débiles.

•Ácido fuerte: Es aquel que en solución acuosa se encuentra altamente ionizado, por lo

que su concentración de iones hidronio (H3O+) es elevada. Ejemplos: H2SO4, HNO3, HCl,

HBr, HClO4.

•Ácido débil: Es un ácido que se encuentra parcialmente ionizado, siendo la

concentración de iones hidronio (H3O+) de la solución relativamente baja. Ejemplos:

CH3COOH, H2CO3, H2S y HNO2.

•Base fuerte: Es aquella altamente disociada en soluciones acuosas, por lo que la

concentración de iones oxhidrilo (OH-) es elevada. Ejemplos: KOH, NaOH y Ba(OH)2.

•Base débil: Es aquella cuya concentración de iones (OH-) es relativamente baja, para

encontrarse parcialmente disociadas. Ejemplo: NH4OH, Al(OH)3 y Fe(OH)2.

3.5.Ionización del agua

Todas las soluciones acuosas tienen una cantidad básica y una cantidad ácida; sólo el

agua tienen la misma cantidad de iones hidronio (H3O+) e iones oxhidrilo (OH-), por lo que

se considera neutra.

De acuerdo con las teorías de Arrhenius y Bronsted-Lowry, el agua puede actuar como

ácido y como base. Si consideramos una transferencia de un protón entre dos moléculas

de agua, tenemos:

H2O + H2O → OH- + H3O+

Ácido 1 Base 2 Base 1 Ácido 2

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La ionización del agua da iones hidronio (H3O+) e iones hidróxido (OH-), por lo que la

constante de ionización del agua para esta reacción representada por Kw, es igual al

producto de las concentraciones molares de los iones H3O+ y OH—.

Kw = [H3O+ ] [OH—]

Se ha encontrado experimentalmente que a 25°C Kw tiene un valor de 1 X 10-14.

Esta constante tiene el mismo valor para todas las soluciones acuosas, así sean

soluciones ácidas o básicas, por lo que, al aumentar la concentración de iones hidronio

(H3O+), disminuye la concentración de iones oxhidrilo (OH—), o viceversa.

Aplicando los principios de la estequiometría en el equilibrio, las concentraciones de H3O+

y OH— en el agua deben ser iguales, por lo tanto:

Kw = [H3O+ ] [OH—] = 1 X 10-14

El agua, o las soluciones donde [H3O+ ] = [OH—] = 1 X 10-7, se dice que son neutras, es

decir, que ni son ácidas ni básicas.

En las soluciones ácidas la concentración de iones H3O+ es mayor, y en las soluciones

básicas la concentración de iones OH— es la mayor.

Ácido Básico

| | |

0 7 14

Como los valores de las concentraciones son muy pequeños, se acostumbra expresar

dichos valores en una escala logarítmica.

Si la constante de ionización del agua se transforma en función logarítmica, se tiene:

Kw = [H3O+ ] [OH—]

Log Kw = log [H3O+ ] + log [OH—]

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Si multiplicamos por -1, tenemos:

- Log Kw = - log [H3O+ ] - log [OH—]

Si presentamos con “p” el –log, la expresión se convierte en:

pKw = p [H3O+ ] + p [OH—]

Si ahora sustituimos [H3O+ ] por H y [OH—] por OH, tenemos:

pKw = pH + pOH

•pH: Se define como el logaritmo negativo de la concentración de iones hidronio en mol/L.

•pOH: Se define como el logaritmo negativo de la concentración de iones oxhidrilo en

mol/L.

Como se ha explicado, en el agua pura:

[H3O+ ] = [OH—] = 1 X 10-7 mol/L

Según las anteriores definiciones, para el pH y el pOH de agua neutra se tiene:

pH = -log [H3O+ ] = -log 1 X 10-7 = 7

pOH = -log [OH- ] = -log 1 X 10-7 = 7

Por otra parte, para cualquier solución acuosa:

pKw = pH + pOH = -log 1 X 10-14 = 14

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De donde, al aumentar el pH de una solución, disminuirá el pOH, y viceversa.

3.6.Escala de pH o indicadores

Para determinar el rango de pH de una sustancia, utilizamos indicadores.

Los indicadores son sustancias, generalmente orgánicas, que tienen la propiedad de dar

un color determinado al variar la concentración de iones hidronio, y se utilizan para

determinar, aproximadamente, el pH de una solución. Ejemplo:

INDICADORES INTERVALO DE pH CAMBIO DE COLORNaranja de metilo 3.1 a 4.0 Amarillo a violeta

Rojo de metilo 4.2 a 10.0 Rojo a amarillo

EJERCICIOS

1.- Resuelve los siguientes problemas:

a) ¿Cuál es el pH de una solución 0.0001 M de ácido clorhídrico (HCl)?

b) Calcular el pH de una solución 0.03 M de ácido clorhídrico (HCl).

c) ¿Cuál es el pH de una solución de NaOH 0.0001M?

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d) ¿Cuál es el pH de H2S 0.004 M?

e) ¿Cuál es el pH de una solución 0.7 M de NaOH?

f) ¿Cuál es el pOH de una solución acuosa cuya concentración de iones hidronio es

de 1 X 10 -3 moles/litro?

g) ¿Cual es el pH de una solución 0.3 M de ácido clorhídrico (HCl)?

g) ¿Cuál es el pH y el pOH de una solución de NaOH cuya concentración de iones

hidroxilo es 1.3 X 10-4 mol/L?

3.7. Determinación del pH en las soluciones.

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UNIDAD DE COMPETENCIA 4:

Aplicar las leyes y principios del equilibrio en reacciones químicas que ocurren en los

procesos industriales y biológicos

4.1. Concepto de equilibrio químico

La cinética química es la rama de la química que trata del estudio de la velocidad con

que se realizan las reacciones químicas.

Hay algunas reacciones que se realizan casi instantáneamente; sin embargo, hay otras

que necesitan horas, días e incluso meses para realizarse. Las reacciones entre

sustancias que presentan enlaces no covalentes son rápidas, y las sustancias que

presentan enlaces covalente son lentas.

Existen reacciones químicas irreversibles, es decir, que se realizan en un solo sentido y

son casi instantáneas, como la reacción entre el HCl y AgNO3, de donde obtenemos un

precipitado blanco que es AgCl.

HCl (aq) + AgNO3 (aq) → HNO3 (aq) + AgCl(s)

Existe también un gran número de reacciones reversibles, es decir, cuando los productos

reaccionan entre si y forman las sustancias originales.

Así como también existen reacciones exotérmicas y endotérmicas.

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•Reacciones endotérmicas: Son las reacciones que liberan energía calorífica y su

calor de reacción es negativo por se su contenido energético mayor en los reactantes

que en los productos.

•Reacciones endotérmicas: Son aquellas que para verificarse deben absorber

energía calorífica y su calor de reacción es positivo, ya que los productos tienen

mayor contenido energético que los reactantes.

Algunos procesos químicos reversibles alcanzan un estado de equilibrio cuando se

efectúan en un sistema cerrado a temperatura constante.

Se conoce como sistema cerrado a aquel que no intercambia masa con sus alrededores,

aunque puede liberar o absorber energía, generalmente en forma de calor o de trabajo.

Por ejemplo, el agua líquida está en equilibrio con su vapor cuando la velocidad a la que el

agua se evapora es igual a la velocidad de condensación del vapor al estado líquido.

Un estado de equilibrio se define como la condición de un sistema donde la velocidad

de los procesos opuestos es igual.

Cualquier cambio que experimente una especie química en equilibrio que afecta la

velocidad de reacción, va a modificar la constante de equilibrio.

Una constante de equilibrio es la relación que se establece entre la constante de la

velocidad de reacción a la derecha y la constante de la velocidad de la reacción a la

izquierda, para un sistema dado en equilibrio.

En la expresión matemática de la Ley de equilibrio químico, el numerados es el

producto de las concentraciones de las sustancias en equilibrio, cada una elevada a una

potencia igual a su coeficiente; el denominador es el producto de las concentraciones en

equilibrio de los reactantes, cada uno elevado a una potencia igual a su coeficiente.

Dado un sistema:

aA(g) + bB(g) → cC(g) + dD(g)

K1 = [C]c x [D]d = Ke

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K2 = [A]a x [B]b

Como en el equilibrio K1 = K2 entonces se tiene que la constante de equilibrio es igual a:

Ke = [C] c x [D] d

[A]a x [B]b

Ke es la constante de equilibrio, y solamente depende de la temperatura y la naturaleza

de la reacción.

Para aplicar la expresión de la constante de equilibrio en un sistema dado, se debe partir

de la ecuación química de dicho proceso, y cada concentración se eleva a un exponente

igual al coeficiente del reactante o del producto.

EJERCICIOS

1.- Escribe las expresiones de equilibrio para las siguientes reacciones:

a) 2SO2 + 02 2SO3

b) 2C(s) + 02(g) 2CO (g)

c) H2(g) + Br2 2HBr

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2.- Resuelve los siguientes problemas:

a) Se hizo reaccionar una mezcla de I2 y H2 a 448ºC. Cuando se estableció el

equilibrio se encontraron las siguientes concentraciones:

H2 = 0.46 mol/L I2 = 0.39 mol/L HI = 3.0 mol/L

Calcular el valor de Ke, si se considera HI como el producto. La ecuación química del

proceso es:

H2 (g) + I2 (g) 2HI (g)

b) De acuerdo con la siguiente reacción:

CO (g) + Cl2 (g) COCl2 (g)

Al alcanzar el estado de equilibrio a cierta temperatura, se encuentra 0.15 mol de CO; 0.10

mol de Cl2 y 0.40 mol de COCl2 . Calcula la constante de equilibrio.

c) De acuerdo con el problema anterior, al variar la temperatura, la constante de

equilibrio cambio a 35.0. Calcula la concentración del CO, considera que las

concentraciones de las otras sustancias permanecen iguales.

d) Escribe la expresión de la constante de equilibrio para la siguiente reacción:

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4NH3 (g) + 5O2 (g) 4NO (g) + 6H2O (g)

e) A cierta temperatura y de acuerdo con la siguiente reacción:

CO (g) + H2O (g) H2 (g) + CO2 (g)

Al alcanzar el equilibrio se encuentran 0.2 mol de CO, 0.5 mol de H2O, 0.32 mol de H2 y

0.42 mol de CO2. Encuentra el valor de la constante de equilibrio.

f) A 60ºC la constante de equilibrio para la reacción

N2O4 2NO2

Es Ke = 0.087. Si a esta temperatura la concentración de N2O4 es igual a 0.018 moles

¿cuál será la concentración de NO2?

4.2. Factores que influyen en el equilibrio químico

Experimentalmente se ha observado que los principales factores que afectan el equilibrio

químico son: la temperatura, la concentración y la presión.

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•Temperatura: Cuando se aumenta la temperatura de un sistema en equilibrio, el

equilibrio se desplazará en el sentido de la reacción endotérmica, ya que, al absorber éste

calor, el incremento de temperatura aplicado se contrarrestará en parte.

•Concentración: Al aumentar la concentración de algunas de las sustancias de un

sistema en equilibrio, éste se desplazará hacia la reacción que tienda a disminuir dicho

aumento, esto es, predominará la reacción que consuma la sustancia añadida, hasta que

se restablezca nuevamente el equilibrio.

•Presión: Si se aumenta la presión de un sistema gaseoso en equilibrio, el equilibrio se

desplaza en el sentido que tienda a disminuir la presión, es decir, según la reacción en que

se formen menor número de moléculas, ocupando en consecuencia las sustancias

producidas un menor volumen.

Obviamente, una disminución de cualquiera de los factores antes mencionados en un

sistema en equilibrio provocará un cambio opuesto.

Es conveniente aclarar que los catalizadores no modifican el equilibrio químico, pero si las

velocidades de las dos reacciones opuestas, permitiendo, en caso de un catalizador

positivo, que aquel se establezca más rápidamente.

4.3. Principios de Lechatelier

Las reacciones reversibles son recurrentes; hasta que las velocidades de las reacciones

sean iguales y no ocurran más cambios, se dicen que están en equilibrio. El principio que

explica este comportamiento es el Principio de Lechatelier:

“Cuando un sistema está en equilibrio, un cambio en las propiedades del sistema

dará lugar a que el equilibrio se desplace en la dirección que tienda a contrarrestar

el efecto”

Este principio se puede interpretar en forma análoga a la Tercera Ley de Newton, que dice:

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“A toda acción corresponde una reacción de igual intensidad y de sentido

contrario”

4.4. Comportamiento del equilibrio químico

4.5. Velocidad de las reacciones químicas

La velocidad de una reacción se define como la cantidad de sustancias reaccionantes

que se convierten en productos en la unidad de tiempo, mientras que el tiempo de

reacción es el tiempo transcurrido desde el inicio de la reacción hasta la terminación de la

misma.

La teoría de las colisiones nos ayuda a explicar porqué las sustancias son capaces de

reaccionar:

“Para que una reacción química se realice, se supone que chocan entre sí las

moléculas”

Estos choques producen el rompimiento y la formación de otros nuevos enlaces.

Durante la colisión hay transferencia de energía, pero no toda colisión produce una

reacción.

4.6. Factores que afectan la velocidad de reacción

Los factores que afectan la velocidad de una reacción son: Concentración de los

reactivos, temperatura, naturaleza de los reactivos y catalizadores.

•Concentración de los reactivos: Se define como la cantidad de partículas por unidad de

volumen. Si los reactivos son diluidos o de baja concentración, tienen una velocidad lenta

en la formación de los productos, y si la concentración de los reactivos es concentrada o

alta, la formación de los productos será más rápida.

La Ley de la acción de masa (1987) de Guldberg y Waage menciona que a temperatura

constante, la velocidad de una reacción química es proporcional al producto de las

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concentraciones de los reactivos. Si se aumenta la concentración de los reactivos, la

velocidad de los reactivos aumentara.

•Temperatura: Si en un sistema de equilibrio se aumenta la temperatura siendo el

volumen constante, el sistema se desplazará hacia el sentido que absorba más calor.

A medida que la temperatura aumenta, es mayor la energía cinética de las partículas, los

choques ocurren con mayor frecuencia y las moléculas adquieren más rápidamente la

energía de activación. Esta energía es la mínima requerida para romper los enlaces y

que se inicie la reacción.

Por lo tanto, al aumentar la temperatura de un sistema, la velocidad de la reacción

aumentará.

•Naturaleza de los reactivos: La velocidad de una reacción depende de la naturaleza de

las sustancias. El tipo de enlaces y el tamaño de las partículas influyen en la velocidad de

la reacción, y está última será mayor si el tamaño de las partículas está finamente dividido,

ya que la reacción sucede en la superficie de contacto; si las partículas son más

pequeñas, habrá más superficie de contacto.

•Catalizadores: Son sustancias que modifican la velocidad de una reacción, sin sufrir

cambio aparente en su composición o en su peso.

Un catalizador modifica la energía de activación, ya sea por formación de complejos

inestables o proporcionando una superficie de absorción.

Existen catalizadores positivos y negativos:

•Catalizadores positivos: Sustancias químicas que aceleran la velocidad de la

reacción como el MnO2, utilizado en la obtención de O2 por descomposición térmica

del KClO3.

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•Catalizadores negativos: Sustancias químicas que retardan la velocidad de la

reacción, como el tetraetilo de plomo que se utiliza en la gasolina como

antidetonante.

Los catalizadores son muy importantes, ya que sin ellos muchas reacciones químicas se

verificarían tan rápida o tan lentamente que no sería posible aprovecharla.

4.7. Aplicación de leyes del equilibrio químico en diferentes reacciones químicas

UNIDAD DE COMPETENCIA 5:

Diferenciar los compuestos orgánicos de los inorgánicos de acuerdo a sus propiedades

físicas y químicas.

5.1. Importancia de los compuestos orgánicos e inorgánicos

Los alquimistas y los primeros químicos estudiaron las sustancias que podrían aislar a

partir de los objetos inanimados, así como algunas de las sustancias químicas presentes

en los materiales animales y vegetales. Las sustancias derivadas de la materia viva son

lípidos o sólidos que se destruyen fácilmente por el calor. Por otra parte, muchas

sustancias provenientes de objetos inanimados son sólidos cristalinos con puntos de

fusión muy altos o gases sencillos, como nitrógeno y oxígeno.

50

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Para diferenciar estas dos clases de compuestos, las sustancias derivadas de materiales

animales y vegetales se llamaron compuestos orgánicos, y las procedentes de

materiales inanimados recibieron el nombre de compuestos inorgánicos.

Compuestos orgánicos: los elementos que intervienen en su formación son muy pocos

C, H, O, N, P, S, Halógenos, As, y algunos metales.

Compuestos inorgánicos: los elementos que intervienen en su formación son casi todos.

En los órganos de los animales, plantas se elaboran un sin número de sustancias

químicas como son los glúcidos, lípidos, albúminas, etc. cuyo estudio junto con los

hidrocarburos, y sus derivados constituyen parte de la química llamada orgánica; el

carácter dominante de estos compuestos es contener uno o mas atomos de carbono.

Hasta principios del siglo pasado se creyó que los compuestos orgánicos solo se podían

formar en los organismos vivos mediante la fuerza vital considerándose imposible, de ahí

el mérito de Friedrich Wholer fue eliminar esta vieja creencia.

La verdadera naturaleza de los compuestos orgánicos no fue comprendida hasta 1828 en

que este alemán logro la primera preparación de un compuesto orgánico en tubo de

prueba a partir de los compuestos inorgánicos sin la intervención de una célula viva: la

síntesis de la urea, componente de la orina producto del metabolismo animal, Wholer

obtuvo la urea a partir del cianato de amonio haciendo reaccionar el sulfato de amonio con

cianato de potasio.

La síntesis de la urea dio paso para obtener un gran numero de compuestos orgánicos a

partir de los compuestos inorgánicos demostrando principalmente que ambos compuestos

obedecen a las mismas leyes generales de la Química.

Todos los componentes orgánicos contienen carbono. Como el átomo de carbono tiene

cuatro electrones periféricos, siempre tiende a compartirlos mediante enlaces

covalentes, por lo que forman una gran número de compuestos orgánicos.

51

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Los principios fundamentales de la química orgánica fueron establecidos en 1874, por

Kekulé, Van Hoff y Le-Bel, dichos principios son los siguientes:

a)El carbono es tetravalente. Se considera que el átomo de carbono se encuentra en el

centro de un tetraedro regular y sus valencias están dirigidas hacia los vértices.

b)Los átomos de carbono tienen la capacidad de unirse indefinidamente entre si con

enlaces sencillos, doble o triple. Esto da lugar a la formación de una gran cantidad de

esqueletos y se llama “concanetación”

c)Los átomos de carbono tienen la capacidad de unirse con otros elementos. Estas

combinaciones dan lugar a una gran diversidad de compuestos.

5.1.1. Diferencias entre compuestos orgánicos e inorgánicos:

a)Compuestos Orgánicos:

• Están formados principalmente por: C, H, O, N.

• El número de compuestos orgánicos excede considerablemente al número de

compuestos inorgánicos.

• Entre los compuestos orgánicos prevalece el enlace covalente.

• Los compuestos orgánicos son generalmente insolubles en agua debido a su baja

polaridad.

• Los compuestos orgánicos son sensibles al calor, es decir, se descomponen

fácilmente.

* Los cuerpos orgánicos reaccionan entre si lentamente debido al enlace covalente.

* Las sustancias orgánicas al disolverse no se ionizan, por lo tanto sus moléculas

no conducen a la electricidad.

* Los cuerpos orgánicos son inestables aún a bajas temperaturas frente al calor y la

luz.

b)Compuestos Inorgánicos:

• Están constituidos por átomo de cualquier elemento.

• Resisten a la acción del calor.

• Los compuestos inorgánicos prevalece el enlace iónico.

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• Los compuestos inorgánicos son solubles al agua debido a su elevada polaridad

pero insolubles en disolventes orgánicos.

• Los compuestos cuando se encuentran en solución son buenos conductores del

calor y la electricidad.

• Los compuestos inorgánicos poseen reacciones instantáneas.

• Las moléculas inorgánicas son menos complejas que los compuestos de carbono,

debido a su bajo peso molecular.

• Los compuestos inorgánicos son estables a las condiciones de temperaturas altas.

5.2. Estructura de los compuestos del carbono

5.2.1. Hibridación del carbono

La estructura electrónica de los átomos que constituyen una molécula orgánica determina

la estructura tridimensional de ésta y sus propiedades.

a)Hibridación sp3

Un carbono unido a cuatro átomos siempre tendrá hibridación sp3 y una estructura

tetraédrica. Así con los alcanos, haluros de alquilo, alcoholes, éteres y aminas, entre otros.

Todos estos compuestos tienen estabilidad suficiente como para poder ser almacenadas

sin problemas especiales. Un carbono unido a menos de cuatro átomos también puede

tener hibridación sp3 pero la estructura variará dependiendo del número de sustituyentes.

b)Hibridación sp2

Un carbono unido a tres átomos, que mantiene un doble enlace con uno de ellos, siempre

tendrá hibridación sp2 y una geometría trigonal plana. Así son compuestos estables tales

como olefinas, hidrocarburos aromáticos, aldehídos, cetonas y ácidos carboxílicos y

derivados, entre otros. Existen otras situaciones donde un átomo de carbono unido a tres

átomos también posee hibridación sp3.

c)Hibridación sp

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Un carbono unido a dos átomos, que mantiene un triple enlace con uno de ellos, siempre

tendrá una hibridación sp y una estructura lineal.

5.2.2. Tipos de cadenas

Cadena carbonada: Es la secuencia de átomos de carbono, unidos entre sí, que forman

el esqueleto de la molécula orgánica. Hay diferentes tipos de cadena, según sea su forma.

a)Abierta o acíclica: Los átomos de carbono extremos no están unidos entre sí. No

forman anillos o ciclos. Puede ser:

A.Lineal: No llevan ningún tipo de sustitución. Los átomos de carbono pueden

escribirse en línea recta. Aunque también se pueden escribir retorcidas para ocupar

menos espacios. Es importante saber ver que aunque esté retorcida es una cadena

lineal. Ejemplos.

B.Ramificada: De alguno de los carbonos de la cadena lineal sale otra u otras

cadenas secundarias o “ramas”. Ejemplos.

b)Cerrada o cíclica: El últimos carbono de la cadena se une al primero, formando un

ciclo o anillo. Hay varios tipos:

A.Homocíclica: Los átomos del ciclo son átomos de carbono. Ejemplo.

B.Heterocíclica: Algún átomo de carbono del ciclo fue sustituidos por otro átomo,

por ejemplo N, S, O, etc.

C.Monocíclicas: Solo hay un ciclo

D.Policíclica: Hay varios ciclos unidos.

EJERCICIOS

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1.- Escribe en la línea correspondiente el tipo de cadena de los esqueletos de los

siguientes compuestos:

*Cadena Lineal *Cadena Arborescente *Cadena Saturada

*Cadena No Saturada *Cadena Cerrada Homogénea *Cadena Cerrada

Heterogénea

a) CH3-CH2-CH3 _____________________________________________

b) CH2=CH2 ________________________________________________

c) CH3-C≡CH _______________________________________________

d) CH2=C-CH3 _______________________________________________

I

CH3

e) CH3-(CH2)4-CH3 ____________________________________________

f)

___________________________________

g) CH3-CH-CH3 _________________________________________

I

CH3

h)

_____________________________________

i) CH≡C-CH-CH3 _________________________________________

I

CH3

55

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5.2.3. Isomería

Como el átomo de carbono requiere de cuatro uniones a otros átomos, es posible que

algunos compuestos se formen con uniones en las que dos átomos de carbono están

unidos al mismo átomo.

De esta forma nos referimos a átomos de carbono primarios (1°), secundarios (2 °),

terciarios (3°) o cuaternarios (4 °) de acuerdo a el número de átomos de carbono unidos

directamente a el, más aún esta designación se puede extender a átomos que no son de

carbono o grupos unidos a carbono. Así un carbono 3 ° tiene otros tres carbonos unidos a

el, y, para un alcano, un hidrógeno que por extensión se denomina hidrógeno 3 ° .

Esta posibilidad de tener el mismo número de átomos unidos en diferente forma se le

conoce como isomerismo: los isomeros son compuestos que tienen la misma fórmula

molecular pero diferente arreglo atómico.

La isomería puede ser de dos tipos:

• Isomería constitucional

• Isomería en el espacio o estereoisomería

a)Isomería constitucional.

Las moléculas que presentan este tipo de isomería se diferencian en la conectividad, es

decir, tienen los mismos átomos conectados de forma diferente (distinta fórmula

estructural).t

La isomería constitucional se clasifica en:

o Isomería de cadena u ordenación. Presentan isomería de cadena u ordenación

aquellos compuestos que tienen distribuidos los átomos de C de la molécula de

forma diferente.

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o Isomería de posición. La presentan aquellos compuestos que teniendo las mismas

funciones químicas están enlazadas a átomos de carbono que tienen

localizadores diferentes.

o Isomería de función. La presentan aquellos compuestos que tienen distinta

función química.

o Metámeros. Tienen el mismo grupo funcional sustituido de formas distintas.

b)Isomería en el espacio o estereoisomería.

La isomería en el espacio se clasifica en:

• Isomería conformacional

• Isomería configuracional

La isomería configuracional se clasifica a su vez en:

o Estereoisomería geométrica. La presentan los compuestos que se diferencian

únicamente en la disposición de sus átomos en el espacio. Moléculas con fórmulas

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moleculares idénticas pueden presentar estructuras espaciales diferentes.

Estas moléculas pueden ser:

aquellas cuyas cadenas tienen dobles enlaces . Una característica del

doble enlace es su rigidez, que impide la libre rotación y reduce los posibles

intercambios de posición que pueden experimentar los átomos de una

molécula.

Sistemas cíclicos planos

Sistemas cíclicos plegados

o Estereoisomería óptica. Las moléculas que presentan este tipo de isomería de

diferencian únicamente en el efecto que tienen sobre la luz.

EJERCICIOS

1.- Escribe el número de carbono en el tipo al que corresponda:

4CH3 6CH3 Primario: ______________________

I I Secundario:____________________

1CH3-2CH-5CH-7CH-8CH-11CH2-12CH3 Terciario: _____________________

I I Cuaternario: ___________________

3CH3 9CH2

I

10CH3

2.- De los siguientes pares de compuestos, encierra en círculos los isómeros:

a) CH3-CH=CH2 y CH3-C≡CH

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b) CH3-CH2-CH2-CHO y CH3-CO-CH2-CH3

c) CH3-CH2-COOH y CH3-COO-CH3

d) CH3-CH2-CH2-CH3 y CH3-(CH2)2-CH2-CH3

5.3. Clasificación de los compuestos orgánicos de acuerdo a la estructura de

las cadenas.

5.4. Propiedades físicas y usos de algunos compuestos orgánicos.

UNIDAD DE COMPETENCIA 6:

Diferenciar en base a la estructura química los principales grupos de alcanos, alquenos y

alquinos.

6.1. Concepto de hidrocarburo

Son fuentes de energía procedente de la descomposición no oxidativa de los restos de

seres vivos vegetales desaparecidos hace miles de años. Son sustancias combustibles, es

decir, nos proporcionan energía cuando reaccionan en presencia de oxígeno. Conforman

los recursos energéticos no renovables.

Los hidrocarburos son cadenas de carbono unidos entre sí y enlazadas con átomos de

hidrógeno hasta completar sus cuatro electrones de valencia. Realizar las formulas

condensada y desarrolladas de los cuatro primeros alcanos. TAREA realizar hasta

alcanos de 10 carbonos.

a) Hidrocarburos aromáticos:

Son hidrocarburos de cadena cerrada y enlaces dobles. Poseen una parte central formada

por un anillo hexagonal de 6 carbonos y 6 hidrógenos denominado benceno. Ejemplo:

Benceno C6H6 y Naftaleno C10H10

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b) Hidrocarburos no saturados:

Son cadenas de hidrocarburos con enlaces dobles y triples entre sus carbonos. Por tanto,

contienen menos átomos de hidrógeno. Ejemplo: Alquenos y Alquinos de 2 y 3

carbonos.

POLIMEROS IMPORTANTES MOLECULA FUNDAMENTALPolietileno (aislante) CH2=CH2

Poliestireno (lentes) C6H5−CH=CH2

Cloruro de polivinilo (PVC) CH2=CH−ClPolitetrafluoroetano (teflón) CF2=CF2

Poliacrilonitrilo (fibras sintéticas) CH2=CH−CN

6.2. Alcanos

6.2.1. Características generales

Son compuestos de C e H de cadena abierta, que están unidos entre sí por enlaces

sencillos (C−C y C−H). Su fórmula empírica es CnH2n+2, siendo “n” el número de carbonos.

6.2.2. Nomenclatura para alcanos normales y arborescentes

Los cuatro primeros tienen un nombre sistemático que consiste en un prefijo: met-, et-,

prop- y but- seguido del sufijo “ano”. Los demás se nombran mediante los prefijos

griegos que indican el número de átomos de carbono y la terminación “ano”.

Se llama radical alquilo a las agrupaciones de átomos procedentes de la eliminación de

un átomo de H en un alcano, por lo que contienen un electrón de valencia disponible para

formar un enlace covalente y poder unirse así a otra cadena carbonada o a un grupo

funcional. Se nombran cambiando la terminación “ano” por “ilo” o “il” cuando forme

parte de un hidrocarburo.

60

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Cuando aparecen ramificaciones (cadenas laterales) hay que seguir una serie de normar

para su correcta nomenclatura:

1.Se elige la cadena más larga: Si hay dos o más cadenas con igual números de

carbonos se escoge la que tenga mayor número de ramificaciones.

2.Se enumeran los átomos de carbono de la cadenas principal: Comenzando por el

extremo que tenga más cerca alguna ramificación, buscando que la posible serie de

números “localizadores” sea siempre la menos posible.

3.Las cadenas laterales se nombres antes que la cadena principal: Procediendo de

su correspondiente número localizador y con la terminación “il” para indicar que son

radicales.

4.Si un átomo de carbono tiene dos radicales se pone el número localizador delante

de cada radical y se ordena por orden alfabético.

5.Si un mismo radical se repite en varios carbonos se separan los números

localizadores por comas y se antepone al radical el prefijo “di”, “tri”, “tetra”, etc.

6.Por último si las cadenas laterales son complejas, se nombran de forma

independiente y se colocan, encerradas dentro de un paréntesis como los demás

radicales por orden alfabético.

EJERCICIOS

I.- Escribe en tu cuaderno las primeras 10 fórmulas semidesarrolladas de los alcanos y

las fórmulas de los primeros 10 alquilos y su nombre.

II.- Escribe el nombre o la fórmula, según se te pide:

a) Tetradecano

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b) Eicosano

c) Octano

d) Pentano

e) Etano

f) Butano

g) CH3 -

h) CH3-(CH2)98-CH3

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i) CH3-CH2 -

j) Propil

k) Isopropil

l) Terbutil

m) CH3-CH2-CH3

n) CH3-(CH2)7-CH3

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o) Neopentil

III.- Escribe la fórmula semidesarrollada de los siguientes compuestos:

a) 3-metilpentano

b) 1,1,2,2,.tetrametilbutano

c) 3-etil-2,2-dimetilheptano

d) 2,5-dimetilhexano

e) 5-etil-2,4,4-trimetil-6-isopropilnonano

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f) 8-terbutil-3-6-dimetildecano

g) 7-butil-9-terbutil-4-etil-2,2-dimetil-12-isopropilpentadecano

h) ciclopentano

i) 1,2-dimetilciclobutano

j) 1-etil-3-metilciclopropano

k) ciclobutano

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6.3. Alquenos

6.3.1. Características generales

Son hidrocarburos de cadena abierta que se caracterizan por tener uno o más dobles

enlaces, C=C. La fórmula general de los alquenos es CnH2n.

6.3.2. Nomenclatura

Se nombran igual que los alcanos, pero con la terminación “eno”. De todas formas, hay

que seguir las siguientes reglas:

a)Se escoge como cadena principal la más larga que contenga el doble enlace:

De haber ramificaciones se toma como cadena principal a la que contenga el mayor

número de dobles enlaces, aunque sea más corta que otras.

b)Se comienza a contar por el extremo más próximo a un doble enlaces: Con los

que el doble enlace tiene preferencia sobre las cadenas laterales a la hora de nombrar

los carbonos, y se nombra el hidrocarburo especificando el primer carbono que

contiene ese doble enlace.

c)En el caso de que hubiera más de un doble enlace se emplean las terminaciones

“dieno”, “trieno”, etc. precedido por los números que indican la posición de esos dobles

enlaces.

EJERCICIOS

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I.- Escribe los nombres o las fórmulas de los siguientes compuestos:

a) CH3-CH=CH-CH2-CH3

b) CH2=CH2

c) CH3-CH=CH2

d) CH3-CH2-CH=CH2

e) CH2=CH-CH2-CH2-CH3

f) 4, 4-dimetil-2-hexeno

g) CH2=C-CH2-CH-CH2-CH3

l l

CH2 CH3

l

CH3

h) 3, 6-dimetil-1-octeno

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i) 2, 4,4-trimetil-2-penteno

j) 2,4-hexadieno

k) CH3-CH2-CH2-CH2-C=CH2

l

CH2-CH3

l) CH3-CH=CH-CH-CH2-CH3

l

CH3

m) CH2=CH-CH2-CH3

o) CH2=CH-CH= CH2

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6.4. Alquinos

6.4.1. Características generales

Son hidrocarburos de cadena abierta que se caracterizan por tener uno o más triples

enlaces, C-C. La fórmula general para los alquinos es CnH2n-2

6.4.2. Nomenclatura

En general su nomenclatura sigue las pautas indicadas para los alquenos, pero

terminando en “ino”. Ver ejemplos del cuaderno.

Más interesante es la nomenclatura de los hidrocarburos que contienen doble y triples

enlaces en su molécula.

a.En este caso, hay que indicar tanto los dobles enlaces como los triples, pero con

preferencia por los dobles enlaces que serán los que dan nombre a l hidrocarburo.

b.La cadena principal es la que tenga mayor número de instauraciones (es decir, doble

o triples enlaces) pero buscando que los números localizadores sean los más bajos

posibles. En el caso de igualdad tienen preferencia los carbonos con doble enlace.

EJERCICIOS

I.- Escribe los nombres o las fórmulas de los siguientes compuestos:

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a) CH3-CH2-C≡CH

b) CH≡CH

c) CH3-C≡C-CH3

d) CH≡C-CH3

e) 2-pentino

g) 6-metil-3-heptino

h) penta-2-eno-4-ino

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Page 71: INDICE · INDICE Pág. Unidad de Competencia I 1.1. Balanceo de ecuaciones químicas.....5 1.2. Leyes ponderales

i) 3-metil-1-butino

j) heptino 3

j) CH3-C≡C-CH2-CH3

k) CH3-C≡C-CH2-CH-CH3

l

CH3

CH3

l

l) CH3-C-C≡C-CH3

l

CH3

m) 3-propil-1,4-pentadiino

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n) CH≡ C-CH2- CH2-CH3

l) CH≡ C-CH2- CH3

6.5. Fuentes de hidrocarburos

6.5.1. Gas natural y carbón

6.5.2. Petróleo

UNIDAD DE COMPETENCIA 7:

Diferenciar a los grupos funcionales de acuerdo a su estructura química y propiedades

presentes en cadenas de alcanos.

7.1. Concepto de grupo funcional

Los hidrocarburos presentan propiedades físicas y químicas que se derivan de su

estructura. Así, los hidrocarburos saturados, debido a la ausencia de dobles enlaces, se

caracterizan por su escasa reactividad.

En condiciones ambientales los cuatro primeros miembros de la serie son gases incoloros,

pero a medida que aumenta el número de grupo CH2 adicionales los hidrocarburos

aumentan su punto de fusión, lo que les hace ser líquidos y sólidos en esas mismas

condiciones.

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Sin embargo, junto con los enlaces C-C y C-H de los hidrocarburos saturados, que se

caracterizan por su estabilidad, otros diferentes grupos atómicos pueden estar presentes

en las cadenas hidrocarbonadas, dando lugar a distintos tipos de moléculas orgánicas.

Estos grupos atómicos que incrementan y modifican, de acuerdo con su composición, la

capacidad de reacción de los hidrocarburos se denominan grupos funcionales.

7.2. Propiedades, estructura y usos

7.2.1. Haluros, alcoholes y aldehídos.

a) Haluros:

Son hidrocarburos que contienen átomos de halógeno en su molécula: R-X, Ar-X.

Aunque no son hidrocarburos propiamente dichos, al no estar formados únicamente por

hidrógeno y carbono, se consideran derivados de estos en lo referente a su nomenclatura

y formulación:

•Se nombran citando en primer lugar el halógeno seguido del nombre del hidrocarburo

indicando, si es necesario, la posición que ocupa el halógeno en la cadena, a sabiendas

de que los dobles y triples enlaces tienen prioridad sobre el halógeno en la asignación

de los números.

•Si aparece el mismo halógeno repetido, se utilizan los prefijos di, tri, tetra, etc.

Usos:

Muchos de los hidrocarburos halogenados tienen importantes aplicaciones comerciales,

por ejemplo, el tricloroetileno es un disolvente para limpieza en seco.

Los freones se utilizan como refrigerantes y propelantes en productos de aerosol (agotan

el escudo de ozono de la atmósfera superior de la tierra).

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Los compuestos halogenados también son tóxicos. Por ejemplo, el tetracloruro de carbono

ya no se utiliza como disolvente para limpieza en seco por que es un veneno acumulativo.

Muchos insecticidas contienen compuestos halogenados.

Por ejemplo, el p-diclorobenceno se ha utilizado en compuestos antipolilla. El

pentaclorofenol, se utiliza como preservativo para madera por ser tóxico a las criaturas

que atacan a la madera.

EJERCICIOS

I.- Escribe la fórmula o el nombre de los siguientes derivados halogenados (R-X):

a) Clorometano

b) Bromuro de isopropilo

c) 2-cloro-3-penteno

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d) 2-cloro-3-metilbutano

CH3

I

e) CH3-C-CH2-CH3

I

I

f)1,2,4,5- tetrabromopentano

g) yodopropano

h) 2-bromo-1,3-butadieno

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Page 76: INDICE · INDICE Pág. Unidad de Competencia I 1.1. Balanceo de ecuaciones químicas.....5 1.2. Leyes ponderales

i) CH3-CH2-CH2

I I

Br Br

j) CH2-CH2

I I

C-l Cl

k) CCl4

l) 1-yodo-2-metilbutano

m) 3-cloropropano

n) 1,3-dicloropropeno

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b) Alcoholes:

Su estructura es similar a la de los hidrocarburos, en los que se sustituyó uno o más

átomos de hidrógeno por grupos “hidroxilo” –OH. Se nombran como los hidrocarburos de

los que proceden, pero con la terminación “ol”, e indicando con un número localizador, el

más bajo posible, la posición del grupo alcohólico. Según la posición del carbono que

sustenta el grupo –OH, los alcoholes se denominan primarios, secundarios y terciarios.

Si en la molécula hay más de un grupo OH se utiliza la terminación “diol”, “triol”, etc.

indicando con números las posiciones donde se encuentran esos grupos. Hay importantes

polialcoholes como la glicerina “propanotriol”, la glucosa y otros hidratos de carbono,

Cuando el alcohol no es la función principal, se nombra como “hidroxi”, indicando su

número localizador correspondiente.

Usos:

Hay muchos alcoholes de importancia. Por supuesto, el etanol se encuentra en las

bebidas alcohólicas. En comparación con la mayoría de los alcoholes, el etanol es menos

tóxico.

El metanol, conocido también como alcohol de madera, es un veneno mortal, en tanto que

los demás alcoholes, a parte del etanol, son “venenos más moderados”. El metanol puede

causar cegueras y finalmente pérdida total del dominio motor y la muerte.

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EJERCICIOS

I.- Escribe la fórmula o el nombre de los siguientes alcoholes (R-OH):

a) CH3- CH2 -CH- CH3

I

OH

b) CH3-CH2-CH2-OH

CH3

I

c) CH3-C-CH3

I

OH

CH3

I

d) CH3-C-CH2-CH3

I

OH

e) Metanol

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f) 2-propanol

g) 2,3-pentanodiol

c) Aldehídos:

Se caracterizan por tener un grupo “carbonilo” C=O, en un carbono primario. Sus

nombres provienen de los hidrocarburos de los que proceden, pero con la terminación

“al”. Si hay dos grupos aldehídos se utiliza el término “dial”, pero si son tres o más

grupos aldehídos, o ésta no actúa como grupo principal, se utiliza el prefijo “formil” para

nombrar los grupos laterales.

7.2.2. Cetonas, éteres y ésteres

a) Cetonas:

El grupo carbonilo C=O se encuentra en un carbono secundario. Se puede nombrar de

dos maneras: anteponiendo a la palabra “cetona” el nombre de los dos radicales unidos al

grupo carbonilo o, más habitualmente, como derivado del hidrocarburo, con la terminación

“ona”, y su correspondiente número localizador, siempre el menor posible y prioritario ante

dobles o triples enlaces.

Cuando la función cetona no es la función principal, el grupo carbonilo se nombra como

“oxo”.

Usos:

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Las cetonas tienen casi siempre propiedades de disolventes. Por ejemplo, la cetona que

se encuentra en los removedores para barnices de uñas; la metiletilcetona es un

disolvente en la goma para aviones.

EJERCICIOS

I.- Escribe la fórmula o el nombre de los siguientes aldehídos y cetonas:

a) Propanona

b) 2-pentanona

c) 2-butanona

d) 2-metil-3-pentanona

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e) Metanol

f) Etanal

g) CH3-CH2-CH=O

h) CH3-(CH2)4-CH=O

b) Éteres:

Son compuestos que resultan de la unión de dos radicales alquílicos o aromáticos a través

de un puente de oxígeno –O-. Se nombran interponiendo la partícula “oxi” entre los dos

radicales por orden alfabético, seguidos de la palabra “éter”.

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Usos:

El dietil éter se utiliza como anestésico, se debe hacer un uso cuidadoso de él, debido a

que es extremadamente inflamable. La mayoría se usa principalmente como solvente.

EJERCICIOS

I.- Escribe la fórmula o el nombre de los siguientes éteres (R-O-R):

a) CH3-O- CH3

b) CH3- CH2-O-CH2-CH3

c) CH3- CH2-O- CH2-CH2-CH3

d) CH3- O- CH2-CH2-CH3

CH3

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I

e) CH3-O-CH3

I

CH3

c) Ésteres:

Es el resultado de la reacción de condensación entre un ácido carbóxílico y un alcohol.

En la formación de ésteres, cada radical OH (grupo hidroxilo) del radical del alcohol se

sustituye por la cadena -COO del ácido graso. El H sobrante del grupo carboxilo, se

combina con el OH sustituido formando agua.

Los ésteres son un grupo funcional compuesto de un radical orgánico unido al residuo de

cualquier ácido oxigenado, orgánico o inorgánico.

• Se cambia la terminación o de los alcanos por la teminación -oato de los ésteres..

• El caso de los ésteres consiste en dos cadenas separadas por un oxígeno. Cada

una de estas cadenas debe de nombrarse por separado y el nombre de los ésteres

siempre consiste en dos palabras separadas del tipo alcanoato de alquilo. La parte

alquílica del nombre se da a la cadena que no contiene el grupo carbonilo. La parte

del alcanoato se da a la cadena que tiene el grupo carbonilo. Este procedimiento se

utiliza sin importar el tamaño de la cadena. La posición del grupo carbonilo es la

que determina cual es la cadena del alcanoato.

• Debido a que el grupo carbonilo en los ésteres debe de estar al final de la cadena

del alcanoato no se utiliza número localizador

• La cadena que se encuentra del lado del oxígeno puede estar unida por cualquiera

de sus átomos de carbono por lo que en este caso si no está unida por el carbono

terminal se debe de usar el número localizador.

Los ésteres más comúnmente encontrados en la naturaleza son las grasas, que son

ésteres de glicerina y ácidos grasos, oleico, etcétera.

Usos:

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La familia de los ésteres es muy variada y encuentra un amplio uso en cosmética.

Los más importantes son ésteres de ácidos carboxílicos de cadena saturada formados por

reacción con óxido de etileno, sorbitol, glicerina, etc.

Sufren hidrólisis en condiciones altamente ácidas o básicas, por lo que se recomienda su

uso sólo a pH próximos a la neutralidad.

Hay que apuntar que los ésteres de ácidos carboxílicos con insaturaciones en su cadena

sufren oxidación y esto puede afectar al color y al olor del producto.

EJERCICIOS

I.- Escribe la fórmula o el nombre de los siguientes ésteres:

a) Metanoato de metilo

b) Etanoato de etilo

c) Propanoato de butilo

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d) CH3-COO-CH2-CH3

d) CH3- CH2-COO-CH-CH3

I

CH3

7.2.3. Ácidos carboxílicos y sales

a) Ácidos carboxílicos

Los compuestos que contienen al grupo carboxilo son ácidos y se llaman ácidos

carboxílicos.

Los ácidos carboxílicos se clasifican de acuerdo con el sustituyente unido al grupo

carboxilo. Un ácido alifático tiene un grupo alquilo unido al grupo carboxilo, mientras que

un ácido aromático tiene un grupo arilo. Un ácido carboxílico cede protones por ruptura

heterolítica de enlace O-H dando un protón y un ión carboxilato.

EJERCICIOS

1.- Escribe la fórmula o el nombre de los siguientes ácidos orgánicos:

a) Ácido butanoico

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b) Ácido propanoíco

c) Ácido metanoíco

d) Ácido etanoico

e) Ácido pentanoíco

f) Ácido hexanoíco

g) Ácido hexadecanoíco

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7.2.4. Aminas y amidas.

a) Aminas

Las aminas son derivados orgánicos del nitrógeno. Se forman mediante sustitución de uno

de los hidrógenos del amoniaco por un radical alquilo (aminas primarias), dos hidrógenos

por dos radicales alquilo (amina secundaria) o tres hidrógenos por tres radicales alquilos

(aminas terciarias).

EJERCICIOS

I.- Escribe la fórmula o el nombre de los siguientes aminas (NH2, NH, N):

a) Metilamina

b) Dietilamina

c) Trimetilamina

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d) Dimetilamina

e) Trietilamina

f) Propilamina

g) Etilpropilamina

h) Butilamina

h) Ácido decanoíco

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b) Amidas

Una amida es una clase de compuestos que se puede considerar resultante de la

sustitución de un átomo de hidrógeno del amoniaco por un radical ácido, o producto de la

sustitución del hidroxilo del ácido (OH) por un grupo amino (NH2). El grupo amino es

constituyente principal de las proteínas.

EJERCICIOS

1.- Escribe la fórmula o el nombre de los siguientes amidas (R-CONH2):

a) Etanoamida

b) Propanoamida

c) Butanoamida

d) Pentanoamida

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II.- Escribe el nombre de los siguientes compuestos, así como su grupo funcional:

c) H-COOH

d) CH3-CH=O

e) CH3-CH2-CH2-CONH2

f) CH3-(CH2)12-COOH

g) CH3-COO-CH3

h) CH3-CH2-CO-CH2-CH3

i) CH3-CH-CH3 I

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NH2

j) CH3-CH2-Br

k) CH3-C-CH2-CH3

II O

l) CH3-O-CH2-CH3

m) CH3-CH2- CH2-COOH

n) CH3-(CH2)3-CH2 –OH

o) CH3-CH-CH–CH3

I I CH3 I

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p) CH3-CH-CH2 –CH3

I NH2

q) CH3-CH-CH2 –CH3

I OH

r) CH3-CH2- COOH

s) CH3-CH-CH–CH3

I I CH3 Br

t) CH3-CH- CH3

I Cl

u) H-CH=O

v) CH3-CH-CH–CH3

I I Cl Br

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