© almudena de la fuente, 2020
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© Almudena de la Fuente, 2020
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ÍNDICE
TEMA 1: ESTRUCTURA ATÓMICA Y TABLA PERIÓDICA
1. Evolución de los modelos atómicos. Orígenes de la teoría cuántica 3
2. Modelo atómico de Bohr 5
3. Modelo mecanocuántico 7
4. Partículas subatómicas y origen del universo 9
5. Configuraciones electrónicas 10
6. Tabla periódica 10
TEMA 2: ENLACE QUÍMICO
1. Enlace iónico 20
2. Enlace covalente. Fuerzas intermoleculares 23
3. Enlace metálico 30
TEMA 3: CINÉTICA Y EQUILIBRIO QUÍMICOS
1. Cinética química 35
2. Equilibrio químico. Constantes de equilibrio 39
3. Principio de Le Chatelier 43
4. Reacciones de precipitación 44
5. Aplicaciones del equilibrio químico 45
TEMA 4: ÁCIDOS Y BASES
1. Conceptos de ácido y base 56
2. Fuerza relativa de los ácidos y bases 57
3. Equilibrio iónico del agua. Concepto de pH 59
4. Reacciones de neutralización 60
5. Hidrólisis de sales 62
6. Aplicaciones de los ácidos y bases 63
TEMA 5: OXIDACIÓN Y REDUCCIÓN
1. Conceptos de oxidación y reducción 70
2. Ajuste de reacciones redox por el método del ion-electrón 70
3. Espontaneidad de los procesos redox 72
4. Aplicaciones de las reacciones redox: pilas y electrolisis 72
TEMA 6: QUÍMICA ORGÁNICA
1. Formulación y nomenclatura de los principales compuestos orgánicos 84
2. Isomería 88
3. Principales tipos de reacciones orgánicas 89
4. Polímeros 91
TABLA PERIÓDICA DE LOS ELEMENTOS QUÍMICOS 100
3
TEMA 1: ESTRUCTURA ATÓMICA Y TABLA PERIÓDICA
1. Evolución de los modelos atómicos. Orígenes de la teoría cuántica
Demócrito (siglo V a.C.) supuso que la materia estaba formada por átomos. Los modelos de Dalton, Thomson y Rutherford describen el átomo a partir de hechos experimentales.
Evidencia experimental Descripción Limitaciones
Teo
ría
ató
mic
a d
e D
alt
on
(1
808)
Se basó en las leyes que rigen las reacciones quí-micas:
Ley de conservación de la masa (Lavoisier)
Ley de las proporcio-nes definidas (Proust)
Ley de las proporcio-nes múltiples (Dalton)
La materia está formada por partículas indivisibles llamadas átomos que per-manecen inalteradas en todo proceso químico. Los átomos de cada elemento tienen igual masa y propie-dades; los compuestos se forman por la unión de áto-mos de distintos elementos en proporciones sencillas.
Thomson demostró poste-riormente la divisibilidad del átomo y la naturaleza eléctrica de la materia. Además, descubrió que los átomos de un mismo elemento pueden tener distinta masa (isótopos).
Mo
delo
ató
mic
o d
e
Th
om
so
n (
1898) Thomson observó que al
producir una descarga eléctrica sobre un gas (tubo de rayos catódi-cos), los átomos del gas liberaban unas partícu-las con carga negativa.
El átomo está formado por una esfera de carga posi-tiva o núcleo en la que es-tán incrustados los electro-nes (con carga negativa), en número suficiente para neutralizar el átomo.
La experiencia realizada por Rutherford puso de manifiesto posteriormente que los átomos no son es-feras macizas, sino que están prácticamente hue-cos.
Mo
delo
ató
mic
o d
e
Ru
therf
ord
(191
1)
Al bombardear una lá-mina muy fina de oro con partículas alfa, ob-servó que la mayoría de las partículas atravesa-ban la lámina sin des-viarse, algunas se des-viaban ligeramente y una mínima parte (~1 de cada 20000) rebotaban.
El átomo está constituido por un núcleo con carga po-sitiva que concentra casi toda la masa del átomo y una corteza formada por los electrones, que giran en torno al núcleo en órbitas circulares a grandes distan-cias en comparación con el tamaño del núcleo.
Según las leyes de la fí-sica clásica, toda partícula cargada con movimiento acelerado emite energía. Por ello los electrones, al moverse en órbitas circu-lares, tendrían aceleración normal y deberían perder energía y acabar precipi-tándose sobre el núcleo.
Hipótesis de Planck
A principios del siglo XX se empieza a desarrollar la teoría cuántica, que pone de manifiesto la insuficiencia de las leyes de la física clásica para explicar la estructura de la materia. En 1900, Planck afirmó que “la energía de las radiaciones luminosas no puede tomar cualquier valor, sino que está cuantizada”, lo que constituye una de las bases de la teoría cuántica. Según Planck existe una unidad mínima de energía, el cuanto, cuyo valor depende de la frecuencia de la radiación. Cada radiación está formada por un número entero de cuantos.
El conjunto de todas las radiaciones constituye el espectro electromagnético, donde cada radiación se caracteriza por una longitud de onda y una frecuencia que determinan sus ca-racterísticas (luz visible, ultravioleta, infrarrojo…).
Ecuanto = energía de un cuanto (J)
h = cte. de Planck = 6,63·10-34 J·s
f = frecuencia de la radiación (Hz o s-1)
Ecuanto= h·f
4
La relación entre longitud de onda y frecuencia viene dada por:
Aunque la unidad de energía en el SI es el Julio (J), como la energía de un cuanto es tan pequeña, se suele utilizar el electrón-voltio (eV), que es la energía que adquiere un electrón al someterlo a una diferencia de potencial de un voltio.
1 eV = 1,6·10-19 C· 1 V = 1,6·10-19 J.
Las longitudes de onda de las radiaciones suelen expresarse en nanómetros (nm; 1 nm = 10-9 m) o Angstrom (Å; 1 Å = 10-10 m).
Ejemplo: Una radiación luminosa tiene una longitud de onda de 500 nm. Determinar la ener-gía de un cuanto de esta radiación expresada en eV.
500 nm·nm1
m10 9
= 5·10-7 m; 3·108 = 5·10-7·f ; f = 6·1014 Hz
Ecuanto = 6,63·10-34·6·1014 = 3,98·10-19 J = 2,49 eV
Efecto fotoeléctrico
Cuando se ilumina la superficie de un metal con una luz de frecuencia adecuada, el metal emite electrones; este fenómeno recibe el nombre de efecto fotoeléctrico.
Einstein aplicó la hipótesis de Planck para explicar el efecto fotoeléctrico. Según Einstein la luz está formada por unos corpúsculos llamados fotones, de modo que a cada fotón le co-rresponde un cuanto de energía (Efotón = Ecuanto). Cuando un fotón choca con un átomo le transmite toda su energía a uno de sus electrones; si la energía del fotón supera la energía de ionización del átomo, el electrón sale del átomo produciéndose la ionización de éste (efecto fotoeléctrico) con una energía cinética igual a la energía sobrante.
La energía de ionización se suele referir a un mol de átomos, expresándose en kJ/mol, y hay que dividir por el número de Avogadro para hallar la energía de ionización por átomo.
Ejemplo: La energía de ionización de un elemento es 1,2·104 kJ/mol. Determinar la energía mínima de un fotón (en eV) y la longitud de onda (en nm) de la radiación necesaria para producir dicha ionización.
1,2·104
átomos10·022,6
mol1·
kJ1
J1000·
mol
kJ23
= 2·10-17 J·J1,6·10
eV1-19
= 125 eV
2·10-17 = 6,63·10-34 · f; f = 3,02·1016 Hz; 3·108 = λ · 3,02·1016 ; λ = 9,95·10-9 m = 9,95 nm
Espectros atómicos
Cuando a un elemento químico en estado gaseoso se le comunica suficiente energía, este emite radiaciones de determinadas longitudes de onda que constituyen el espectro atómico de emisión de dicho elemento. Para poder analizar el espectro, la radiación se suele des-componer a través de un prisma óptico, apareciendo unas líneas coloreadas que se registran en una placa fotográfica y permiten identificar al elemento.
λ c = velocidad de la luz = 3·108 m/s
λ = longitud de onda (m)
f = frecuencia (Hz)
c = λ·f
fotón
e-
Efotón = Eionización + Ecinética
5
Al analizar el espectro atómico del hidrógeno, se vio que estaba constituido por varias series de líneas cuyas longitudes de onda se ajustan a la siguiente ley experimental (fórmula de Rydberg):
Ejemplo: Determinar la longitud de onda correspondiente a la línea del espectro atómico del hidrógeno donde n1 = 3 y n2 = 5.
1
𝜆= 1,097 · 107 (
1
32−
1
52) = 7,82 · 105; λ = 1,28·10-6 m = 1280 nm
2. Modelo atómico de Bohr
El modelo atómico de Bohr, aplicable al átomo de hidrógeno e iones monoelectrónicos, trata de subsanar las deficiencias del modelo de Rutherford y aplica la cuantización de la energía para explicar los espectros atómicos de dichas sustancias. Consta de tres postulados:
1er postulado: "El electrón gira alrededor del núcleo en órbitas circulares en las cuales no emite energía".
2º postulado: "Solo son posibles las órbitas en las que el momento angular (L = m·v·r) del electrón es un múltiplo entero de h/2π".
3er postulado: "Cuando un electrón salta de una órbita superior a otra inferior, emite un fotón cuya energía es igual a la diferencia de energía entre dichas órbitas".
Tubo de descarga
con el gas
Rendija Prisma
óptico Placa
fotográfica
Espectro de emisión del H (zona visible)
m·v·r =nπ2
h
Si Ei > Ef, se emite un fotón, si Ei < Ef, se absorbe un fotón.
Se cumple que: Efotón = │E│. Por tanto:
Ei -Ef = h·f
e- fotón
+
m = masa del electrón
v = velocidad del electrón
r = radio de la órbita
n = número cuántico = 1, 2, 3… = nº de órbita
Ei = energía de la órbita inicial (J)
Ef = energía de la órbita final (J)
h = constante de Planck = 6,63·10−34 J·s
f = frecuencia de la radiación (Hz)
+
n1, n2 = números enteros positivos (n1n2)
RH = constante de Rydberg = 1,097·107 m-1
1
𝜆= 𝑅𝐻 (
1
𝑛12−1
𝑛22)
n1 = 1 → Serie de Lyman (ultravioleta) n1 = 2 → Serie de Balmer
(luz visible) n1 = 3 → Serie de Paschen (infrarrojo)
6
A partir del segundo postulado, se deduce que la velocidad del electrón y el radio de las órbitas están cuantizados, es decir, solo pueden tomar determinados valores. Por tanto, la energía del electrón en las posibles órbitas también está cuantizada, ya que depende de la velocidad (la energía cinética) y el radio (la energía potencial), de forma que a cada órbita le corresponde un nivel de energía que aumenta a medida que se aleja del núcleo. En el caso del átomo de H el nivel de energía correspondiente a la primera órbita (estado fundamental) es E1 = -2,18·10-18 J = -13,6 eV, y representa la energía mínima para ionizar un átomo de H en dicho estado. Si se proporciona menor energía al electrón, puede pasar a órbitas supe-riores (estados excitados) y los niveles de energía correspondientes vienen dados por:
Sustituyendo en la expresión del tercer postulado, se puede deducir la fórmula que se había
deducido experimentalmente para el espectro atómico del hidrógeno:
−𝑅′𝐻𝑛𝑖2 −
𝑅′𝐻𝑛𝑓2 = ℎ
𝑐𝜆 →
1
𝜆 =−
𝑅′𝐻ℎ·𝑐(1
𝑛𝑓2−
1
𝑛𝑖2) →
Cada línea del espectro de emisión corresponde a la radiación emitida cuando un electrón salta de una órbita superior a otra inferior, de forma que el número de líneas coincide con el número de posibles saltos.
El modelo de Bohr presenta algunas limitaciones:
- Solo es aplicable matemáticamente a sistemas monoelectrónicos (H, He+, Li2+...).
- El estudio de la estructura fina del espectro atómico del H, reveló la existencia de más líneas que las que predecía el modelo de Bohr. Sommerfeld propuso la existencia de varias órbitas, circulares y elípticas, dentro de cada nivel energético, que constituirían distintos subniveles energéticos y harían posibles mayor número de saltos entre órbitas (modelo de Bohr-Sommerfeld). Para ello, se introduce un segundo número cuántico, l,
que indica la forma de la órbita y su subnivel energético.
- El modelo de Bohr se considera un modelo atómico precuántico que, aunque aplica la hipótesis de Planck, está en contradicción con los principios de la física cuántica desarro-llados a lo largo de la siguiente década.
Ejemplo: Determinar la energía (expresada en kJ/mol), la frecuencia y la longitud de onda (expresada en nm) de la radiación emitida cuando el electrón del átomo de hidrógeno salta de n =5 a n = 3.
E3 = -2
18
3
10·18,2
= -2,42·10-19 J; E5 = -2
18
5
10·18,2
= - 8,72·10-20 J
Efotón = - 8,72·10-20 + 2,42·10-19 = 1,55·10-19 J· mol1
átomos10·022,6·
J1000
kJ1 23
93,3 kJ/mol
1,55·10-19 = 6,63·10-34 · f; f = 2,34·1014 Hz; 3·108 = λ·2,34·1014; λ = 1,28·10-6 m =1280 nm
n = 6 n = 5 n = 4 n = 3 n = 2 n = 1
Lyman Balmer Paschen Brackett -13,6 eV
-3,4 eV
-1,51 eV
-0,85 eV
𝐸𝑛 = −𝑅′𝐻𝑛2
R’H = constante de Rydberg en unidades de energía = 2,18·10-18 J = 13,6 eV
n = nivel energético = 1, 2, 3…
1
𝜆 = 𝑅𝐻 (
1
𝑛𝑓2−
1
𝑛𝑖2)
violeta añil azul rojo
Serie de Balmer
(zona visible)
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3. Modelo mecanocuántico
Se basa en los principios de la física cuántica: la hipótesis de De Broglie y el principio de incertidumbre.
- Hipótesis de De Broglie: Toda partícula en movimiento lleva asociada una onda, cuya longitud de onda es inversamente proporcional al momento lineal de la partícula (p = m·v):
De Broglie extiende el carácter dual de la luz a las partículas materiales (dualidad onda-corpúsculo). Al ser la longitud de onda inversamente proporcional a la masa de la partí-cula, la longitud de onda solo es apreciable para partículas sumamente pequeñas como los electrones.
Ejemplo: Calcular la longitud de onda asociada a: a) un electrón cuya velocidad es 107
m/s; b) una bola de billar de 60 g de masa que se mueve con una velocidad de 1 m/s.
a) λ = h
mv = 731-
-34
10· 10·1,9
6,63·10= 4,33·10-9 m
b) λ = h
mv =
1· ,060
6,63·10 -34
= 1,1·10-32 m (no puede detectarse)
- Principio de incertidumbre de Heisenberg: No se pueden determinar simultáneamente y con total exactitud la posición y el momento lineal de una partícula. El producto de los errores cometidos viene dado por:
Este principio supone que la posición y la velocidad de una partícula solo se pueden determinar en términos probabilísticos. Aunque esto es aplicable a cualquier partícula, los errores en la posición y el momento lineal solo son significativos para partículas elemen-tales como el electrón. La aplicación de este principio al movimiento de los electrones en torno al núcleo, supone que el concepto de órbita deja de tener sentido, ya que es impo-sible conocer con precisión la trayectoria del electrón.
Orbitales atómicos y números cuánticos
Las funciones de onda que definen los posibles estados del electrón, informan sobre la pro-babilidad de encontrar a dicho electrón en los distintos puntos del espacio. Esto permite introducir el concepto de orbital, que es la región del átomo en la que la probabilidad de encontrar a un electrón en un estado determinado es máxima.
λ v·m
h=
x·p 4π
h
λ = longitud de onda asociada a una partícula (m) h = constante de Planck m = masa de la partícula (kg) v = velocidad de la partícula (m/s)
Δx = error en la determinación de la posición
Δp = error en la determinación del momento lineal = m·Δv
orbital esférico
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Para determinar los posibles orbitales, hay que introducir unos parámetros en las funciones de las ondas asociadas a los electrones llamados números cuánticos. Por ello, todas las características de los orbitales (energía, tamaño, forma y orientación espacial) están cuanti-zados. En el modelo mecanocuántico existen cuatro números cuánticos que determinan di-chas características y el estado de los electrones en los orbitales:
n (número cuántico principal): indica el tamaño del orbital y el nivel energético en el que se encuentra. Toma valores enteros positivos: n = 1, 2, 3...
l (número cuántico secundario): indica la forma del orbital y su subnivel energético. Toma valores enteros comprendidos entre 0 y n-1: l = 0, 1, 2, ..., n-1. Según el valor de l, los
orbitales pueden ser de distintos tipos que se nombran con las letras s, p, d y f; normal-mente se escribe el valor de n delante de la letra correspondiente.
l = 0 orbitales s (forma esférica)
l = 1 orbitales p (forma bilobulada)
l = 2 orbitales d
l = 3 orbitales f
La energía correspondiente a un orbital depende de los valores de n y l, de forma que la energía es mayor cuanto mayor sea la suma de n + l; a igualdad de esta suma tiene
menor energía el que menor valor de n tiene. Así, el orden energético vendría dado por la siguiente tabla siguiendo el sentido de las flechas.
ml o m (número cuántico magnético): indica la orientación del orbital. Toma valores en-teros comprendidos entre - l y l: ml = l ...,0..., l. Por ejemplo, para los orbitales p (l =1), hay tres valores de ml (-1, 0 y 1) que definen tres posibles orientaciones.
Por tanto, cada subnivel s comprende 1 orbital (ml = 0), el p, 3 orbitales (ml = -1,0,1), el d, 5 orbitales (ml =-2,-1,0,1,2) y el f, 7 orbitales (ml = -3,-2,-1,0,1,2,3)
ms (spin del electrón): indica el sentido del campo magnético que genera el electrón. Puede tomar los valores 1/2 y -1/2.
1s
2s 2p
3s 3p 3d
4s 4p 4d 4f
5s 5p 5d 5f ...
6s 6p 6d 6f ...
7s 7p 7d 7f ...
orbital pz orbital py orbital px
Diagrama de Möeller
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4. Partículas subatómicas y origen del universo
Los modelos atómicos estudiados solo se ocupan de describir la corteza atómica, pero no hacen referencia a la estructura del núcleo. El estudio de las radiaciones procedentes de algunos núcleos atómicos (radiactividad) fue iniciado a finales del siglo XIX por Marie y Pierre Curie y Henry Becquerel y condujo al descubrimiento del protón (Rutherford, 1918) y del
neutrón (Chadwick, 1932). De este modo la estructura de cualquier átomo ( XZ
A ) puede des-cribirse a partir de tres partículas: protones, neutrones y electrones.
Partículas Masa Carga Número
Núcleo protones (p+) 1,66·10-27 kg ≈ 1 u 1,6·10-19 C = e Z (= nº atómico)
neutrones (n) 1,66·10-27 kg ≈ 1 u 0 A (= nº másico) − Z
Corteza electrones (e-) 9,1·10-31 kg ≈ 0,00055 u -1,6·10-19 C = - e Z (en átomos neutros)
El protón y el neutrón no se consideran actualmente partículas elementales, ya que se pueden dividir en otras partículas más sencillas, como se ha demostrado en los aceleradores de partículas. El modelo estándar de la física de partículas, desarrollado entre 1970 y 1973, describe las partículas elementales (indivisibles) que componen toda la materia. Se-gún esta teoría, la materia está constituida por dos tipos de partículas elementales: los lep-tones y los quarks.
- Leptones: partículas que interaccionan por medio de la interacción nuclear débil. Existen seis tipos de leptones: electrón, muón, tauón y sus correspondientes neutrinos (sin carga ni masa).
- Quarks: partículas que interaccionan por medio de la interacción nuclear fuerte. Existen seis tipos de quarks: up (u, con carga +2e/3), down (d, con carga -e/3), strange (s), charm (c), bottom (b) y top (t), que se combinan entre sí en grupos de dos o tres para formar hadrones. Los dos primeros quarks son los únicos presentes en la materia ordinaria y forman los protones (2 u + 1 d) y los neutrones (1 u + 2 d). El resto solo se han detectado a partir de colisiones en los aceleradores de partículas.
Por otro lado, existen una serie de partículas mediadoras relacionadas con las interaccio-
nes entre partículas. Las principales son los fotones (mediadores de la fuerza electromag-
nética que permite la unión entre electrones y núcleo) y los gluones (mediadores de la in-
teracción nuclear fuerte que permite la unión entre quarks y entre agrupaciones de quarks).
El modelo estándar también afirma que toda partícula tiene una antipartícula y que, al
chocar entre sí, ambas se aniquilan mutuamente. El conjunto de todas las antipartículas se
denomina antimateria. Además existe una partícula, detectada en 2012, que se denomina
bosón de Higgs y hace que las partículas elementales que interactúan con él adquieran
masa.
Según la teoría del Big Bang, hace 13700 millones de años el universo estaba concentrado en un punto de densidad infinita o singularidad espacio-temporal, en el que se concentra-ban la energía, el espacio y el tiempo. Tras la explosión, el universo se fue expandiendo y enfriando paulatinamente y, en una fracción infinitesimal de segundo, se fueron formando las primeras partículas elementales de materia y antimateria, A continuación, durante los tres primeros minutos, se sucedieron varios acontecimientos:
- Las partículas elementales adquieren masa gracias a los bosones de Higgs.
- La materia predomina ligeramente sobre la antimateria, que es aniquilada.
- Se forman protones y neutrones al agruparse los quarks.
- Comienzan a formarse núcleos atómicos de H y He.
Unos 380.000 años después del Big Bang, el enfriamiento del universo hizo que los fotones perdieran suficiente energía para desligarse de la materia, lo que permitió que los electrones
10
se unieran a los núcleos formando los primeros átomos neutros de H y He. A partir de estos elementos, por reacciones de fusión nuclear, fueron formándose el resto de los elementos:
- Se forman las primeras estrellas, donde se sintetizan C, O, N, Fe... El hierro es el ele-mento más pesado que puede formarse en el núcleo de una estrella.
- Las explosiones estelares (supernovas) dan lugar a los elementos más pesados.
5. Configuraciones electrónicas
La configuración electrónica es la disposición que adoptan los electrones en los distintos niveles, subniveles y orbitales de un átomo. Para un átomo en su estado fundamental los electrones se sitúan en los orbitales de menor a mayor energía, según el orden indicado en el diagrama de Möeller. Cuando un átomo se encuentra en un estado excitado, uno o más electrones pasan a orbitales de mayor energía. Además, para conocer la configuración elec-trónica de un átomo hay que tener en cuenta el principio de exclusión de Pauli y la regla de Hund.
- Principio de Pauli: "En un átomo no puede haber dos electrones con los cuatro números cuánticos iguales". Esto implica que en cada orbital (mismos n, l y ml) solo puede haber
dos electrones: uno con spin 1/2 y otro con spin -1/2. Además, teniendo en cuenta el número de orbitales en cada subnivel, se deduce que en cada subnivel s habrá un má-ximo de 2 electrones, en cada subnivel p, un máximo de 6, en el d, un máximo de 10 y en el f, un máximo de 14.
- Regla de Hund (principio de máxima multiplicidad): "En orbitales con igual energía, los electrones se sitúan lo más desapareados que sea posible". Es decir, si tenemos tres electrones en un subnivel p, cada uno de ellos se situará en uno de los orbitales que comprende dicho subnivel.
Las configuraciones electrónicas se pueden escribir por subniveles (se indica el número de electrones en cada subnivel en forma de superíndice) o por orbitales (se representan los orbitales mediante cajas agrupadas por subniveles y se van llenando con los electrones co-
rrespondientes mediante flechas, o , en función del spin 1/2 o -1/2).
El orden de llenado de los orbitales atómicos se altera para algunos elementos de transición, debido a la especial estabilidad que se adquiere con el subnivel d lleno o semilleno.
- La configuración electrónica ns1 (n-1) d10 es más estable que ns2 (n-1) d9.
- La configuración electrónica ns1 (n-1) d5 es más estable que ns2 (n-1) d4.
Ejemplo: Representar la configuración electrónica por subniveles y orbitales e indicar cuán-tos electrones desapareados poseen los siguientes elementos: a) P (Z = 15); b) Cr (Z = 24).
6. La tabla periódica
La tabla periódica actual, desarrollada a partir de la primera tabla diseñada por el químico ruso Mendeleiev en 1869, agrupa todos los elementos químicos en función de sus confi-guraciones electrónicas y en orden creciente de números atómicos. Está organizada en co-lumnas o grupos, numerados del 1 al 18, y filas o periodos, numerados del 1 al 7. Además se pueden distinguir cuatro bloques, s, p, d y f, en función del tipo de subnivel en el que se alojan sus electrones más externos.
a) P: 1s2 2s
2 2p
6 3s
2 3p
3
3 e- desapareados
b) Cr: 1s2 2s
2 2p
6 3s
2 3p
6 4s
1 3d
5
6 e- desapareados
11
Los elementos de un mismo grupo se caracterizan por tener en su capa de valencia (nivel más externo) el mismo número de electrones alojados en orbitales del mismo tipo. El número de grupo depende de dicho número de electrones:
Bloque s (sx): Nº grupo = x (grupos 1 y 2) Bloque d (dx): Nº grupo = x + 2 (grupos 3-12) Bloque p (px): Nº grupo = x + 12 (grupos 13-18)
Los grupos de los bloques s y p (elementos representativos) reciben además los siguientes nombres:
Grupo 1 (Hidrógeno y alcalinos, 1 e- en su nivel más externo): H, Li, Na, K, Rb, Cs, Fr. Grupo 2 (Alcalino-térreos, 2 e- en su nivel más externo): Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra. Grupo 13 (Térreos, 3 e- en su nivel más externo): B, Al, Ga, In, Tl. Grupo 14 (Carbonoideos, 4 e- en su nivel más externo): C, Si, Ge, Sn, Pb. Grupo 15 (Nitrogenoideos, 5 e- en su nivel más externo): N, P, As, Sb, Bi. Grupo 16 (Anfígenos, 6 e- en su nivel más externo): O, S, Se, Te, Po. Grupo 17 (Halógenos, 7 e- en su nivel más externo): F, Cl, Br, I, At. Grupo 18 (Gases nobles, 8 e- en su nivel más externo): He (2 e-), Ne, Ar, Kr, Xe, Rn.
Los gases nobles son muy estables por tener su nivel más externo completo; los iones más estables de los elementos representativos tienen siempre configuración de gas noble.
Los elementos del bloque d reciben el nombre genérico de elementos de transición y los del bloque f, elementos de transición interna (lantánidos, 4f, y actínidos, 5f).
Los elementos de un mismo periodo tienen el mismo número de capas o niveles ocupados. El número del periodo coincide con dicho número.
Ejemplo: Indicar la posición en la tabla periódica de los elementos: a) Z = 25; b) Z = 34; c) Z = 37.
a) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d5 grupo 7, periodo 4
b) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p4 grupo 16, periodo 4 (Se)
c) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s1 grupo 1, periodo 5 (Rb)
Ejemplo: Deducir el número atómico y los iones más estables de: a) Na; b) Br.
a) Grupo 1, periodo 3: 1s2 2s2 2p6 3s1 Z = 11; tiende a perder 1 e-: ion Na+
b) Grupo 17, periodo 4: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p5 Z = 35; tiende a ganar 1 e-: ion Br− Propiedades periódicas
La posición de un elemento en la tabla periódica está directamente relacionada con sus propiedades, ya que ambas vienen determinadas por la configuración electrónica.
a) Radio atómico e iónico
En los átomos neutros depende de la posición en la tabla periódica:
- Aumenta al bajar en los grupos, al aumentar el número de niveles energéticos ocupados.
Grupos: 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18 1 2 3 4 567
Periodos s p
d
f
12
- Disminuye al ir de izquierda a derecha en los periodos, ya que al aumentar el número atómico manteniéndose constante el número de niveles ocupados, la nube electrónica se contrae.
Los cationes son siempre más pequeños que el átomo neutro correspondiente, ya que han perdido electrones, manteniéndose constante el número atómico, por lo que la nube electró-nica se contrae; por otro lado, la mayoría de los cationes estables tienen un nivel ocupado menos que el átomo neutro correspondiente.
Los aniones son siempre más grandes que el átomo neutro correspondiente, ya que han ganado electrones, manteniéndose constante el número atómico, por lo que la nube electró-nica se expande.
Los iones isoelectrónicos (con igual número de electrones) tienen menor radio cuanto mayor es el número atómico, ya que la nube electrónica se contrae.
Ejemplo: Ordenar de menor a mayor radio: a) Mg, Ca, S; b) K+, Ca2+, S2- a) Mg: grupo 2, periodo 3; Ca: grupo 2, periodo 4; S: grupo 16, periodo 3
Por tanto: rS rMg rCa b) Ca2+(Z=20), K+(Z=19) y S2-(Z=16) son iones isoelectrónicos (18 e-).
Por tanto rCa
2+ rK+ r
S2-
b) Energía de ionización
La energía (o potencial) de ionización (I) es la energía que hay que proporcionarle a un átomo de un elemento en estado gaseoso para arrancarle su electrón más externo. Se suele medir en eV (si se refiere a un átomo) o en kJ/mol (si se refiere a un mol).
X (g) X+ (g) + 1e- ΔH = I
La energía de ionización, en general, aumenta al disminuir el radio atómico ya que cuanto más cerca están los electrones del núcleo, más energía se necesita para arrancarlos. Por ello, la energía de ionización suele aumentar al subir en los grupos y al ir de izquierda a derecha en los periodos. Existen excepciones debido a que los elementos con configuracio-nes más estables (subniveles llenos o semillenos) tienen energías de ionización más altas de lo esperado.
La segunda energía de ionización (I2) es la energía que hay que proporcionarle a un ion positivo para arrancarle su segundo electrón. Del mismo modo se pueden definir las ener-
gías de ionización I3, I4… Estas energías son cada vez más altas (I1 I2 I3 …), ya que el electrón sale de un ion con más carga positiva.
X+ (g) X2+ (g) + 1e- ΔH = I2
X2+ (g) X3+ (g) + 1e- ΔH = I3
Una energía de ionización especialmente alta indica que el átomo o ion correspondiente pierde una configuración muy estable (generalmente, configuración de gas noble). Por ejem-plo, para el berilio (1s2 2s2): I1 = 899 kJ/mol, I2 = 1757 kJ/mol, I3 =14 848 kJ/mol (Be2+: 1s2).
Aumento del
radio atómico
Aumento de
la energía de
ionización
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c) Afinidad electrónica
La afinidad electrónica (A) es la energía que se desprende cuando un átomo de un elemento en estado gaseoso gana un electrón.
X (g) + 1e- X- (g) ΔH = -A
La afinidad electrónica, en general, aumenta al disminuir el radio atómico (al subir en los grupos y al ir de izquierda a derecha en los periodos) ya que cuanto más cerca del núcleo se sitúan los electrones adquiridos, están más atraídos y se desprende más energía en el proceso. Por ello, la afinidad electrónica suele aumentar al subir en los grupos y al ir de izquierda a derecha en los periodos, aunque existen numerosas excepciones debido a que los elementos con configuraciones más estables tienen afinidades electrónicas más bajas de lo esperado, llegando a ser negativas en los gases nobles (proceso endotérmico).
d) Electronegatividad
La electronegatividad es la tendencia que presenta un átomo a atraer hacia sí el par de electrones compartido en el enlace con otro átomo. Los valores más elevados de la electro-negatividad corresponden a los elementos con mayor energía de ionización (menor tenden-cia a perder electrones) y mayor afinidad electrónica (más tendencia a ganar electrones). Por ello, la electronegatividad suele aumentar al subir en los grupos y al ir de izquierda a derecha en los periodos.
Los elementos menos electronegativos reciben el nombre de metales y presentan mucha tendencia a perder electrones y poca tendencia a ganarlos; ocupan la parte izquierda de la tabla periódica (a excepción del H). Los elementos más electronegativos reciben el nombre de no metales y presentan poca tendencia a perder electrones y mucha tendencia a ganar-los; ocupan la parte superior derecha de la tabla periódica (además del H); los gases nobles no son metales ni no metales, ya que no presentan tendencia a ganar ni a perder electrones.
Algunos elementos próximos a la línea de separación entre metales y no metales (Si, Ge, As, Se…) comparten propiedades con ambos grupos y se suelen denominar semimetales.
El carácter metálico también se identifica con el poder reductor (tendencia a ceder electro-nes) y el carácter no metálico con el poder oxidante (tendencia a captar electrones).
La reactividad (facilidad para reaccionar) de un metal está relacionada con su poder reduc-tor, y la de un no metal con su poder oxidante; los gases nobles tienen una reactividad prác-ticamente nula.
Escala de Pauling:
- Electronegatividad del F: 4,0
- Electronegatividad del Fr: 0,7
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EJERCICIOS 1. El espectro visible corresponde a radiaciones de longitud de onda comprendida entre 450
y 700 nm. a) Calcular la energía correspondiente a la radiación visible de mayor frecuencia.
b) Razonar si es o no posible conseguir la ionización del átomo de litio con dicha radia-
ción.
Datos: e; c; h; Eionización Li = 5,40 eV.
Solución: a) 4,42·10-19 J
2. Cuando una muestra de átomos del elemento con Z = 19 se irradia con luz ultravioleta, se produce la emisión de electrones, formándose iones con carga +1. a) Escribir la configuración electrónica del átomo, indicando su grupo y periodo.
b) Calcular la velocidad de los electrones emitidos si se utiliza radiación con λ = 200 nm,
sabiendo que el valor del primer potencial de ionización es 418,8 kJ·mol−1.
Datos: me; h; c; NA
Solución: b) 8,1·105 m·s−1
3. Dado el espectro de emisión del átomo de hidrógeno, calcular (en nm): a) La mayor longitud de onda posible de la zona visible. b) La menor longitud de onda posible de todo el espectro. Dato: RH = 1,097·107 m-1
Solución: a) 656,3 nm; b) 91,15 nm
4. Indicar si las siguientes afirmaciones son verdaderas o falsas, justificando la respuesta. a) Un fotón con frecuencia 2000 s-1 tiene mayor longitud de onda que otro con frecuen-
cia 1000 s-1. b) De acuerdo al modelo de Bohr, la energía de un electrón de un átomo de hidrógeno
en el nivel n = 1 es cuatro veces la energía del nivel n = 2. c) Cuando un átomo emite radiación, sus electrones pasan a un nivel de energía infe-
rior.
5. Determinar para el átomo de hidrógeno, según el modelo de Bohr, qué transición elec-trónica requiere una mayor absorción de energía, la de n = 2 a n = 3, la de n = 5 a n = 6 o la de n = 9 a n = 2.
6. Un electrón de un átomo de hidrógeno salta desde el estado excitado de un nivel de
energía de número cuántico principal n = 3 a otro n = 1. Calcular: a) Energía de la radiación emitida expresada en kJ·mol-1. b) Frecuencia de dicha radiación. Datos: E1; NA; h Solución: a) 1167 kJ·mol-1; b) 2,97·1015 Hz
7. Sabiendo que la energía que posee el electrón de un átomo de hidrógeno en su estado
fundamental es -13,6 eV, calcular: a) La longitud de onda en nm y la frecuencia de la radiación emitida cuando el electrón
pasa del nivel n = 4 al n = 2. b) La frecuencia de la radiación necesaria para ionizar el hidrógeno. Datos: h; e; c Solución: a) 6,18·1014 Hz; 486 nm; b) 3,29·1015 Hz
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8. En el espectro del átomo de hidrógeno hay una línea situada a 434 nm. a) Calcular ΔE para la transición asociada a esa línea expresándola en kJ·mol-1. b) Si el nivel inferior correspondiente a esa transición es n = 2, determinar cuál será el
nivel superior. Datos: RH = 2,18·10−18 J; NA; c; h Solución: a) 276 kJ/mol; b) 5
9. a) ¿Por qué los átomos presentan espectros de líneas y no continuos? b) En el espectro de emisión del átomo de hidrógeno hay una línea situada en la zona
visible cuya energía asociada es 291,87 kJ·mol−1. Calcular a qué transición corres-ponde.
Datos: h; NA; c; RH = 2,18·10−18 J; RH = 1,097·107 m−1
Solución: b) 6 10. Para el conjunto de números cuánticos que aparecen en los siguientes apartados, expli-
car si pueden corresponder a un orbital atómico y, en los casos afirmativos, indicar de qué orbital se trata. a) n = 5, l = 2, ml = 2 b) n = 1, l = 0, ml = –1/2
c) n = 2, l = –1, ml = 1 d) n = 3, l = 1, ml = 0
11. Los números cuánticos de cuatro electrones de cierto átomo son:
a) n = 4 l = 0 ml = 0 ms = ½ c) n = 3 l = 1 ml = 1 ms = ½ b) n = 3 l = 2 ml = -2 ms =-½ d) n = 4 l = 1 ml = 1 ms =- ½
Identificar los correspondientes subniveles de cada electrón y ordenarlos según su ener-gía creciente.
12. Dado el subnivel 3p: a) Escribir los valores de los números cuánticos que definen a los orbitales de dicho
subnivel. b) Razonar las analogías y diferencias que presentan los citados orbitales en su ener-
gía, tamaño, forma y orientación espacial.
13. Los números cuánticos que definen ciertos orbitales son los siguientes: 1) n = 5, l = 1, ml = -1 3) n = 4, l = 3, ml = -2 2) n = 6, l = 0, ml = 0 4) n = 5, l = 1, ml = 0
a) Identificar los correspondientes orbitales. b) Ordenarlos razonadamente de menor a mayor energía. c) ¿Cuáles definen orbitales del mismo tamaño y forma? ¿En qué se diferencian dichos
orbitales? d) Escribir los números cuánticos correspondientes a un orbital con la misma forma que
3) pero con mayor energía.
14. Razonar si las siguientes configuraciones representan la fundamental, una excitada o una imposible para el átomo o ion propuesto: a) Li (Z=3): 1s2 2p1 b) C+(Z=6) : 1s2 2s1 2p1 2d1 c) He (Z= 2): 2s13d 1
d) O+(Z=8): 1s2 2s2 2p3 e) H (Z=1): 1s2 f) B (Z=5): 1s2 2s3
15. Indicar si las siguientes afirmaciones son verdaderas o falsas, justificando en cada caso la respuesta: a) La configuración electrónica 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d1 corresponde al estado funda-
mental de un átomo. b) La configuración electrónica 1s2 2s2 2p7 3s1 es imposible. c) Las configuraciones electrónicas 1s2 2s2 2p6 3s13p1 y 1s2 2s2 2p5 2d13s2 correspon-
den a dos estados posibles del mismo átomo.
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16. El uranio es un elemento con Z = 92. En la naturaleza se encuentra mayoritariamente como 238U, con una pequeña cantidad de 235U, que es el que se emplea en reactores nucleares. a) Explicar la diferencia entre las configuraciones electrónicas del 238U y el 235U. b) Calcular el número de neutrones en un núcleo de 235U. c) Escribir la configuración electrónica del 235U. d) Escribir los números cuánticos posibles para los electrones más externos del 235U
17. La configuración electrónica del último nivel energético de un elemento es 4s24p3. a) Escribir los valores posibles de los números cuánticos para su último electrón. b) Deducir cuántos protones tiene un átomo de dicho elemento.
18. Un átomo de N (Z = 7) se encuentra en su estado fundamental. a) Representar su configuración electrónica por orbitales. b) Deducir cuántos electrones tienen n = 2 y en qué orbitales se encuentran. c) Deducir cuántos electrones tienen l = 0 y en qué orbitales se encuentran. d) Deducir cuántos electrones tienen ml = 0 y en qué orbitales se encuentran.
19. Dado el átomo Z = 25 en su estado fundamental, deducir si es posible que alguno de sus electrones esté definido por los siguientes conjuntos de números cuánticos: a) (3, 2, -1, 1/2) c) (4, 1, 0, -1/2) b) (4, 0, 0, -1/2) d) (3, 1, -2, 1/2)
20. Dados los elementos de números atómicos 19, 23 y 48:
a) Escribir la configuración electrónica en el estado fundamental de estos elementos. b) Indicar el número de electrones desapareados de cada elemento y los orbitales en
los que se encuentran.
c) Explicar si el elemento de número atómico 30 pertenece al mismo periodo y/o al mismo grupo que los elementos anteriores.
21. Dadas las siguientes configuraciones electrónicas de los niveles de energía más exter-nos, identificar el grupo de la tabla periódica a la que pertenecen. Indicar el símbolo, el número atómico y el periodo del primer elemento de dicho grupo. a) ns2np4 b) ns2
c) ns2np1 d) ns2np5
22. Dados los siguientes elementos: F, P, Cl y Na, a) Indicar su posición (periodo y grupo) en la tabla periódica. b) Determinar sus números atómicos y escribir sus configuraciones electrónicas.
23. Los iones X2− e Y+ tienen 8 electrones externos.
a) Indicar el grupo al que pertenecen los elementos X e Y. b) Indicar el número de electrones desapareados de los elementos X e Y.
24. Considerar las cuatro configuraciones electrónicas siguientes: (A) 1s2 2s2 2p7, (B) 1s2
2s3, (C) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d5, y (D) 1s2 2s2 2p6 3s2. a) Razonar cuál(es) no cumple(n) el principio de exclusión de Pauli. b) Indicar el grupo y el periodo de los elementos a los que pertenecen las configuracio-
nes que sí lo cumplen. c) Escribir las posibles combinaciones de números cuánticos para un electrón situado
en un orbital 3d. d) Justificar cuál será el ion más estable del elemento D.
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25. Para los elementos A, B, C y D, de números atómicos 3, 10, 20 y 35, respectivamente: a) Escribir la configuración electrónica de cada uno de ellos. b) Indicar su situación en la tabla periódica (periodo y grupo). c) Justificar si los siguientes números cuánticos pueden corresponder a los electrones
más externos de alguno de ellos, indicando a cuál: (2,1,0,+1/2); (3,0,1,+1/2); (3,2,1,+1/2); (4,1,1,+1/2).
d) Justificar cuál de estos elementos tiene la menor reactividad química.
26. En la siguiente tabla se indica el número de partículas subatómicas de diferentes ele-mentos. a) Identificar los elementos correspondientes. b) Escribir sus símbolos indicando sus números atómicos y másicos y sus cargas.
Elementos I II III IV V
Nº de electrones 5 5 10 10 13
Nº de protones 5 5 7 12 13
Nº de neutrones 5 6 7 13 14
27. Dados los elementos A (Z = 8), B (Z = 10) y C (Z = 11):
a) Indicar, a partir de sus configuraciones, grupo, período y nombre de cada uno. b) Ordenarlos razonadamente de menor a mayor radio atómico. c) Deducir los iones más estables que pueden formar A y C ¿cuál tendrá menor radio? d) Los elementos A y C ¿son mayores o menores que sus respectivos iones?
28. Considerar los elementos X (Z = 12), Y (Z = 13) y Z (Z = 16). a) Escribir sus configuraciones electrónicas e identificar los tres elementos.
b) Deducir cuál es el ion más estable para cada uno de estos elementos y escribir sus
configuraciones electrónicas.
c) Razonar cuál de los iones del apartado b) presenta el menor radio.
29. Para los siguientes iones: Na+, O2−, Mg2+ y Cl−. a) Escribir la configuración electrónica de cada uno y decir cuáles de ellos son isoelec-
trónicos.
b) Asignar los siguientes valores de radio iónico a cada uno de ellos: 0,65 Å; 0,95 Å;
1,45 Å y 1,81 Å.
30. Considerar un elemento X del grupo de los alcalinotérreos y un elemento Y del grupo de los halógenos. Contestar razonadamente a las siguientes preguntas: a) Si X e Y se encuentran en el mismo período, ¿cuál tiene mayor radio atómico? b) Si X se encuentra en el siguiente período a Y, ¿qué iones de ambos elementos tienen
la misma configuración electrónica? c) ¿Cuál de los dos iones del apartado b) tiene mayor radio atómico?
31. Considerar los siguientes elementos: A es el alcalinotérreo del quinto periodo, B es el
halógeno del cuarto periodo, C es el elemento de número atómico 33, D es el kriptón y E es el elemento cuya configuración electrónica de la capa de valencia es 5s1. a) Indicar el grupo al que pertenece cada uno de los átomos. b) Justificar cuántos electrones con ml= −1 posee el elemento E.
c) Razonar cuáles son los iones más estables que forman los elementos B y E. d) Indicar razonadamente si el radio del ion A2+ es mayor que el del ion B−.
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32. Indicar razonadamente si las siguientes afirmaciones son verdaderas o falsas: a) La energía de ionización es la energía que desprende un átomo, en estado gaseoso,
cuando se convierte en ion positivo. b) La energía de ionización del boro es superior a la del litio. c) La energía de ionización del boro es superior a la del aluminio.
33. Considerar los elementos A (Z = 12) y B (Z = 17). a) Escribir sus configuraciones electrónicas e identificarlos con nombre y símbolo.
b) Indicar el símbolo y la configuración electrónica del ion más estable que forma cada
uno de ellos. Justificar la respuesta.
c) Determinar la fórmula del compuesto formado por combinación de A y B y justificar
el tipo de enlace.
d) Justificar qué valor de la primera energía de ionización, 7,64 eV o 12,97 eV, corres-
ponde a cada elemento.
34. Considerar los elementos aluminio y magnesio. a) Escribir la configuración electrónica de cada elemento.
b) Justificar qué elemento presenta mayor radio atómico.
c) Explicar si la segunda energía de ionización del aluminio es mayor, igual o menor
que la primera.
d) Sabiendo que la primera energía de ionización del magnesio es 738,1 kJ·mol–1, ra-
zonar si es posible ionizar un mol de átomos de magnesio gaseosos con una energía
de 500 kJ.
35. A las siguientes especies: X–, Y y Z+, les corresponden los números atómicos 17, 18 y 19, respectivamente. a) Escribir la configuración electrónica de cada una de ellas e identificarlas. b) Ordenar razonadamente, de menor a mayor, las diferentes especies según su ta-
maño y su energía de ionización.
36. Considerar los elementos de números atómicos 9 y 11: a) Identificarlos con nombre y símbolo, y escribir sus configuraciones electrónicas. b) Justificar cuál tiene mayor el primer potencial de ionización. c) Justificar cuál tiene mayor el segundo potencial de ionización.
37. La primera y segunda energía de ionización para el átomo A, cuya configuración electró-nica es 1s2 2s1, son 520 y 7300 kJ·mol–1, respectivamente: a) Indicar qué elemento es A, y el grupo y periodo a los que pertenece. b) Definir el término energía de ionización. Justificar la gran diferencia existente entre
los valores de la primera y la segunda energía de ionización del átomo A. c) Ordenar las especies A, A+ y A2+ de menor a mayor tamaño. Justificar la respuesta. d) Indicar el nombre y el símbolo del átomo isoelectrónico del ion A+.
38. Considerar los elementos siguientes: A (Z = 22), B (Z = 25), C (Z = 28) y D (Z = 30). a) Escribir sus configuraciones electrónicas. b) Indicar el grupo y el periodo a los que pertenece cada uno de los elementos. c) Justificar si alguno de ellos presenta electrones desapareados. d) Explicar cuál de ellos tiene un proceso de ionización más endotérmico.
39. Para el segundo elemento alcalinotérreo y para el tercer elemento del grupo de los haló-genos: a) Escribir su configuración electrónica. b) Escribir los cuatro números cuánticos de su último electrón. c) ¿Cuál de los dos elementos tendrá mayor afinidad electrónica, en valor absoluto?
Justificar la respuesta. d) ¿Cuál de los dos elementos es más oxidante? Justificar la respuesta.
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40. En la tabla adjunta se recogen las dos primeras energías de ionización (E.I., en kJ/mol) y las electronegatividades (EN) de tres elementos pertenecientes al tercer periodo: cloro, magnesio y sodio. a) Definir los conceptos de energía de ionización y
de electronegatividad. b) Escribir las configuraciones electrónicas de los
tres elementos mencionados en el enunciado. c) Utilizando las energías de ionización, justificar
cuáles son cada uno de los elementos X, Y y Z. d) Justificar los valores de las electronegatividades
de la tabla.
41. Un átomo de un elemento A tiene 11 electrones, 11 protones y 12 neutrones, y un átomo de un elemento A’ tiene 17 electrones, 17 protones y 18 neutrones. a) Escribir el símbolo de cada elemento indicando sus números atómico y másico. b) Escribir las configuraciones electrónicas de sus iones más estables. c) Proponer una configuración para un estado excitado de dichos elementos. d) Indicar cuál tiene mayor radio atómico y cuál es más electronegativo.
42. Los números atómicos de los elementos A, B y C son Z, Z+1 y Z+2, respectivamente. Si
B es el gas noble que se encuentra en el tercer periodo, contestar razonadamente a las siguientes cuestiones: a) Identificar dichos elementos con el nombre y el símbolo.
b) Escribir sus configuraciones electrónicas e indicar en qué grupo y periodo se encuen-
tran A y C.
c) ¿Cuál tiene mayor el primer potencial de ionización
d) ¿Cuál es el elemento más electronegativo de los tres?
43. Sean dos átomos X e Y. Los números cuánticos posibles para el último electrón de cada uno de ellos en su estado fundamental son: X = (4, 0, 0, ±1/2), Y = (3, 1, 0 o ±1, ±1/2). Justificar: a) El periodo y los grupos posibles a los que pertenece cada uno de ellos. b) Cuál de ellos es más electronegativo. c) Cuál tiene menor radio atómico. d) Si X conduce la electricidad en estado sólido.
44. Para los siguientes elementos químicos: sodio, flúor, neón y cesio, razonar cuál de ellos presenta la siguiente propiedad: a) Mayor energía de ionización. b) Mayor afinidad electrónica. c) Mayor poder oxidante. d) Mayor poder reductor.
45. Para cada uno de los elementos con la siguiente configuración electrónica en los niveles de energía más externos: A = 2s2 2p4; B = 2s2; C = 3s2 3p2; D = 3s2 3p5. a) Identificar el símbolo del elemento, el grupo y el periodo en la Tabla Periódica. b) Indicar los estados de oxidación posibles para cada uno de esos elementos. c) Justificar cuál tendrá mayor radio atómico, A o B. d) Justificar cuál tendrá mayor electronegatividad, C o D.
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TEMA 2: ENLACE QUÍMICO
Se llama enlace a toda interacción que mantiene a los átomos unidos entre sí y mediante la cual estos adquieren mayor estabilidad (energía mínima).
Los elementos representativos (bloques s y p) suelen alcanzar la máxima estabilidad cuando adquieren configuración de gas noble, es decir ocho electrones en la última capa (dos elec-trones si se trata de la primera capa); esta tendencia recibe el nombre de regla del octeto. Para ello pueden producirse transferencias de electrones entre elementos de electronegati-vidades muy distintas (enlace iónico) o compartición de electrones entre elementos de elec-tronegatividades similares o iguales (enlace covalente y enlace metálico).
1. Enlace iónico
Es la unión que se produce entre elementos de electronegatividades muy distintas (un metal y un no metal) por transferencia de electrones del menos electronegativo (metal) al más electronegativo (no metal) y atracción eléctrica entre los iones de signo opuesto así forma-dos.
El proceso de formación de un compuesto iónico se puede desglosar en las siguientes eta-pas:
- Aislamiento de los átomos del metal y el no metal: la mayoría de los metales se encuen-tran en estado sólido, y hay que suministrarles una energía de sublimación (S) para pa-sarlos a estado gaseoso y aislar sus átomos. La mayoría de los no metales forman mo-léculas diatómicas, por lo que para separar sus átomos hay que proporcionarles una energía de disociación (D).
Ej: Para la formación del cloruro de sodio hay que aislar los átomos de sodio y cloro.
Na (s) Na (g) H = S
Cl2 (g) 2Cl (g) H = D
- Formación de los iones: los átomos del metal tienen que perder uno o más electrones para adquirir una configuración más estable; la energía absorbida en este proceso es la energía de ionización (I). Los átomos del no metal, para completar su capa de valencia, captan uno o más electrones desprendiendo una energía igual a su afinidad electrónica (A).
Ej: Na (g) Na+ (g) + 1e- H = I
Cl (g) + 1e- Cl (g) H = -A
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- Formación de la red cristalina: los iones de signo opuesto se atraen entre sí mediante fuerzas electrostáticas formando una red cristalina (cúbica, tetraédrica, cúbica centrada en las caras...). En este proceso se desprende una energía que se denomina energía reticular (U).
Ej: Na+ (g) + Cl (g) NaCl (s) H = -U
Un compuesto iónico es más estable cuanto mayor es su energía reticular. Esta energía está relacionada con la energía potencial eléctrica y puede determinarse con la fórmula de Born-Landé:
Por tanto, para un mismo tipo de red, la energía reticular es directamente proporcional al producto de las cargas de los iones (Z+ · Z-) e inversamente proporcional a la distancia que
los separa (r + + r ).
Ejemplo: Ordenar los siguientes compuestos de menor a mayor energía reticular: LiF, NaF, MgF2.
LiF Li+ + F Z+ · Z- = 1·1 = 1
NaF Na+ + F Z+ · Z- = 1·1 = 1
MgF2 Mg2+ + 2 F Z+ · Z- = 2·1 = 2 Mayor energía reticular
Por otro lado: Lir Na
r ro LiF ro NaF UNaF ULiF
Por tanto: UNaF ULiF 2MgFU
El ciclo de Born-Haber resume todas las etapas de formación de un compuesto iónico, incluyendo el paso directo de los elementos al compuesto, en el que la energía implicada recibe el nombre de entalpía de formación. Aplicando la ley de Hess, puede determinarse la entalpía de formación de un compuesto iónico si se conocen el resto de las energías impli-cadas en el proceso.
Na (s) Na (g) H = S
(Cl2(g) 2 Cl (g) H = D) · ½
Na (g) Na+ (g) + 1e- H = I
Cl (g) + 1e- Cl (g) H = -A
Na+ (g) + Cl (g) NaCl (s) H = -U
Na (s) + 1/2 Cl2 (g) NaCl (s) H = S + D/2 + I - A -U
K = constante de Coulomb NA = número de Avogadro M = constante de Madelung (depende del tipo de red)
Z+, Z = cargas positivas o negativas de los iones e = carga del electrón ro = distancia de enlace = r
catión + r
anión) n = factor de compresibilidad (depende del tipo de red)
U = K·NA·M·Z
+·Z
-·e2
ro
(1-1
n)
22
También puede representarse el proceso en forma de ciclo:
Na (s) + ½ Cl2 (g) NaCl (s)
Na (g) Cl (g)
Na+ (g) + Cl (g)
Propiedades de los compuestos iónicos
- Estado físico y puntos de fusión: son sólidos con puntos de fusión altos, ya que hay que aportar gran cantidad de energía para separar los iones de la red. Cuanto mayor es la energía reticular, más elevado es el punto de fusión.
- Dureza: tienen durezas elevadas, ya que para ser rayados hay que separar los iones contiguos de signo opuesto que forman la red. Cuanto mayor es la energía reticular, más elevada es la dureza.
- Solubilidad: son solubles en agua y otros disolventes polares (con moléculas cargadas), ya que las moléculas de dichos disolventes pueden vencer las fuerzas de atracción entre los iones al rodearlos y orientarse de forma que interaccionen con las cargas de signo opuesto; en el caso de que el disolvente sea agua, los átomos de O, con carga negativa, se aproximan a los cationes, y los átomos de H, con carga positiva, se aproximan a los aniones. La solubilidad disminuye al aumentar la energía reticular, ya que se precisa más energía para separar los iones de la red.
- Conductividad eléctrica: cuando están fundidos o en disolución, es decir, cuando sus iones quedan libres, conducen la corriente eléctrica, ya que los cationes pueden despla-zarse hacia el polo negativo y los aniones hacia el polo positivo.
- Propiedades mecánicas: son frágiles, es decir, al golpear un cristal iónico se produce su fractura en pequeños cristales, ya que se producen aproximaciones entre iones del mismo signo que se repelen entre sí originando una línea de fractura.
+ - +
-
= H2O
= catión
= anión
+Hf
+S +D
+I -A
-U
23
2. Enlace covalente. Fuerzas intermoleculares
Es la unión que se produce entre elementos de electronegatividades similares o iguales (no metales) por compartición de los electrones de su capa de valencia; cada par de electrones compartido es un enlace covalente. Al unirse los átomos suelen formar agrupaciones de un número determinado de átomos llamadas moléculas, aunque en ocasiones dan lugar a grandes estructuras tridimensionales llamadas redes covalentes.
Teoría de Lewis
Según Lewis los átomos que forman la molécula tienden a completar su capa de valencia (regla del octeto) estableciendo para ello tantos enlaces covalentes como sea preciso. Para representar las moléculas se emplean los diagramas de Lewis, donde cada átomo se repre-senta por su símbolo y cada par de electrones (compartido o no) se representa por un guion.
F2: l F F l O2: O = O H2O: H O H
Para determinar la estructura de Lewis de una sustancia covalente se pueden seguir los siguientes pasos:
- Se determina el número total de electrones de valencia disponibles que hay en la mo-lécula (nD). Por ejemplo, cada átomo del grupo 17 tiene 7 electrones de valencia, los del grupo 16, 6 electrones, etc.
- Se determina el número de electrones necesarios para que todos los átomos tengan completa su capa de valencia (nN). Según la regla del octeto, esto supone 8 e- por átomo, excepto para el H, que completa su capa de valencia con 2 e-.
Se determina el número de electrones compartidos, que será igual al número de electro-nes necesarios menos el número de electrones disponibles (nN – nD); por tanto, para cal-cular el número de enlaces formados (pares compartidos), se divide entre 2 el número de electrones compartidos.
- Se representan los distintos átomos por sus símbolos y se unen mediante el número de enlaces que se ha calculado, distribuidos, si es posible, de forma simétrica. En general, el átomo menos electronegativo será el átomo central, con la excepción del H, que solo puede formar un enlace.
- Se completan los octetos de cada uno de los átomos y se comprueba que el número total de electrones representados coincide con nD.
Ejemplo: Representar las estructuras de Lewis de: a) CO2; b) O3.
a) nD = 4 + 2·6 =16 e-; nN = 8 + 2·8 = 24 e-; nº de enlaces =
b) nD = 3·6 = 18 e-; nN = 3·8 = 24 e-; nº de enlaces =
La regla del octeto presenta algunas excepciones:
- Hipovalencia: átomos con menos de 4 electrones en su última capa (B y Be) que no disponen de electrones suficientes para completar sus octetos, por lo que forman com-puestos con menos de 8 e- alrededor del átomo central.
- Hipervalencia: elementos que se encuentran a partir del tercer periodo (P, S, Cl…) y pueden expandir su octeto si necesitan formar más de cuatro enlaces covalentes.
enlaces42
1624
enlaces32
1824
lOOO
Número de enlaces = nN - nD
2
OCO
24
En ambos casos, el diagrama se determina uniendo directamente los átomos entre sí con los enlaces necesarios y completando solo los octetos de los átomos que sigan dicha regla, teniendo siempre en cuenta el número de electrones disponibles en cada átomo.
Ejemplo: Representar las estructuras de Lewis de: a) BF3; b) PCl5.
a) nD = 3 + 3·7 = 24 e- b) nD = 5 + 5·7 = 40 e-
Enlace covalente coordinado
Se dice que un enlace covalente es coordinado o dativo cuando uno de los dos átomos que forman el enlace aporta el par de electrones compartido. El enlace se representa mediante una flecha que sale desde el átomo dador hacia el átomo aceptor.
Para saber si alguno de los enlaces de una molécula es coordinado, una vez representada la estructura de Lewis, se cuentan los electrones que pertenecen a cada átomo por sepa-rado; si este número no coincide con el número de electrones que tenían los átomos en su capa de valencia antes de enlazarse, se establece un enlace coordinado desde el átomo al que le falta un electrón hacia el átomo al que le sobra.
Ejemplo: Deducir si el O3 presenta algún enlace coordinado.
Si partimos del diagrama de Lewis obtenido en el ejemplo anterior, se observa que el O central tiene 5 e- (le falta 1 e-) y el O de la izquierda tiene 7 e- (le sobra 1e-)
Por tanto: Geometría molecular
La geometría de una molécula y los ángulos que forman los enlaces entre sí se pueden determinar de forma aproximada aplicando el método de repulsión de los pares de elec-trones de la capa de valencia (RPECV), según el cual los pares de electrones que rodean al átomo central se repelen entre sí separándose en el espacio lo más posible. Para ello se hace un recuento del número de pares de electrones (enlazantes y no enlazantes) que ro-dean al átomo central, teniendo en cuenta que, a estos efectos, los dobles y triples enlaces cuentan como un solo par; dependiendo de que haya 2, 3 ó 4 pares de electrones e-, su disposición en el espacio será:
- Lineal ( = 180º), si hay dos pares de electrones.
- Triangular o trigonal plana ( = 120º), si hay tres pares de electrones.
- Tetraédrica ( = 109º), si hay cuatro pares de electrones.
180º
X
X
Si todos los pares son enlazantes, la molécula es triangular; si hay
un par no enlazante, la molécula es angular ( < 120º, ya que el
par enlazante ejerce mayor repulsión) ¨ X
Y Y
X = átomo central
Y = átomo periférico
.. = par no enlazante
X
109º
Si todos los pares son enlazantes, la molécula es tetraédrica, si hay un par no enlazante, es piramidal y si hay dos pares no en-
lazantes, angular ( < 109º)
Molécula
piramidal
Molécula
angular
lOOO lOOO
25
Ejemplo: Indicar razonadamente las geometrías moleculares de: a) BH3, b) CH4, c) CO2,
d) H2O y e) NH3.
e) H – N – H l H 4 pares de e- Disposición
tetraédrica Molécula piramidal
Polaridad del enlace y de la molécula
Se dice que un enlace covalente es polar cuando, a causa de la diferencia de electronegati-vidad entre los átomos que lo forman, se produce un desplazamiento de los electrones del átomo menos electronegativo al átomo más electronegativo; esto conlleva la aparición de una densidad de carga negativa (δ-) sobre el átomo más electronegativo y una densidad de carga positiva (δ+) sobre el átomo menos electronegativo. Este desplazamiento de cargas da lugar a un vector momento dipolar )(
que mide la polaridad del enlace.
X Y (siendo Y más electronegativo que X)
Cuando un enlace es polar se dice que tiene un porcentaje de carácter iónico que aumenta al crecer la diferencia de electronegatividad entre los átomos que forman el enlace; si la diferencia de electronegatividades mayor o igual que 2, el enlace se considera iónico y si es menor, se considera covalente polar. Un enlace es covalente puro o apolar cuando la dife-rencia de electronegatividades es nula (átomos iguales). Una molécula es polar (dipolo) cuando la suma vectorial de los momentos dipolares de sus
enlaces no se anula (T 0). En las moléculas simétricas (lineales, triangulares o tetraédri-
cas) con momentos dipolares iguales en sus enlaces, su suma vectorial se anula (T = 0), por lo que la molécula es apolar.
H
B H 120º H
a) H B H l H 3 pares de e-
Molécula triangular
H
C H
H 109º H
b) H l H C H l H
4 pares de e-
Molécula tetraédrica
c) H H
4 pares de e-
Disposición
tetraédrica
Molécula angular
. .
O
:
H α<109º
H
Y X Y T = 0 molécula apolar
d) OCO
2 pares de e-
Molécula lineal ( = 180º)
O C O
μ +
. .
N
H H α<109º
H
26
a) . .
O
: H H
Ejemplo: Justificar la polaridad de las siguientes sustancias: a) H2O, b) CO2 y c) HCN.
Teoría del enlace de valencia (TEV)
Según esta teoría, dos átomos forman un enlace covalente cuando se superponen en el espacio dos orbitales de ambos, cada uno con un electrón desapareado. Dependiendo de la forma en la que solapen dichos orbitales, el enlace puede ser:
- Enlace σ, cuando el solapamiento es frontal. Puede producirse entre dos orbitales s, entre dos orbitales p, o entre un orbital s y otro p.
- Enlace π, cuando el solapamiento es lateral. Siempre se produce entre orbitales p, y conlleva la formación de un enlace σ entre otro par de orbitales p. Por tanto, solo aparece cuando el enlace es múltiple (enlace doble = 1 enlace σ + 1 enlace π; enlace triple = 1 enlace σ + 2 enlaces π).
Enlace doble Enlace triple
Y
X Y Y
T = 0 molécula apolar
T 0 Molécula polar
b)
O C O
T = 0 Molécula apolar
c)
H C N
T 0 Molécula polar
1 2
27
Hibridación de orbitales
Según la TEV, cuando se forma una molécula, dos o más orbitales atómicos del átomo cen-tral se combinan entre sí dando lugar a la formación de orbitales híbridos equivalentes entre sí que se disponen en el espacio lo más alejados que sea posible. Existen cinco tipos de hibridación, pero los casos más frecuentes son aquellos en los que se combinan únicamente orbitales atómicos s y p:
a) Hibridación sp: un orbital s se combina con un orbital p, dando lugar a dos orbitales híbridos sp que se disponen linealmente.
b) Hibridación sp2: un orbital s se combina con dos orbitales p, dando lugar a tres orbita-les híbridos sp2 que se disponen de forma triangular.
c) Hibridación sp3: un orbital s se combina con tres orbitales p, dando lugar a cuatro orbi-tales híbridos sp3 que se disponen de forma tetraédrica.
El número de orbitales híbridos que se forman en torno al átomo central es igual al número de enlaces σ que forma dicho átomo más el número de pares no enlazantes que le rodean.
Ejemplo: Indicar razonadamente la hibridación y representar los orbitales híbridos de: a) BH3; b) H2O; c) C2H4.
a) H B H l H 3 enlaces σ hibridación sp2
orbital s
3 orbitales p
4 orbitales
híbridos sp3
orbital s orbital p 2 orbitales sp
orbital s 2 orbitales p 3 orbitales
híbridos sp2
28
c) H C = C H Cada C forma 3 enlaces σ hibridación sp2 l l H H
Fuerzas intermoleculares
Las moléculas de las sustancias covalentes, polares o apolares, interaccionan entre sí me-diante fuerzas intermoleculares. Estas fuerzas, aunque son de intensidad muy variable (en-tre 0,1 y 20 kJ/mol) siempre son mucho más débiles que los enlaces covalentes (más de 200 kJ/mol), por lo que las moléculas pueden separarse con relativa facilidad. Las fuerzas intermoleculares pueden ser de dos tipos:
a) Fuerzas de Van der Waals: son las fuerzas que se originan por atracción entre las cargas de signo opuesto de las distintas moléculas.
···· X Y ···· X Y ···· X Y ····
Cuando las moléculas son polares (dipolos permanentes) se originan fuerzas dipolo-dipolo. Además, en todas las moléculas, polares o apolares, el movimiento de los elec-trones en las moléculas genera dipolos instantáneos que se atraen brevemente entre sí, apareciendo unas fuerzas de atracción más débiles que reciben el nombre de fuerzas de dispersión o de London; estas fuerzas aumentan con la masa molecular, ya que cuanto más grandes son las moléculas, los electrones están más alejados de los núcleos y se forman con más facilidad los dipolos instantáneos.
δ + δ
δ+ δ
δ + δ
b) H O H
2 enlaces σ + 2 pares no enlazantes hibridación sp3
29
b) Enlaces de hidrógeno: son las fuerzas que unen moléculas en las que un átomo de hidrógeno está unido a un átomo muy electronegativo (F, O o N) y de pequeño tamaño; como el H pierde prácticamente su único electrón, puede aproximarse mucho al átomo electronegativo de una molécula próxima, estableciéndose una unión similar al enlace iónico, mucho más intensa que las fuerzas de Van der Waals.
···· H X ···· H X ···· H X ···· (X = F, O ó N)
Los enlaces (o puentes) de hidrógeno confieren al agua muchas de sus propiedades características (elevados puntos de fusión y ebullición, buen disolvente...). También son muy importantes para explicar las propiedades de numerosos compuestos orgánicos (al-coholes, ácidos, aminas...), desempeñando un papel biológico esencial (por ejemplo, en la estructura del ADN y las proteínas).
Propiedades de las sustancias covalentes
La mayoría de las sustancias covalentes están formadas por moléculas (sustancias mole-culares) cuyas propiedades dependen de la intensidad de las fuerzas intermoleculares:
- Estado físico: la mayoría de las sustancias apolares son gases a temperatura ambiente con puntos de fusión y ebullición bajos, debido a la débil unión entre sus moléculas. Las sustancias polares y algunas apolares de elevada masa molecular suelen ser líquidos o incluso sólidos, dependiendo de la intensidad de las fuerzas intermoleculares.
Ejemplo: Justificar la variación de las temperaturas de ebullición de los hidruros del grupo 16 que se muestra en la siguiente gráfica.
- Solubilidad: las sustancias polares se disuelven fácilmente en disolventes polares
(agua, alcohol...), ya que sus moléculas interaccionan entre sí, especialmente si pueden
formarse enlaces de hidrógeno entre las moléculas del soluto y las del disolvente. Las
sustancias apolares se disuelven disolventes apolares (CCl4).
- Conductividad: no conducen la electricidad, ya que sus cargas (electrones) no pueden desplazarse libremente.
En algunas sustancias los átomos se unen entre sí mediante enlaces covalentes formando una red tridimensional. Reciben el nombre de sólidos covalentes y los ejemplos más re-presentativos son: diamante (átomos de C con hibridación sp3 formando tetraedros unidos entre sí) y el cuarzo (SiO2, átomos de Si y O con hibridación sp3 y la misma estructura que el diamante) y el grafito (átomos de C con hibridación sp2 formando láminas hexagonales con electrones libres entre láminas). Sus propiedades son:
- Estado físico: son sólidos con puntos de fusión muy elevados, ya que para separar los átomos que forman la red hay que romper los enlaces covalentes que los unen. Son muy duros, ya que para rayarlos, hay que romper enlaces covalentes.
- Solubilidad: al formar una estructura compacta, no se disuelven en ningún disolvente.
- Conductividad: a excepción del grafito, no conducen la electricidad, ya que sus electro-nes no pueden desplazarse libremente.
20 40 60 80 100 120 140 Mm
H2O
H2S
H2Se
H2Te
Todas las moléculas se atraen ente sí me-
diante fuerzas de dispersión, cuya intensi-
dad aumenta con la masa molecular, au-
mentando por tanto el punto de ebullición.
Las moléculas de H2O forman enlaces de
hidrógeno, por lo que, a pesar de tener me-
nor masa molecular, su punto de ebullición
es muy superior.
δ + δ
δ + δ
δ + δ
Te(ºC)
100
50
0
-50
30
Recientemente se han sintetizado nuevos materiales derivados del grafito, como el grafeno (monocapa de átomos de C) y los nanotubos de carbono, muy útiles por sus propiedades mecánicas y su elevada conductividad. 3. Enlace metálico
Es la unión que se produce entre los átomos de un elemento de baja electronegatividad (metal) al compartir conjuntamente sus electrones de valencia.
Teoría de bandas
Según la teoría de bandas, los orbitales externos de los átomos que forman los metales (y otros elementos sólidos) se unen entre sí dando lugar a dos bandas: la banda de valencia, formada por los orbitales ocupados por los electrones de valencia, y la banda de conduc-ción, formada por los orbitales sin ocupar.
La diferencia energética entre ambas bandas determina la conductividad. En la mayoría de los metales las bandas solapan entre sí, por lo que los electrones pasan fácilmente a la banda de conducción y se pueden mover libremente. Sin embargo, en los semimetales (Si, Ge…) existe una pequeña barrera energética (banda prohibida), por lo que se suele preci-sar un pequeño aporte energético para conducir la electricidad y se comportan como semi-conductores. Los materiales aislantes (como el C) son aquellos en los que la anchura de la banda prohibida impide el paso de electrones a la banda de conducción.
Propiedades de los metales
- Estado físico: suelen ser sólidos con puntos de fusión altos, aunque dependiendo del tamaño de los iones y del número de electrones de valencia, pueden ser muy variables.
- Conductividad: conducen la electricidad, ya que los electrones de valencia se pueden desplazar libremente por la red. También son buenos conductores térmicos, debido a que, al elevar la temperatura aumentan los choques entre electrones y se propaga la energía térmica a través de toda la red. Estos choques entre electrones aumentan la resistencia eléctrica, por lo que la conductividad eléctrica disminuye al aumentar la tem-peratura, mientras que a muy bajas temperaturas algunos metales y aleaciones tienen resistencia nula, comportándose como superconductores. Actualmente se están tra-tando de desarrollar materiales superconductores a temperatura ambiente.
- Propiedades mecánicas: son dúctiles (se pueden separar en hilos) y maleables (se pueden separar en láminas), ya que, al someter la red a fuerzas externas, unos átomos se deslizan sobre otros sin dar lugar a nuevas repulsiones.
Los átomos metálicos se desprenden con facilidad de sus elec-
trones de valencia. Los cationes formados dan lugar a una red
cristalina en cuyos huecos se sitúan dichos electrones for-
mando una nube electrónica que da cohesión a la red.
31
EJERCICIOS 1. A partir del esquema del ciclo de Born-Haber para el fluoruro de sodio:
a) Nombrar las energías implicadas en cada uno de los procesos. b) Justificar si son positivas o negativas las energías implicadas en los procesos 1, 2,
3, 4 y 5. c) En función del tamaño de los iones justificar si la energía reticular del fluoruro sódico
será mayor o menor, en valor absoluto, que la del cloruro de sodio. Justificar la res-puesta.
Na (s) + ½ F2 (g) NaF (s)
1 2
Na (g) F (g) 5 3 4
Na+ (g) + F- (g)
2. a) Diseñar un ciclo de Born-Haber para el MgCl2. b) Definir los siguientes conceptos: energía de ionización, energía de disociación, afini-
dad electrónica, energía reticular, calor de formación y calor de sublimación.
3. Sabiendo que en la formación de un mol de fluoruro de litio a partir de sus elementos se desprenden 594 kJ, determinar la energía reticular del fluoruro de litio. Datos: Energía de sublimación del litio = 155 kJ/mol
Energía de ionización del litio = 520 kJ/mol Energía de disociación del flúor = 151 kJ/mol Afinidad electrónica del flúor = 333 kJ/mol
Solución: 1011,5 kJ/mol 4. Sabiendo que NaCl, NaBr y Nal adoptan en estado sólido la estructura tipo NaCl, explicar
razonadamente: a) Si la constante de Madelung influye en que los valores de energía reticular, de estos
tres compuestos, sean diferentes. b) Si la variación de la energía reticular depende de la distancia de equilibrio entre los
iones en la red cristalina. c) ¿La energía reticular del MgCl2 sería mayor, menor o igual que la del NaCl? Datos: Energías reticulares: NaCl = 769 kJ mol-1 ; NaBr = 736 kJ mol-1 ; NaI = 688 kJ mol–1
5. Dados siguientes compuestos iónicos: NaF, KF y BeO:
a) Ordenarlos de menor a mayor energía reticular. b) Ordenarlos de menor a mayor punto de fusión.
6. Tomando como referencia la expresión de la energía reticular:
a) Justificar los valores de los puntos de fusión del óxido de calcio (2570 ºC) y el fluoruro de potasio (858 ºC),
b) Razonar cuál tendrá mayor solubilidad y cuál mayor dureza.
7. Para los siguientes iones: Na+, O2−, Mg2+ y Cl−. a) Escribir cuatro sustancias iónicas a partir de combinaciones binarias.
b) Justificar cuál de las cuatro sustancias iónicas del apartado a) presenta mayor punto
de fusión.
6
32
8. Representar las estructuras de Lewis de las siguientes moléculas e iones: a) tetracloruro de silicio b) fluoruro de oxígeno c) cianuro de hidrógeno
d) etino e) metanal f) dióxido de azufre
g) trióxido de azufre h) triyoduro de boro i) hexafluoruro de azufre
9. Dadas las moléculas de PCl3, BF3 y CH3Cl:
a) Dibujar sus estructuras de Lewis.
b) Justificar el número de pares de electrones enlazantes y el de pares libres del átomo
central.
c) Dibujar e indicar su geometría molecular aplicando el método de repulsión de pares
de electrones de la capa de valencia (RPECV).
10. Dadas las moléculas HCl, KF y CH2Cl2:
a) Razonar el tipo de enlace presente en cada una de ellas utilizando los datos de elec-tronegatividad.
b) Indicar la geometría de las moléculas que tienen enlace covalente. Valores de electronegatividad: K = 0,8; H = 2,1; C = 2,5; Cl = 3,0; F = 4,0.
11. Para las moléculas NH3 y CO2: a) Justificar el número de pares de electrones enlazantes y los pares libres del átomo
central.
b) Representar e indicar la geometría molecular en base al modelo de repulsión entre
los pares de electrones de la capa de valencia (RPECV).
c) Explicar su polaridad.
12. Considerar las moléculas: OF2, BI3, CCl4, C2H2: a) Indicar razonadamente sus geometrías moleculares. b) Justificar cuáles son moléculas polares.
13. Considerando las moléculas H2CO, BeCl2 y Br2O: a) Representar su estructura de Lewis. b) Justificar su geometría molecular. c) Razonar si cada una de estas moléculas tiene o no momento dipolar.
14. a) Explicar la geometría de las moléculas H2O y OF2. b) Justificar que la molécula de H2O es más polar que la molécula de OF2.
15. Dadas las moléculas H2O, CH4, BF3 y HCl:
a) Justificar cuáles son moléculas polares. b) Justificar cuál de las moléculas H2O, CH4 y HCl presenta mayor carácter covalente
en el enlace y cuál menor. Electronegatividades de Pauling: O=3,5; H=2,1; C=2,5; Cl=3,0
16. Considerar las moléculas H2O, HF, H2, CH4 y NH3: a) ¿Cuál o cuáles son polares? b) ¿Cuál presenta el enlace con mayor contribución iónica? c) ¿Cuál presenta el enlace con mayor contribución covalente?
17. Justificar si son verdaderas o falsas las siguientes afirmaciones:
a) Una molécula que contenga enlaces polares necesariamente es polar. b) Un orbital híbrido s2p2 se obtiene por combinación de 2 orbitales s y 2 orbitales p. c) Los compuestos iónicos en disolución acuosa son conductores de la electricidad.
33
18. Dadas las siguientes moléculas: PH3, H2Se, CH3OH, BeI2 a) Escribir sus estructuras de Lewis. b) Deducir su geometría aplicando la teoría de hibridación. c) Explicar si estas moléculas son polares o apolares.
19. Dadas las siguientes moléculas: CH4, NH3, SH2, BH3.
a) Explicar sus geometrías por la teoría de hibridación. b) Razonar qué moléculas serán polares y cuáles apolares.
20. Dadas las siguientes sustancias: CO2, CF4, H2CO y HF:
a) Escribir las estructuras de Lewis de sus moléculas. b) Explicar sus geometrías por la teoría de hibridación. c) Justificar cuáles de estas moléculas tienen momento dipolar distinto de cero.
21. Dadas las moléculas de C2H6 y C2H2:
a) Representar sus diagramas de Lewis. b) Indicar el tipo de hibridación de sus átomos de carbono. c) Representar su geometría molecular.
22. Considerar los compuestos BaO, HBr, MgF2 y CCl4
a) Razonar el tipo de enlace que posee cada uno. b) Explicar razonadamente si son o no solubles en agua.
23. a) Explicar el aumento de los puntos de fusión del cloro, bromo y yodo moleculares
(desde -101 ºC del cloro hasta 113 ºC del iodo). b) ¿Por qué tiene mayor punto de ebullición el CH3OH que el CH4?
24. Dadas las moléculas de F2, HF y OF2. a) Justificar si son polares o apolares. b) Indicar las fuerzas intermoleculares predominantes en cada caso y ordenarlas razo-
nadamente de menor a mayor punto de ebullición.
25. Con los datos recogidos en la tabla adjunta contestar razonadamente a las siguientes preguntas:
Sustancia H2O HF HCl Cl2
T ebullición (ºC) 100 20 – 85 – 34
a) ¿Por qué la temperatura de ebullición normal del HF es mayor que la del HCl? b) ¿Por qué la temperatura de ebullición normal de H2O es mayor que la del Cl2? c) ¿Por qué la temperatura de ebullición normal de HCl es menor que la del Cl2? d) ¿Cuál de las sustancias de la tabla presentará menor punto de fusión?
26. Los átomos X, Y y Z corresponden a los tres primeros elementos consecutivos del grupo
de los anfígenos. Se sabe que los hidruros que forman estos elementos tienen tempera-turas de ebullición de 373, 213 y 232 K, respectivamente. a) Explicar por qué la temperatura de ebullición del hidruro de X es mucho mayor que
la de los otros dos. b) Explicar por qué la temperatura de ebullición del hidruro de Y es menor que la del
hidruro de Z.
27. Teniendo en cuenta la estructura y el tipo de enlace, justificar: a) El cloruro de sodio tiene un punto de fusión mayor que el bromuro de sodio. b) El carbono (diamante) es un sólido muy duro. c) El nitrógeno molecular presenta una gran estabilidad química. d) El amoníaco es una sustancia polar.
34
28. Indicar si las siguientes afirmaciones son verdaderas o falsas, justificando la respuesta: a) En la molécula de etino, los dos átomos de carbono comparten entre sí dos pares de
electrones. b) La entalpía de vaporización del agua es mayor que la del sulfuro de hidrógeno. c) El cloruro de sodio en disolución acuosa conduce la electricidad. d) El carbono puro en forma de diamante presenta enlace metálico.
29. Considerar las sustancias F2, HCl, Ni y KBr.
a) Indicar el tipo de enlace que presenta cada una de ellas.
b) Justificar si conducen la corriente eléctrica y en qué condiciones.
c) Escribir las estructuras de Lewis de aquellas que sean covalentes.
d) Justificar si cada una de las sustancias del enunciado es soluble en agua o no.
30. Para las siguientes especies: Cl2, NaCl, H2O y Zn:
a) Razonar el tipo de enlace presente en cada caso. b) Indicar el tipo de interacción que debe romperse al fundir cada compuesto. c) ¿Cuál tendrá un menor punto de fusión? d) Razonar qué compuesto/s conducirá/n la corriente en estado sólido, cuál/es lo hará/n
en estado fundido y cuál/es no conducirán la corriente en ningún caso. 31. Considerar las sustancias I2, Cu y CaO y contestar razonadamente:
a) Qué tipo de enlace presenta cada una de ellas.
b) Cuál tiene menor punto de fusión.
c) Cuál conduce la electricidad cuando está fundido, pero es aislante en estado sólido.
d) Si cada una de las sustancias del enunciado es o no soluble en agua.
32. Contestar las siguientes cuestiones: a) ¿Qué compuesto es más polar, NaCl o ClF? Justificar la respuesta.
b) ¿Cuál de las siguientes moléculas tiene geometría trigonal plana, NH3 o BF3?
c) Justificar cuál de los siguientes compuestos es insoluble en agua, CsBr o CCl4.
d) Justificar qué compuesto presenta una mayor temperatura de fusión, Cl2 o I2.
33. Sabiendo que las temperaturas de 3550, 650, -107, y -196 ºC corresponden a las tem-
peraturas de fusión de N2, Al, C (diamante) y BCl3: a) Asignar a cada compuesto la temperatura de fusión que le corresponde y justificar
dicha asignación. b) Justificar los tipos de enlaces y/o las fuerzas intermoleculares que están presentes
en cada una de las sustancias cuando se encuentran en estado sólido.
34. Los números atómicos de los elementos A, B y C son Z, Z+1 y Z+2, respectivamente. Si B es el gas noble que se encuentra en el tercer periodo, contestar razonadamente a las siguientes cuestiones: a) Identificar dichos elementos con el nombre y el símbolo.
b) ¿Cuáles son los estados de agregación de A2 y C en condiciones estándar?
c) Formular y nombrar el compuesto que forman A y C, razonando el tipo de enlace que
presenta y su estado de agregación en condiciones estándar.
35. Contestar razonadamente las preguntas referidas a las sustancias: sulfuro de hidrógeno, diamante, etilamina, yodo molecular, platino y cloruro de calcio. a) Cuál o cuáles presentan enlace de hidrógeno.
b) Cuál o cuáles son conductoras de la electricidad y en qué condiciones lo son.
c) ¿Hay alguna insoluble en agua?
d) ¿Es la temperatura de fusión del cloruro de calcio mayor o menor que la del yodo
molecular?
35
TEMA 3: CINÉTICA Y EQUILIBRIO QUÍMICOS
1. Cinética química
La cinética es la parte de la química que estudia la velocidad a la que se producen las reac-ciones químicas y las formas de modificarla.
Concepto de velocidad de reacción La velocidad de una reacción química es la variación que experimentan las concentraciones de reactivos y productos por unidad de tiempo. Se mide en mol/L·s. La velocidad de forma-ción de un producto es la derivada de la concentración de dicho producto respecto al tiempo y la velocidad de desaparición de un reactivo es la derivada de la concentración de dicho reactivo respecto al tiempo con signo opuesto, ya que la velocidad siempre es un número positivo.
La velocidad de aparición o desaparición de cada sustancia depende de su coeficiente es-tequiométrico. Se puede definir una única velocidad de reacción dividiendo cada una de dichas velocidades por sus respectivos coeficientes.
Para una reacción a A + b B c C + d D:
v = d
v=
c
v=
b
v=
a
v DCBA
Ejemplo: Dada la reacción N2 + 3 H2 2 NH3, escribir las expresiones para las velocidades de desaparición de los reactivos y aparición de los productos y determinar la relación entre ellas.
2Nv = -
dt
Nd 2 ; 2Hv = -
dt
Hd 2 ; 3NHv =
dt
NHd 3
2Nv =
3
v2H
=2
v3NH
Ecuación de velocidad
Experimentalmente se puede determinar para cada reacción una expresión matemática lla-mada ecuación o ley de velocidad que relaciona las concentraciones de los reactivos con la
velocidad de la reacción. Para una reacción a A + b B c C + d D, la ecuación de velocidad es:
v = velocidad de reacción. Unidad: mol·L-1·s-1
[A], [B] = concentraciones de reactivos. Unidad: mol·L-1
k se denomina constante de velocidad. Depende de la reacción considerada y de la tem-peratura. Sus unidades dependen del orden total de reacción.
[ ]
[C]
[D]
[A] [B]
t
Para una reacción a A + b B c C + d D, las velo-cidades de desaparición de los reactivos son:
vA = - ; vB = -
Y las velocidades de formación de los productos:
vC = ; vD =
[ ] = concentración (molaridad). Unidad: mol/L (M)
v = k·[A]α·[B]β
La velocidad de desaparición del N2 es el triple de la del H2 y
el doble de la velocidad de aparición del NH3
36
Los valores α y β reciben el nombre de ordenes parciales de reacción respecto a A y B. Su suma (α + β) es el orden total de reacción.
En las reacciones que se producen en una sola etapa (procesos elementales), los órdenes parciales de reacción (α, β...) coinciden con los coeficientes estequiométricos (a, b...). Por tanto, en dichas reacciones el orden total de reacción coincide con la suma de los coeficien-tes (a + b +...); dicha suma recibe el nombre de molecularidad de la reacción y representa el número de moléculas necesarias para que se produzca la reacción.
En las reacciones que se producen en varias etapas cada una de las etapas tiene su propia molecularidad; en este caso, la etapa más lenta (etapa limitante) es la que determina la velocidad de la reacción y el orden de reacción coincide con la molecularidad de dicha etapa. Si no se conoce el mecanismo de reacción, la ecuación de velocidad se determina experi-mentalmente.
Ejemplo: Sabiendo que la reacción en fase gaseosa A + 2B → 3C es una reacción elemen-tal, formular la expresión para la ecuación de velocidad, indicar el orden total de reacción y determinar las unidades de la constante de velocidad.
v = k·[A] ·[B]2; orden total de reacción = molecularidad = 1 + 2 = 3
Unidades de k = mol·L-1·s-1/ (mol·L-1)3 = mol-2·L2·s-1
Ejemplo: Deducir los órdenes parciales y la ecuación de velocidad de la reacción 2 NO + O2 → 2 NO2, sabiendo que sigue el siguiente mecanismo de reacción:
2 NO → N2O2 (etapa lenta)
N2O2 + O2 → 2 NO2 (etapa rápida)
Ordenes parciales: α = 2, β = 0
La ecuación de velocidad será: v = [NO]2
Ejemplo: Para la reacción 2 H2 + 2 NO → 2 H2O + N2, se han obtenido experimentalmente los resultados que indica la tabla al variar las concentraciones iniciales de reactivos. Deter-minar: a) la ecuación de velocidad; b) el valor de la constante de velocidad.
[H2] (mol·L-1) [NO] (mol·L-1) v(mol·L-1·s-1)
Ensayo 1º 0,25 0,25 0,03
Ensayo 2º 0,50 0,25 0,06
Ensayo 3º 0,25 0,50 0,12
a) v = k·[H2]α·[NO]β
Ensayo 1º: 0,03 = k·0,25α·0,25β
Ensayo 2º: 0,06 = k·0,5α·0,25β
Ensayo 3º: 0,12 = k·0,25α·0,5β
Dividiendo la 2ª ecuación entre la 1ª se obtiene: 2 = 2α α = 1
Dividiendo la 3ª ecuación entre la 1ª se obtiene: 4 = 2β β = 2
Ecuación de velocidad: v = k·[H2]·[NO]2
b) 0,03 = k·0,25·0,252 → k = 1,92 mol-2·L2·s-1
Teoría de colisiones. Factores que afectan a la velocidad de reacción
Según la teoría de colisiones, para que una reacción química se produzca es necesario que las moléculas reaccionantes choquen entre sí eficazmente. Para ello, el choque tiene que producirse:
- Con la orientación adecuada para que se puedan formar los productos.
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- Con suficiente energía (energía de activación) para que se forme el complejo activado, en el cual los enlaces de las moléculas reaccionantes han roto parte de sus enlaces y se están formando otros nuevos.
La velocidad de una reacción es proporcional al número de choques eficaces producidos. Por tanto, los factores que faciliten dichos choques, aumentarán la velocidad de reacción. Estos factores son, principalmente:
a) Concentración de los reactivos: al aumentar el número de moléculas por unidad de volumen, aumenta también la probabilidad de que se produzcan choques eficaces, con lo que se eleva la velocidad de reacción. La concentración (n/V) puede aumentarse in-crementando el número de moles de reactivos o bien, en el caso de gases, aumentando la presión o disminuyendo el volumen. La relación entre velocidad de reacción y concen-tración está expresada matemáticamente en la ecuación de velocidad.
b) Grado de división de los reactivos: cuando alguno de los reactivos se encuentra en estado sólido (sistemas heterogéneos), la velocidad de reacción aumenta al aumentar el grado de división de este, ya que se incrementa su superficie de contacto, aumentando la probabilidad de choques eficaces con los otros reactivos.
c) Temperatura: cuanto más se eleva la temperatura del sistema, mayor es la energía ci-nética de sus moléculas y habrá mayor número de moléculas con energía suficiente para superar la energía de activación, aumentando el número choques eficaces y con ello la velocidad de reacción. La ecuación de Arrhenius muestra la dependencia entre la cons-tante de velocidad y la temperatura.
d) Presencia de catalizadores: un catalizador es una sustancia que facilita un mecanismo de reacción alternativo en el cual la energía de activación disminuye sin variar la entalpía
Ea
reactivos
productos
complejo activado
Ea = energía de activación
k = A·e–Ea/RT Ea = energía de activación
T = temperatura absoluta (a mayor T, menor RT
Ea y mayor k)
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de la reacción. El catalizador acelera tanto el proceso directo como el inverso y se recu-pera intacto al finalizar la reacción.
Al disminuir la energía de activación, las moléculas reaccionantes podrán superarla con ma-yor facilidad, aumentando el número choques eficaces y con ello la velocidad de reacción.
La ecuación de Arrhenius también expresa matemáticamente cómo aumenta la constante de velocidad al disminuir la energía de activación.
La catálisis o proceso de actuación de un catalizador puede ser de tres tipos:
− Catálisis homogénea: cuando el catalizador y los reactivos se encuentran en el mismo estado físico, generalmente en estado gaseoso o en disolución acuosa. Por ejemplo, la liberación de átomos de cloro en la atmósfera procedentes de los CFC (usados durante décadas como refrigerantes y propelentes en aerosoles) cataliza la reacción de descom-posición del ozono (2 O3 → 3 O2) según el siguiente mecanismo:
O3 + Cl → ClO + O2 ClO + O3 → Cl + 2 O2
− Catálisis heterogénea: cuando el catalizador (generalmente un sólido) se encuentra en distinto estado físico que los reactivos (gases o líquidos). El mecanismo de actuación más habitual es la catálisis superficial o de contacto, en la que se produce la adsorción (unión superficial) de las moléculas de reactivos a la superficie del catalizador, lo que debilita los enlaces en dichas moléculas y facilita la formación del complejo activado. La mayoría de los procesos industriales (fabricación de NH3, H2SO4, plásticos, etc.) se catalizan de forma heterogénea utilizando catalizadores metálicos. Por otro lado, los motores de los coches incorporan catalizadores de platino y rodio que facilitan la conversión de los gases más contaminantes (CO y óxidos de nitrógeno, NOx) en CO2, N2 y O2.
2 CO + O2 Rh→ 2 CO2
2 NOx Pt→ N2+ x O2
− Catálisis enzimática: cuando se produce por enzimas, catalizadores biológicos formados por proteínas con una estructura muy específica capaz de unir las moléculas de reactivos (sustratos) a su centro activo como una llave a su cerradura, de forma que cada enzima cataliza una única reacción. Permiten que los procesos metabólicos se produzcan a sufi-ciente velocidad con una eficacia muy superior a la de los catalizadores no enzimáticos. Por ejemplo, la lactasa cataliza la transformación de lactosa en glucosa y galactosa, posi-bilitando la digestión de la leche.
enzima (lactasa)
centro activo sustrato
(lactosa)
productos (glucosa y galactosa)
complejo enzima-sustrato
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2. Equilibrio químico. Constantes de equilibrio
Algunas reacciones químicas son reversibles, es decir, se verifican en ambos sentidos. En estas reacciones ninguno de los reactivos llega a consumirse por completo, ya que a medida que se van formando los productos, estos pueden reaccionar entre sí formando de nuevo los reactivos.
Al principio, solo se produce la reacción directa, pero a medida que se van formando los productos, la reacción inversa comienza a producirse cada vez a mayor velocidad, al mismo tiempo que la velocidad de la reacción directa va disminuyendo. Llega un momento a partir del cual las velocidades de las reacciones directa e inversa se igualan y se dice que se ha alcanzado el equilibrio químico. A partir de ese momento, las concentraciones de reactivos y productos permanecen constantes, aunque la reacción prosigue en ambos sentidos; por ello se dice que el equilibrio químico es un equilibrio dinámico.
Por tanto, para una reacción reversible y elemental: a A(g) + b B(g) c C(g) + d D(g), en el equilibrio se cumple que:
kd ·[A]a·[B]b = ki·[C]c·[D]d ba
dc
i
d
BA
DC
k
k
El cociente kd /ki recibe el nombre de constante de equilibrio, Kc, y su valor es constante para cualquier reacción reversible, elemental o no, dependiendo solo de la ecuación química considerada y de la temperatura a la que se produce. Es una constante adimensional, es decir, no tiene unidades.
Cuanto mayor sea el valor de Kc, más elevadas serán las concentraciones que se obtienen de productos (C y D) una vez alcanzado el equilibrio y menores las concentraciones que quedarán de reactivos (A y B); en este caso se dice que el equilibrio está desplazado hacia la derecha. Si el valor de Kc es bajo, se dice que el equilibrio está desplazado hacia la iz-quierda.
La expresión de Kc también es válida cuando en la reacción intervienen sustancias en disolución acuosa (aq). Sin embargo, en los equilibrios heterogéneos (equilibrios en los que intervienen sustancias en distintos estados físicos), las concentraciones de los sólidos o líquidos puros se consideran constantes por lo que van incluidas en el valor de Kc y no figuran en su expresión matemática.
v
t
vd
vi
equilibrio químico
[ ] [ ]
[ ] [ ]ba
dc
cBA
DCK =
En el equilibrio se cumple que:
vd = vi
[A], [B]… = concentraciones de reactivos en el equilibrio
[C], [D]… = concentraciones de productos en el equilibrio
a, b… = coeficientes estequiométricos de los reactivos
c, d… = coeficientes estequiométricos de los productos
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Ejemplo: Escribir la expresión de Kc para los siguientes equilibrios: a) H2 (g)+ I2 (g) 2 HI (g) b) 2 H2 (g) + O2 (g) 2 H20 (l)
c) HF(aq) + H2O (l) F (aq) + H3O+ (aq) d) Al2(SO4)3 (s) 2 Al3+ (aq) + 3 SO4
2- (aq)
a)
22
2
cI·H
HIK b) Kc =
2
2
2 OH
1 c)
3
c
F · H OK
HF
d) Kc = [Al3+]2·[SO4
2-]3
Cuando en el equilibrio intervienen gases, se puede escribir la constante de equilibrio en función de las presiones parciales, Kp. Para la reacción a A(g) + b B(g) c C(g) + d D(g), Kp viene dada por:
Las presiones parciales pueden calcularse a partir de la ecuación de los gases ideales (pi·V = n·R·T) o mediante la relación entre presión parcial y presión total (ley de Dalton):
Mediante la ecuación de los gases ideales se puede calcular la relación entre Kc y Kp:
pV = nRT; p = V
nRT= [ ]·RT;
b
B
a
A
d
D
c
Cp
p·p
p·pK =
ba
dc
RT·BRT·A
RT·DRT·C= ba
dc
BA
DC(RT)(c+d)-(a+b)
Por tanto: siendo n = (c+d) -(a+b) Ejemplo: Escribir la expresión para Kp y su relación con Kc para los equilibrios: a) H2 (g)+ I2 (g) 2HI (g) b) 2H2 (g) + O2 (g) 2H20 (l)
a) Kp =
22 iH
2
HI
p·p
p; Kp = Kc·(RT)0 = Kc b) Kp =
22 O2
H p·)p(
1; Kp = Kc·(RT)-3 =
3
c
)RT(
K
Cociente de reacción
Si se tiene una mezcla de reactivos y productos, puede determinarse si se ha alcanzado el equilibrio calculando el cociente de reacción (Q), cuya expresión es idéntica a la de Kc, aun-que en este caso las concentraciones son las que están presentes en un momento determi-nado en dicho sistema, por lo que su valor no es constante.
De este modo, puede deducirse que:
- Si Q < Kc → El sistema debe evolucionar en sentido directo (hacia los productos) para alcanzar el equilibrio.
- Si Q = Kc → El sistema se encuentra en equilibrio.
- Si Q < Kc → El sistema debe evolucionar en sentido inverso (hacia los reactivos) para alcanzar el equilibrio.
b
B
a
A
d
D
c
Cp
p·p
p·pK
Kp = Kc·(RT)n
pA, pB… = presiones parciales de reactivos en el equilibrio
pC, pD… = presiones parciales de productos en el equilibrio
a, b… = coeficientes estequiométricos de los reactivos
c, d… = coeficientes estequiométricos de los productos
[ ] [ ]
[ ] [ ]ba
dc
BA
DCQ =
[A], [B]… = concentraciones de reactivos en un instante dado
[C], [D]… = concentraciones de productos en un instante dado
a, b… = coeficientes estequiométricos de los reactivos
c, d… = coeficientes estequiométricos de los productos
T
T
iTii p·
n
np·Xp
pi = presión parcial de un componente "i"
pT = presión total de la mezcla
Xi = fracción molar de un componente "i" ni = nº de moles de un componente "i"
nT = nº de moles total
41
Ejemplo: En un recipiente de 25 L hay una mezcla formada por 3 moles de N2, 2 moles de H2 y 1 mol de NH3 a 400 ºC. Determinar el cociente de reacción y en qué sentido tiene que evolucionar el sistema para alcanzar el equilibrio, sabiendo que la constante de equilibrio a dicha temperatura es 17,3,
N2 (g) + 3 H2 (g) 2 NH3 (g)
[N2] = 3
25 = 0,12 mol/L; [H2] =
2
25 = 0,08 mol/L; [NH3] =
1
25 = 0,04 mol/L
[ ][ ] [ ]3
22
23
H N
NHQ = =
[ ][ ] [ ]3
2
0,08 0,12
0,04= 26,04 > Kc → Debe evolucionar en sentido inverso
Cálculos relacionados con el equilibrio
Dado un equilibrio a A(g) + b B(g) c C(g) + d D(g), para determinar el valor de las constantes de equilibrio o la composición en el equilibrio conocidas las cantidades iniciales de reactivos y productos se suele confeccionar la siguiente tabla (puede hacerse indistintamente a partir de los moles, las concentraciones o las presiones iniciales).
A B C D
Moles iniciales nA nB nC nD
Cambio en el nº de moles -ax -bx +cx +dx
Moles en el equilibrio nA - ax nB - bx nC + cx nD + dx
Para determinar el valor de x, tenemos que conocer el dato de los moles en el equilibrio de alguna de las sustancias o el valor de la constante de equilibrio.
Ejemplo: En un recipiente de 10 L se introducen 1 mol de CO (g) y 1 mol de H2O (g). Cuando se alcanza el equilibrio, se han formado 0,665 moles de CO2 (g) y 0,665 moles de H2 (g). Determinar el valor de Kc.
CO (g) +H2O (g) CO2 (g) +H2 (g)
CO H2O CO2 H2
Moles iniciales 1 1 0 0
Cambio en el nº de moles -x -x +x +x
Moles en el equilibrio 1 - x 1- x x x
x = 0,665 [CO]=[H2O]= 10
665,01= 0,0335 mol/L; [CO2]=[ H2]=
10
665,0= 0,0665 mol/L
OH·CO
H·COK
2
22c =
2
2
0335,0
0665,0= 3,94
Ejemplo: El yoduro de hidrógeno se descompone a 400 ºC según la ecuación 2HI(g) H2(g) + I2(g), siendo Kc=0,0156. Una muestra de 0,6 moles de HI se introduce en un matraz de 2 L y parte del HI se descompone hasta que el sistema alcanza el equilibrio. Determinar la concentración de cada especie en el equilibrio.
HI H2 I2
Moles iniciales 0,6 0 0
Cambio en el nº de moles -2x +x +x
Moles en el equilibrio 0,6- 2x x x
2
22c
HI
I·HK
2
2
2
2
)x26,0(
x
2
x26,0
2
x
0156,0
1,0x
06,0x
2
1
42
;
Grado de disociación
En equilibrios de disociación a A (g) b B (g) + c C (g), se suele hablar del grado de diso-
ciación () para determinar en qué medida se forman los productos. El grado de disociación indica la proporción de moléculas de reactivo que se encuentran disociadas:
An
ax
inicialesmolesdeºn
disociadosmolesdeºn
El grado de disociación siempre es inferior a 1; también puede indicarse en tanto por ciento multiplicándolo por cien.
Si se desconoce el número de moles iniciales, partiendo del grado de disociación y la presión
total de la mezcla en el equilibrio, pueden determinarse las presiones parciales de reactivos
y productos para calcular el valor de Kp. Para un equilibrio A (g) B (g) + C (g):
A B C
Moles iniciales n 0 0
Cambio en el nº de moles -x +x +x
Moles finales n - x x x
Para ello se expresan las presiones parciales en función de las correspondientes fracciones
molares y la presión total. Al sustituir y simplificar, quedan expresadas en función de α:
pi=χi·pT=ninTpT=
n-x
n+x·pT =
n-nα
n+nα·pT=
n(1-α)
n(1+α)·pT=
1-α
1+α·pT
Ejemplo: Al introducir 0,1 moles de SbCl5 en un recipiente de 1 L, se produce el equilibrio SbCl5 (g) SbCl3 (g) + Cl2 (g) y el grado de disociación del SbCl5 es del 20 %. Calcular Kc.
SbCl5 SbCl3 Cl2
Moles iniciales 0,1 0 0
Cambio en el nº de moles -x +x +x
Moles en el equilibrio 0,1- x x x
0,21,0
x ; x = 0,02;
32
2
5
23c 10·5
02,01,0
02,0
SbCl
Cl·SbClK
Ejemplo: Al introducir SbCl5 en un recipiente, se produce su equilibrio de disociación, siendo el grado de disociación del SbCl5 del 20 % y la presión total de 4 atm. Calcular Kp.
SbCl5 SbCl3 Cl2
Moles iniciales n 0 0
Cambio en el nº de moles -x +x +x
Moles en el equilibrio n - x x x
0,2n
x ; x = 0,2n; nT = n -x + x + x = n + x = n + 0,2n = 1,2n
atm67,24·n2,1
n8,0p
5SbCl ; atm67,04·n2,1
n2,0pp
23 ClSbCl
67,2
)67,0(
p
p·pK
2
SbCl
ClSbCl
p
5
23 = 0,166
L/mol24,02
06,0·26,0HI
L/mol03,0
2
06,0IH 22
43
3. Principio de Le Chatelier
Cuando en un equilibrio químico se introduce algún cambio, el sistema se desequilibra y tiene que volver a encontrar el punto de equilibrio, produciéndose la reacción directa (hacia la derecha) o inversa (hacia la izquierda). El principio de Le Chatelier permite predecir en qué sentido se desplaza el equilibrio al afirmar que:
"Cuando en un sistema en equilibrio se introduce alguna perturbación que lo altera, el sis-tema evoluciona en el sentido en el que dicha perturbación se contrarresta".
De este modo, variando las condiciones en las que se produce una reacción reversible, puede desplazarse el equilibrio en el sentido que se desee. Esto se puede aplicar a los cambios en el número de moles de reactivos o productos, en la presión o el volumen y en la temperatura.
- Cambios en el número de moles de reactivos o productos
Si, una vez alcanzado el equilibrio, se aumenta el número de moles de alguno de los reac-tivos, el sistema evoluciona hacia la derecha, para contrarrestar dicho aumento consu-miendo el exceso de reactivos, mientras que si se aumenta el número de moles de alguno de los productos, el sistema evoluciona hacia la izquierda.
Si se disminuye el número de moles de alguno de los reactivos, el sistema evoluciona hacia la izquierda, para contrarrestar dicha disminución formando más reactivos, mientras que si se disminuye el número de moles de alguno de los productos, el sistema evoluciona hacia la derecha.
En los equilibrios heterogéneos, las variaciones en el número de moles de los líquidos y sólidos no influyen en el equilibrio.
En todos los casos, se puede justificar la evolución del sistema comparando el cociente de reacción (Q) con Kc. Al aumentar el número de moles de reactivos, Q disminuye (Q< Kc), por lo que el sistema evoluciona hacia la derecha; por el contrario, si aumenta el número de moles de productos, Q aumenta (Q> Kc) y el sistema evoluciona hacia la izquierda.
Ejemplo: Dado el equilibrio de formación del amoniaco, indicar en qué sentido se desplaza el equilibrio cuando: a) se añade más N2; b) se elimina NH3.
N2 (g) + 3H2 (g) 2NH3 (g)
a) Si se aumenta el número de moles de N2 (reactivo), el equilibrio se desplaza hacia la derecha (formación de NH3).
b) Si se disminuye el número de moles de NH3 (producto), el equilibrio se desplaza hacia la derecha (formación de NH3).
- Cambios en la presión o el volumen
Al aumentar la presión en un sistema en equilibrio, este evoluciona en el sentido en el que disminuye el número de moles gaseosos, para contrarrestar dicho aumento disminuyendo la presión.
Si se disminuye la presión, el sistema evoluciona en el sentido en el que aumenta el nú-mero de moles gaseosos, para contrarrestar dicha disminución aumentando la presión.
Un aumento del volumen del recipiente en el que está contenido el sistema, implica una disminución de la presión, y una disminución del volumen, un aumento de la presión.
Ejemplo: Dado el equilibrio de formación del amoniaco, indicar en qué sentido se desplaza el equilibrio cuando: a) se aumenta la presión; b) se aumenta el volumen.
N2 (g) + 3H2 (g) 2NH3 (g)
a) Si se aumenta la presión el equilibrio se desplaza en el sentido en el que disminuye el número de moles gaseosos (hacia la derecha), favoreciendo la formación de NH3.
44
b) Si se aumenta el volumen, disminuye la presión y el equilibrio se desplaza en el sentido en el que aumenta el número de moles gaseosos (hacia la izquierda), disminuyendo la formación de NH3.
- Cambios en la temperatura.
Si, una vez alcanzado el equilibrio, se aumenta la temperatura, el sistema evoluciona en sentido endotérmico para contrarrestar dicho aumento absorbiendo calor; si se disminuye la temperatura, el sistema evoluciona en sentido exotérmico desprendiendo calor.
Las constantes de equilibrio dependen de la temperatura, de forma que si el equilibrio se desplaza hacia la derecha (productos), aumenta el numerador y con ello aumentan Kc y Kp, mientras que si el equilibrio se desplaza hacia la izquierda (reactivos), aumenta el de-nominador y con ello disminuyen Kc y Kp.
Ejemplo: Sabiendo que la formación de amoniaco es un proceso exotérmico, indicar cómo
se evolucionará el equilibrio al aumentar la temperatura y cómo variará Kc.
N2 (g) + 3H2 (g) 2NH3 (g) H0
Si se aumenta la temperatura, el equilibrio se desplaza en sentido endotérmico, es decir, hacia la izquierda, disminuyendo la formación de NH3.
Al aumentar los reactivos (N2 y H2) y disminuir los productos (NH3), Kc disminuye.
322
2
3c
HN
NHK ; [N2], [H2], [NH3] Kc
- Presencia de un catalizador
Los catalizadores actúan disminuyendo las energías de activación directa e inversa, por lo que aceleran ambos procesos logrando que el equilibrio se alcance más rápidamente, pero sin alterar la composición en el equilibrio.
4. Reacciones de precipitación
Las reacciones de precipitación son un caso particular muy importante de equilibrios hete-rogéneos que se establecen cuando una sal (compuesto iónico) poco soluble se disuelve en agua dando lugar a una disolución saturada en equilibrio con su precipitado.
En una disolución saturada de una sal AmBn en agua, se establece un equilibrio entre la sal sin disolver en estado sólido (AmBn (s)) y los iones que la forman disueltos en el agua (An+ (aq), Bm- (aq)). El proceso directo representa la disolución de la sal, y el proceso inverso su precipitación.
La constante de equilibrio correspondiente recibe el nombre de producto de solubilidad (Ks) y viene dada por:
En una disolución saturada, la concentración de sal disuelta en agua recibe el nombre de solubilidad (s). Las concentraciones de sus iones son: [A n+] = ms y [B m-] = ns.
Sustituyendo en Ks, se obtiene la relación entre producto de solubilidad y solubilidad:
Ks = (ms) m·(ns) n = mm·nn·sm+n
An+ Bm-
AmBn precipitado
disolución
Ks = [A n+]m·[B m-]n
Se establece el equilibrio:
AmBn (s) m An+ (aq) + n Bm- (aq)
45
Ejemplo: Establecer la relación entre producto de solubilidad y solubilidad para una disolu-ción saturada de sulfato de aluminio.
Al2(SO4)3 (s) 2 Al3+ (aq) + 3 SO42- (aq) Ks = [Al3+ ]2·[ SO4
2-]3 = (2s)2·(3s)3 = 108s5
Cuando una disolución contiene una mezcla de varios cationes o aniones, estos pueden separarse mediante precipitación fraccionada. Para ello se va añadiendo a la disolución un ion de signo opuesto que forme sales poco solubles con los iones en disolución; de este modo, se produce una precipitación en cascada precipitando primero la sal que alcance an-tes (con menor concentración del ion que se añade) su producto de solubilidad.
Ejemplo: Para una disolución acuosa conteniendo iones Mg2+ y Ca2+ de concentración 0,001
M para cada uno de ellos. Justificar en qué orden precipitan cuando se agrega KOH a la
disolución. Datos: Ks: Mg(OH)2 = 5·10–11; Ca(OH)2 = 1,1·10–6
Equilibrio de precipitación del Mg(OH)2: Mg2+ (aq) + 2 OH- (aq) Mg(OH)2 (s)
Equilibrio de precipitación del Ca(OH)2: Ca2+ (aq) + 2 OH- (aq) Ca(OH)2 (s)
Para que precipite Mg(OH)2: 5·10–11 = 0,001·[OH-]2; [OH-] = 2,24·10-4 M
Para que precipite Ca(OH)2: 1,1·10–6 = 0,001·[OH-]2; [OH-] = 0,033 M
Precipita antes el Mg(OH)2, ya que precisa una menor concentración de OH-.
Factores que influyen en la solubilidad
- Efecto del ion común: Si a una disolución saturada, se le añade alguno de los iones que forman parte de la sal disuelta, por el principio de Le Chatelier, el equilibrio se desplaza hacia la izquierda, provocando la precipitación de la sal y disminuyendo su solubilidad. Se puede lograr el efecto inverso, es decir, un aumento de la solubilidad, añadiendo una sus-tancia que reaccione con alguno de los iones disueltos (por ejemplo, en el caso de los hidróxidos, añadiendo un ácido que reaccione con los OH-).
Ejemplo: Explicar que sucederá si a una disolución saturada de sulfato de aluminio se le añade sulfato de sodio.
Al2(SO4)3 (s) 2 Al3+ (aq) + 3 SO42- (aq)
Al añadir Na2SO4, el ion SO42- ejerce efecto de ion común, haciendo que el equilibrio se
desplace hacia la izquierda, de forma que precipitará Al2(SO4)3.
- Efecto de la temperatura: El proceso de disolución de la mayoría de las sales es endo-térmico, ya que hay que aportar mucha energía (energía reticular) para separar los iones de la red. Por ello, al aumentar la temperatura, por el principio de Le Chatelier, el equilibrio se desplaza hacia la derecha aumentando la solubilidad.
5. Aplicaciones del equilibrio químico
a) En la industria
Muchos procesos de síntesis son reversibles, por lo que para maximizar el rendimiento es necesario desplazar el equilibrio en sentido directo; al mismo tiempo, se precisa que los procesos se verifiquen a suficiente velocidad para resultar rentables, pero es frecuente que las condiciones cinéticamente favorables sean desfavorables desde el punto de vista del equilibrio.
Uno de los equilibrios más importantes a escala industrial es el proceso Haber, consis-tente en la reacción entre nitrógeno e hidrógeno gaseosos para producir amoníaco, que es una materia prima esencial para la fabricación de fertilizantes (al permitir que las plan-tas fijen el nitrógeno atmosférico), fibras sintéticas, explosivos…
N2 (g) + 3 H2 (g) 2 NH3 (g) H = -92,6 kJ
Según el principio de Le Chatelier las condiciones idóneas para maximizar la formación de NH3 son presiones elevadas y bajas temperaturas; sin embargo, si la temperatura desciende la reacción se hace muy lenta, por lo que el proceso no resulta rentable. El
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proceso industrial tiene lugar en reactores a alta presión y a temperaturas moderadas usando un catalizador que permite que el equilibrio se alcance antes; además, el NH3 formado se va extrayendo por licuación para favorecer que continúe su producción.
b) En la naturaleza
Algunos ejemplos de reacciones reversibles que se producen en la atmósfera, la corteza terrestre o los seres vivos son:
- Formación de óxidos de nitrógeno: la oxidación del nitrógeno atmosférico (N2 + O2 2 NO) es un proceso endotérmico y reversible con una constante de equilibrio muy baja. El proceso solo se desplaza hacia la derecha de forma significativa a temperaturas muy elevadas (como las que se alcanzan en el interior de los motores diésel o, en ocasiones, por los relámpagos) dando lugar a óxidos de nitrógeno muy contaminantes.
- Formación de estalactitas: el CaCO3 presente en los terrenos calizos es un compuesto muy insoluble en agua pura, pero su solubilidad aumenta cuando el agua lleva CO2 di-suelto al establecerse el siguiente equilibrio:
CaCO3 (s) + H2O (l) + CO2 (g) Ca2+ (aq) + 2 HCO32- (aq)
De este modo, el agua de lluvia, que contiene CO2, penetra a través de las grietas de las rocas y va disolviendo la piedra caliza; a medida que el agua va goteando, el equilibrio se desplaza hacia la izquierda y se va depositando CaCO3 que da lugar a las estalactitas.
- Transporte de oxígeno en la sangre: la hemoglobina (Hb) de la sangre se combina con el O2 del aire mediante un proceso reversible (Hb + O2 HbO2). Al aumentar la altitud, la concentración de O2 disminuye y el equilibrio se desplaza hacia la izquierda formándose menos oxihemoglobina (HbO2). Cuando el organismo se aclimata a la altura, compensa esta alteración produciendo más hemoglobina, de forma que el equilibrio vuelve a des-plazarse hacia la derecha.
EJERCICIOS
1. Dada la reacción elemental O3 (g) + O (g) 2 O2 (g), contestar a las siguientes pregun-tas: a) ¿Cuáles son los órdenes de reacción respecto a cada uno de los reactivos y el orden
total de la reacción? b) ¿Cuál es la expresión de la ecuación de velocidad? c) ¿Cuáles son las unidades de la constante de velocidad? d) ¿Qué relación existe entre la velocidad de formación de O2 y la de desaparición de
O3? 2. Para la reacción en fase gaseosa CO + NO2 → CO2 + NO la ecuación de velocidad es
v = k [NO2]2. Justificar si son verdaderas o falsas las siguientes afirmaciones: a) La velocidad de desaparición del CO es igual a la velocidad de desaparición del NO2. b) La velocidad de la reacción es v = −(1/2) d[NO2] /dt c) El orden total de la reacción es dos. d) Las unidades de la constante de velocidad serán mol·L-1·s-1.
3. A 25 ºC, transcurre la reacción elemental 2 NO (g) + O2 (g) → 2 NO2 (g).
a) Escribir la expresión de velocidad de reacción referida tanto a reactivos como a pro-
ductos.
b) ¿Cuál es la molecularidad de la reacción?
c) Formular la ecuación de velocidad de la reacción e indicar el orden global de reac-
ción.
d) Calcular la constante de velocidad si la velocidad de reacción es de 0,024 mol·L−1·s−1
para [NO] = [O2] = 0,1 M.
Solución: d) 24 mol-2·L2·s-1
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4. Se determinó experimentalmente que la reacción 2 A + B → P sigue la ecuación de velocidad v = k [B]2. Contestar razonadamente si las siguientes proposiciones son ver-daderas o falsas. a) La velocidad de desaparición del B es la mitad de la velocidad de formación de P. b) La concentración de P aumenta a medida que disminuyen las concentraciones de
los reactivos A y B. c) El valor de la constante de velocidad es función solamente de la concentración inicial
de B. d) El orden total de reacción es 3.
5. Para la reacción A + B → C se obtuvieron los siguientes resultados:
ENSAYO (mol·L-1) (mol·L-1) v (mol·L-1·s-1)
1º 0,1 0,1 X
2º 0,2 0,1 4X
3º 0,3 0,2 9X
a) Determinar la ecuación de velocidad. b) Determinar las unidades de la constante cinética k. c) Indicar razonadamente cuál de los dos reactivos se consume más deprisa.
6. Tras estudiar la reacción en fase gaseosa A + 2 B → 2 C, se ha determinado que si se
duplica la concentración de A, manteniendo constante la de B, la velocidad se duplica y si se duplica la concentración de B, manteniendo constante la de A, la velocidad se mul-tiplica por 4.
a) Obtener razonadamente la ecuación de velocidad para dicha reacción. b) Justificar si la reacción puede ser elemental. c) Obtener las unidades de la constante de velocidad. d) Explicar cómo afecta a la velocidad de la reacción la presencia de un catalizador.
7. Se ha encontrado que la velocidad de la reacción A(g) + 2 B(g) → C(g) solo depende de la temperatura y de la concentración de A, de manera que si ésta se triplica, también se triplica la velocidad de la reacción.
a) Indicar los órdenes de reacción parciales respecto de A y B, así como el orden total.
b) Escribir la ley de velocidad.
c) Justificar si para el reactivo A cambia más deprisa la concentración que para el reac-
tivo B.
d) Explicar cómo afecta a la velocidad de reacción una disminución de volumen a tem-
peratura constante.
8. Una reacción química del tipo A (g) → B (g) + C (g) tiene a 25 ºC una constante cinética k = 5·1012 L·mol–1·s–1. Contestar razonadamente a las siguientes preguntas: a) ¿Cuál es el orden de la reacción anterior? b) ¿Cómo se modifica el valor de la constante k si la reacción tiene lugar a una tempe-
ratura inferior? c) ¿Por qué no coincide el orden de reacción con la estequiometría de la reacción? d) ¿Qué unidades tendría la constante cinética si la reacción fuera de orden 1?
A B
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9. Para la reacción en fase gaseosa A + B C + D, cuya ecuación cinética o ley de velo-cidad es v = k [A], indicar como varía la velocidad de reacción: a) Al disminuir el volumen del sistema a la mitad. b) Al variar las concentraciones de productos sin variar el volumen del sistema. c) Al utilizar un catalizador. d) Al aumentar la temperatura.
10. La oxidación de NO(g) a NO2(g) es un proceso elemental. a) Ajustar la ecuación química correspondiente con coeficientes estequiométricos ente-
ros y escribir la ecuación de velocidad. b) Si se duplica la concentración inicial de NO, ¿en qué factor variará la velocidad? ¿Y
si se duplica la concentración inicial de O2? c) Si se duplica el volumen del reactor, ¿en qué factor variará la velocidad?
11. Considerando el diagrama de energía que se muestra, para la reacción A → B + C, con-
testar razonadamente a las siguientes preguntas: a) ¿Cuál puede ser la causa de la diferencia entre la
curva 1 y la 2? b) ¿Para cuál de las dos curvas la reacción transcurre
a mayor velocidad? c) ¿Qué les sucederá a las constantes de velocidad
de reacción si se aumenta la temperatura? d) ¿La reacción es exotérmica o endotérmica?
12. La reacción 3 A(g) + B(g) → 2 C(g) + D(g) es de orden 1 respecto de A y de orden 2
respecto de B. a) Escribir la velocidad de la reacción en función de cada especie y justificar si la
velocidad de desaparición de B es doble de la velocidad de desaparición de A.
b) Obtener las unidades de la constante de velocidad.
c) Razonar si la reacción directa es endotérmica sabiendo que la energía de acti-
vación es 35 kJ y la de la reacción inversa es 62 kJ.
d) Explicar cómo afecta a la velocidad de reacción un aumento de volumen a tem-
peratura constante.
13. Un componente A se descompone según la reacción 2 A B + C es exotérmica y
tiene una energía de activación alta. a) Indicar, en un diagrama entálpico, entalpía de reacción y energía de activación. b) Justificar si la reacción de descomposición es rápida o lenta a temperatura am-
biente. c) Justificar qué proceso es más rápido, el directo o el inverso. d) Justificar si un aumento de temperatura favorece la descomposición desde el
punto de vista de la cinética.
14. Para la reacción en fase gaseosa A + B C los valores de entalpía de reacción y energía de activación de la reacción directa son: ΔH = −150 kJ/mol y Ea = 85 kJ/mol. a) Justificar el efecto de un aumento de temperatura en la constante de velocidad
y en la velocidad de la reacción directa.
b) Determinar, para la reacción inversa C A + B, los valores de ΔH y Ea y justificar si la constante de velocidad de la reacción inversa será mayor o menor que la directa.
15. Escribir las expresiones de Kc y Kp y la relación entre ambas para los siguientes equilibrios: a) 2 N2O5(g) 4 NO2(g) + O2(g) b) N2(g) + 3 H2(g) 2 NH3(g)
c) H2CO3(aq) H+(aq) + HCO3 (aq)
d) CaCO3(s) CaO(s) + CO2(g)
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16. Un recipiente de 50 L, que se encuentra a 127 ºC contiene una mezcla en equilibrio con 2,8 moles de SO3, 1,2 moles de SO2 y 0,6 moles de O2 según la reacción 2 SO3 (g) 2 SO2 (g) + O2 (g). Determinar: a) El valor de la constante de equilibrio Kc. b) El valor de la constante de equilibrio Kp. Solución: a) 2,2·10-3; b) 0,072
17. Un recipiente de 37,5 L, que se encuentra a 343 K y 6 atm, contiene una mezcla en equilibrio con el mismo número de moles de NO2 y N2O4, según la reacción 2 NO2 (g) N2O4 (g). Determinar: a) El número de moles de cada componente en el equilibrio. b) El valor de la constante de equilibrio Kp. Solución: a) 4 mol; 4 mol; b) 0,33
18. En un reactor de 20 L, una mezcla gaseosa constituida inicialmente por 7 mol de hidrógeno y 5 mol de yodo, se calienta a 350 ºC. En el equilibrio, H2(g) + I2(g) ⇆ 2 HI(g), hay 8,6 mol de yoduro de hidrógeno gaseoso. a) Calcular la constante de equilibrio Kc.
b) Calcular la presión parcial de hidrógeno en el equilibrio.
Solución: b) 39,1; c) 6,9 atm
19. Cuando se encierran 1,36 moles de hidrógeno molecular y 0,78 moles de monóxido de carbono en un recipiente de 1 litro, se establece el equilibrio de formación de metanol, en fase gaseosa. La concentración de hidrógeno molecular en el equilibrio vale 0,12 moles/l. a) Calcular el valor de Kc para la reacción 2H2 (g) + CO (g) CH3OH (g) b) Calcular el valor de Kp para dicha reacción a 160 ºC
Solución: a) 269; b) 0,213
20. En un recipiente de 25 L se introducen 2 moles de hidrógeno, 1 mol de nitrógeno y 3,2 moles de amoniaco según la reacción 3H2 (g) + N2 (g) 2NH3 (g): a) Sabiendo que cuando se alcanza el equilibrio a 400 °C, los moles de amoniaco
se han reducido a 1,8, calcular el número de moles de H2 y de N2 en el equilibrio. b) Los valores de las constantes de equilibrio Kc y Kp a 400 °C. Solución: a) 4,1 mol; 1,7 mol; b) 17,28; 5,67∙10 –3
21. En un recipiente de 15 litros se introducen 3 mol de compuesto A y 2 mol del com-
puesto B. Al calentar a 400 K se establece el equilibrio: 2 A (g) + B (g) 3 C (g). Sabiendo que en el equilibrio las presiones parciales de B y C son iguales, calcular: a) Las concentraciones de A, B y C en el equilibrio. b) La presión total en el equilibrio. c) El valor de las constantes de equilibrio Kc y Kp a 400 K. Solución: a) 0,133 M; 0,1 M; 0,1 M; b) 10,9 atm; c) 0,57; 0,57
22. En un reactor se introducen 5 moles de tetraóxido de dinitrógeno gaseoso, que tiene en el recipiente una densidad de 2,3 g·L−1. Este compuesto se descompone según la reacción N2O4 (g) 2 NO2 (g), y en el equilibrio a 325 K la presión es 1 atm. Determinar en estas condiciones: a) El volumen del reactor. b) El número de moles de cada componente en el equilibrio. c) El valor de la constante de equilibrio Kp d) El valor de la constante de equilibrio Kc Solución: a) 200 L; b) 2,5; 5; c) 1,33; d) 0,05
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23. En un recipiente cerrado de 10 L se mezcla HI, I2 e H2. Sus presiones parciales iniciales son p(HI) = 0,7 atm, p(I2) = 0,02 atm y p(H2) = 0,02 atm. Se calienta a 700 K estableciéndose el siguiente equilibrio: 2 HI (g) ⇆ I2 (g) + H2 (g). a) Calcular el valor de Kp sabiendo que la presión parcial en el equilibrio de HI es
de 0,64 atm.
b) Calcular el valor de Kc a esa temperatura.
c) Razonar en qué sentido se producirá la
reacción para alcanzar el equilibrio para los
tres experimentos detallados en la tabla.
Solución: a) 6,1·10-3; b) 6,1·10-3
24. La reacción CO (g) + H2O (g) H2 (g) + CO2 (g), tiene una constante Kc de 8,25 a
900 °C. En un recipiente de 25 litros, se mezclan 10 moles de CO y 5 moles de H2O a 900 °C. Calcular en el equilibrio: a) Las concentraciones de todos los compuestos. b) La presión total de la mezcla. Solución: a) 0,218 M; 0,018 M; 0,182 M; 0,182 M; b) 57,72 atm.
25. Para la reacción N2 (g) + O2 (g) 2 NO (g) el valor de la constante de equilibrio, Kc,
es 8,8·10-4 a 1930 ºC. Si se introducen 2 moles de N2 y 1 mol de O2 en un recipiente vacío de 2 L y se calienta hasta 1930 ºC, calcular: a) La concentración de cada una de las especies en equilibrio. b) La presión parcial de cada especie y el valor de Kp. Solución: a) 0,99 M, 0,49 M, 0,02 M; b) 178,8 atm, 88,5 atm, 3,6 atm, 8,8·10-4
26. En un recipiente cerrado de 22 L de volumen y a la temperatura de 305 K se intro-
duce 1 mol de N2O4 (g). Este gas se descompone parcialmente según la ecuación N2O4 (g) 2 NO2 (g), cuya constante de equilibrio Kp vale 0,249 a dicha tempera-tura. a) Calcular el valor de Kc. b) Determinar los valores de las fracciones molares de los componentes de la mez-
cla en el equilibrio. c) ¿Cuál es la presión total cuando se ha alcanzado el equilibrio? Solución: a) 9,95·10-3; b) 0,655; 0,344; c) 1,38 atm
27. Se parte de 150 gramos de ácido etanoico, y se quieren obtener 176 gramos de
etanoato de etilo por reacción con etanol. a) Escribir la reacción de obtención del etanoato de etilo indicando de qué tipo es. b) Sabiendo que Kc vale 5, calcular los gramos de alcohol que hay que utilizar. c) Calcular las fracciones molares de los 4 compuestos presentes en el equilibrio. Solución: b) 165,6 g; c) 0,082; 0,26; 0,328; 0,328
28. El N2O4 gas se descompone parcialmente a 45 °C para dar NO2 gas. En un recipiente vacío, de un litro de capacidad, a 45 °C se introducen 0,1 moles de N2O4 alcanzán-dose en el equilibrio una presión de 3,18 atmósferas. Calcular: a) Las constantes de equilibrio en función de las presiones y de las concentracio-
nes. b) El grado de disociación del N2O4. Solución: a) 0,65; 0,025; b) 0,22
29. A 400 ºC y 1 atm el amoniaco se encuentra disociado en un 40 % en nitrógeno e hidrógeno, según la reacción NH3 (g) 3/2 H2 (g) + 1/2 N2 (g). Calcular: a) La presión parcial de cada uno de los gases en el equilibrio. b) El volumen de la mezcla si se parte de 170 g de amoniaco
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c) El valor de Kp. d) El valor de Kc. Solución: a) 0,43 atm; 0,43 atm; 0,14 atm; b) 772,6 L; c) 0,245; d) 4,4·10-3
30. A 532 K se introducen 0,1 moles de PCl5 en un recipiente X de 1,2 L y 0,1 moles en
otro recipiente Y. Se establece el equilibrio PCl5 PCl3 + Cl2, y la cantidad de PCl5 se reduce un 50% en el recipiente X y un 90% en el recipiente Y. Todas las especies se encuentran en fase gaseosa. Calcular: a) La presión en el equilibrio en el recipiente X. b) La constante de equilibrio Kc. c) El volumen del recipiente Y. d) La presión en el equilibrio en el recipiente Y. Solución: a) 5,45 atm; b) 0,042; c) 19,3 L; d) 0,43 atm
31. A 25ºC se produce la reacción AB3(g) ⇆ AB2(g) + 1/2 B2(g), cuando se alcanza el equilibrio AB3(g) está disociado al 65% con una presión total de 0,25 atm. Calcular: a) Las presiones parciales de cada gas en el equilibrio. b) Kp y Kc. Solución: a) 0,066 atm; 0,123 atm; 0,061 atm; b) 0,46; 0,093
32. En un recipiente cerrado, se calienta a 182 ºC pentacloruro de arsénico gaseoso que
se disocia en tricloruro de arsénico gaseoso y en cloro molecular. En el equilibrio y a una presión total de 1 atm, el pentacloruro de arsénico se disocia un 29,2 %. Cal-cular: a) Las presiones parciales de los tres gases en el equilibrio. b) Kc y Kp. c) Las concentraciones molares de todas las sustancias en el equilibrio.
Solución: a) 0,55 atm, 0,23 atm, 0,23 atm; b) 2,6×10–3, 0,096; c) 0,015 M, 6,2×10-3, 6,2×10-3
33. Para la reacción de descomposición térmica del etano: C2H6 (g) ⇆ C2H4 (g) + H2 (g), la constante de equilibrio Kc, a 900 K, tiene un valor de 7,0×10−4. Se introduce etano en un reactor y una vez alcanzado el equilibrio la presión en el interior del mismo es 2,0 atm. a) Calcular el grado de disociación y las presiones parciales de cada uno de los
componentes en el equilibrio. b) Explicar razonadamente cómo afectará al grado de disociación un aumento de
la presión y demostrar si la predicción es acertada realizando los cálculos opor-tunos cuando la presión duplica su valor.
34. Indicar cómo variarían las cantidades de reactivos y productos en las siguientes
reacciones (sin ajustar) si se aumentara la presión: a) Ni (s) + CO (g) Ni(CO)4 (g) b) CH4 (g) + H2O (g) CO (g) + H2 (g)
c) H2 (g) + I2 (g) HI (g) d) O3 (g) O2 (g)
35. Dada la reacción endotérmica para la obtención de hidrógeno:
CH4 (g) C (s) + 2 H2 (g) a) Escribir la expresión de la constante de equilibrio Kp. b) Explicar cómo afecta un aumento de presión al valor de Kp. c) Explicar cómo afecta una disminución de volumen a la cantidad de H2 obtenida. d) Explicar cómo afecta un aumento de temperatura a la cantidad de H2 obtenida.
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36. El amoniaco gaseoso reacciona con oxígeno molecular y se oxida a monóxido de nitrógeno gaseoso y agua líquida, siendo su entalpía de reacción negativa: a) Ajustar la ecuación química correspondiente con coeficientes enteros. b) Escribir la expresión de la constante de equilibrio Kc. c) Razonar cómo se modificará el equilibrio al aumentar la presión total. d) Explicar razonadamente cómo se podría aumentar el valor de la constante de
equilibrio.
37. Considerando el equilibrio existente entre el oxígeno molecular y el ozono, de
acuerdo a la reacción 3 O2 (g) 2 O3 (g), cuya entalpía de reacción es ΔH = 284 kJ,
justificar:
a) El efecto que tendría sobre el equilibrio un aumento de la presión del sistema. b) El efecto que tendría sobre la cantidad de ozono en el equilibrio una disminución
de la temperatura. c) El efecto que tendría sobre el equilibrio la adición de un catalizador. d) El efecto que tendría sobre la constante de equilibrio Kp añadir más ozono al
sistema.
38. La siguiente reacción, no ajustada: CH3OH (l) + O2 (g) H2O (l) + CO2 (g) es exo- térmica a 25 ºC. a) Escribir la expresión para la constante de equilibrio Kp de la reacción indicada. b) Razonar cómo afecta al equilibrio un aumento de la temperatura. c) Razonar cómo afecta a la cantidad de CO2 desprendido un aumento de la
cantidad de CH3OH (l).
d) Justificar cómo se modifica el equilibrio si se elimina CO2 del reactor.
39. Para la reacción de descomposición del pentacloruro de fósforo gaseoso para dar
tricloruro de fósforo y cloro, en fase gaseosa, se conocen los valores de su constante de equilibrio a dos temperaturas Kc = 0,10 (a T = 500 K) y Kc’ = 38 (a T = 825 K). Explicar, a partir de la expresión de su constante de equilibrio: a) En qué sentido se desplazará el equilibrio cuando se aumenta la temperatura. b) Si la reacción es exotérmica o endotérmica. c) En qué sentido se desplazará el equilibrio al disminuir el volumen. d) Cuál de las energías de activación será mayor, la del proceso directo o la del
inverso.
40. El dióxido de nitrógeno es un gas de color rojizo que reacciona consigo mismo (se dimeriza) para dar lugar al tetraóxido de dinitrógeno, que es un gas incoloro. Se ha comprobado que una mezcla a 0 ºC es prácticamente incolora mientras que a 100 ºC tiene color rojizo. Teniendo esto en cuenta: a) Escribir la reacción que tiene lugar. b) Justificar si la reacción es exotérmica o endotérmica. c) ¿Qué cambio de color se apreciará a 100 ºC si se aumenta la presión? d) Justificar si se modificará el color de la mezcla si, una vez alcanzado el equilibrio,
se añade un catalizador.
41. Considerar el equilibrio: X(g) + 2 Y(g) ⇆ Z(g) con ∆H < 0. Si la presión disminuye, la temperatura aumenta y se añade un catalizador, justificar si los siguientes cambios son verdaderos o falsos. a) La velocidad de la reacción aumenta. b) La constante de equilibrio aumenta. c) La energía de activación disminuye. d) La concentración de Z en el equilibrio disminuye.
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42. Para la reacción en fase gaseosa A + B C la entalpía de reacción es −150 kJ/mol. a) Justificar el efecto de un aumento de temperatura en la constante de equilibrio y
en la composición en equilibrio. b) Justificar el efecto de un aumento de temperatura en la constante de velocidad
y en la velocidad de la reacción. c) Justificar el efecto de un aumento de volumen en la constante de equilibrio y en
la composición en equilibrio. d) Justificar el efecto de un aumento de volumen en la constante de velocidad y en
la velocidad de la reacción.
43. En un matraz de 2 L se introducen 0,5 mol de A2 y 1,0 mol de B2 y se lleva a 250 ºC. Se produce la reacción A2(g) + 2 B2(g) ↔ A2B4(g), reaccionando el 60% de A2. a) Sabiendo que para esta reacción ΔH > 0, proponer justificadamente dos formas
diferentes de aumentar su rendimiento sin añadir más cantidad de reactivos. b) Calcular Kp. Solución: b) 0,0204
44. La reacción de síntesis del CH3OH en estado gaseoso es CO + H2 ⇆ CH3OH. Se
introducen en un reactor 1 mol de CO y 2 mol de H2, alcanzándose el equilibrio a 500 ºC y 250 atm cuando ha reaccionado el 20% del CO inicial. Determinar, a partir de la reacción ajustada: a) La presión parcial de cada gas en el equilibrio y el volumen del reactor empleado. b) El valor de Kp. ¿Coinciden los valores numéricos de Kp y Kc? Razonar la res-
puesta. c) Cómo afecta a la concentración de metanol un aumento de volumen a tempera-
tura constante. Solución: a) 76,9 atm, 153,8 atm, 19,2 atm; 0,659 L; b) 1,06·10−5
45. Cuando se calienta SOCl2 en un recipiente de 1 L a 375 K, se establece el equilibrio:
SOCl2(g) SO(g) + Cl2(g), encontrándose 0,037 mol de SO y una presión total de 3
atm.
a) Calcular la concentración inicial de SOCl2 expresada en molaridad.
b) Determinar el valor de Kc y Kp.
c) Explicar si se modifica el equilibrio por un aumento de la presión total, debido a
una disminución del volumen y manteniendo la temperatura constante.
Solución: a) 0,06 M; b) 0,06; 1,85
46. A 2600 K se introduce 1 mol de agua en un recipiente vacío de 100 L, alcanzándose
el siguiente equilibrio: 2 H2O (g) 2 H2 (g) + O2 (g), con Kp = 4,2×10–5.
a) Calcular Kc.
b) Calcular el número de moles de O2 en el equilibrio.
c) Justificar cómo se modifica el equilibrio al aumentar la presión total por disminu-
ción de volumen.
Solución: a) 1,97·10-7; b) 0,017 mol
47. Considerar los siguientes compuestos: sulfato de bario (Ks = 1,1·10−10), hidróxido de
hierro(II) (Ks = 1,0·10−16) y yoduro de bismuto (III) (Ks = 8,2·10–19). a) Formular cada uno de sus equilibrios de solubilidad. b) Escribir en orden creciente, de forma justificada, la solubilidad molar de estos
compuestos.
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48. Para las sales cloruro de plata y yoduro de plata, cuyas constantes de producto de solubilidad, a 25 ºC, son 1,6·10–10 y 8·10–17, respectivamente: a) Formular los equilibrios heterogéneos de disociación y escribir las expresio-
nes para las constantes del producto de solubilidad de cada una de las sales indicadas, en función de sus solubilidades.
b) Calcular la solubilidad de cada una de estas sales en g·L–1. c) ¿Qué efecto produce la adición de cloruro de sodio sobre una disolución satu-
rada de cloruro de plata? d) ¿Cómo varía la solubilidad de la mayoría de las sales al aumentar la tempe-
ratura? Justificar la respuesta. Solución: a) 1,82·10-3 g·L-1: b) 2,1·10-6 g·L-1
49. La solubilidad del carbonato de plata, a 25 °C, es 0,0318 g·L‒1.
a) Escribir el equilibrio de solubilidad de esta sal en agua.
b) Calcular la concentración molar de ion plata en una disolución saturada de car-
bonato de plata, a 25 °C.
c) Calcular la constante del producto de solubilidad del carbonato de plata a 25 °C.
d) Explicar, con un ejemplo, cómo variará la solubilidad de esta sal por efecto de
un ion común.
Solución: b) 2,31·10‒4 M; c) 6,13·10−12
50. En un recipiente A se introduce 1 mol de Ca(OH)2 sólido y, en otro recipiente B,
1 mol de Ba(OH)2 sólido, y se añade la misma cantidad de agua a cada uno de los recipientes. a) Formular los equilibrios heterogéneos de disociación de estas sales y escribir las
expresiones para sus constantes del producto de solubilidad en función de las solubilidades correspondientes.
b) Justificar, sin hacer cálculos, en qué disolución la concentración molar del catión es mayor.
c) Justificar cómo se modifica la concentración de Ca2+ en disolución si al recipiente A se le añade hidróxido de sodio sólido.
d) Justificar si se favorece la solubilidad del Ba(OH)2 si al recipiente B se le añade ácido clorhídrico.
Datos. Productos de solubilidad: Ca(OH)2 = 10–5; Ba(OH)2 = 10–2
51. A una disolución de K2SO4 se le añade una disolución de CaBr2. a) Formular el equilibrio de precipitación resultante. b) Determinar la solubilidad del CaSO4 en mol·L–1 y g·L–1. c) Justificar cómo afecta la adición de otro sulfato a la mezcla de disoluciones del
enunciado. d) Si a una disolución que contiene iones Ca2+ y Ba2+ en igual concentración se le
hacen adiciones sucesivas de la disolución de K2SO4, justificar qué sal precipi-tará primero.
Datos. Ks(CaSO4) = 5×10–5; Ks(BaSO4) = 1,1×10–10 Solución: b) 7,07·10−3 mol·L-1; 0,96 g·L−1
52. Se tiene una disolución acuosa de nitrato de plata y nitrato de bario sobre la que se va añadiendo otra que contiene iones sulfato. a) Formular los equilibrios de precipitación resultantes.
b) Determinar la solubilidad de ambos sulfatos en M y g·L−1.
c) Justificar cómo afecta a la solubilidad del Ag2SO4 la adición de sulfato de potasio.
Datos. Ks: Ag2SO4 = 1,6·10−5; BaSO4 = 1,1·10−10
Solución: b) 0,0159 M; 4,96 g/L; 1,05·10-5 M; 2,44·10-3 g/L
55
53. Se dispone de 100 mL de una disolución que contiene 0,194 g de K2CrO4 a la que
se añade 100 mL de otra disolución que contiene iones Ag+. Considerar que los vo-
lúmenes son aditivos.
a) Calcular la concentración inicial, expresada en molaridad, de iones cromato, pre-
sentes en la disolución antes de que se alcance el equilibrio de precipitación.
Escribir el equilibrio de precipitación.
b) Determinar la solubilidad de la sal formada en mol·L–1 y g·L–1
c) Calcular la concentración mínima de iones Ag+ necesaria para que precipite la
sal.
d) Si a una disolución que contiene la misma concentración de iones SO42− e iones
CrO42− se le añaden iones Ag+, justificar, sin hacer cálculos, qué sal precipitará
primero.
Datos: Ks (Ag2CrO4) = 1,9×10−12; Ks (Ag2SO4) = 1,6×10–5
Solución: a) 0,0259 M; b) 7,8·10-5 mol/L; 0,0259 g/L; c) 1,38·10-5 mol/L
54. La solubilidad del cromato de plata en agua a 25ºC es 0,00435 g/100 mL.
a) Escribir el equilibrio de solubilidad en agua del cromato de plata, indicando los estados de cada especie.
b) Calcular el producto de solubilidad de la sal a 25 ºC. c) Calcular si se formará precipitado cuando se mezclan 20 mL de cromato de sodio
0,8 M con 300 mL de nitrato de plata 0,5 M. Considerar los volúmenes aditivos. Solución: b) 8,8×10−12
55. Una disolución contiene iones fluoruro y sulfato en concentración de 10-2 mol·L-1 de
cada ion. A dicha disolución se añade progresivamente otra que contiene iones ba-
rio.
a) Escribir los equilibrios de solubilidad de cada sal.
b) Calcular la solubilidad de cada una de ellas en g·L-1.
c) Calcular la concentración de iones bario que debe haber en la disolución para
que empiece a precipitar cada sal.
d) Indicar, razonadamente, cuál será el orden de precipitación.
Datos: Ks (fluoruro de bario) = 2x10–6; Ks (sulfato de bario) = 10–10
56
TEMA 4: ÁCIDOS Y BASES
1. Conceptos de ácido y base
Las propiedades empíricas de los ácidos y las bases se conocen desde la antigüedad. Por ejemplo, los ácidos poseen sabor agrio, mientras que el sabor de las bases (o sus-tancias alcalinas) es amargo; los ácidos enrojecen determinados pigmentos vegetales que con las bases se vuelven de color azul; y ambos se neutralizan mutuamente, con-trarrestando sus propiedades. Las características estructurales de estas sustancias son explicadas por distintas teorías.
Teoría de Arrhenius
Según Arrhenius (1887), un ácido es una sustancia que en disolución acuosa se disocia produciendo iones H+ (protones), y una base es una sustancia que en disolución
acuosa se disocia produciendo iones OH (iones hidróxido).
Ácido: HA OH2 H+ + A
Base: BOH OH2 B+ + OH
Según esta teoría son ácidos todos los hidrácidos, oxácidos y ácidos carboxílicos, mientras que son bases todos los hidróxidos.
Ejemplo: Clasificar las siguientes sustancias como ácidos o bases según la teoría de Arrhenius, escribiendo sus ecuaciones de disociación en disolución acuosa: HCl, NaOH, H2SO4, Ca(OH)2 y CH3-COOH.
HCl OH2 H+ + Cl (ácido)
NaOH OH2 Na+ + OH (base)
H2SO4 OH2 2H+ + SO4
2 (ácido)
Ca(OH)2 OH2 Ca2+ + 2OH (base)
CH3-COOH OH2 CH3-COO + H+ (ácido)
Teoría de Brönsted-Lowry
Según Brönsted y Lowry (1923), un ácido es toda sustancia capaz de ceder un protón, y una base es toda sustancia capaz de aceptarlo. Por ello los ácidos y las bases nunca existen de forma aislada, sino que forman pares ácido-base conjugados (ácidos y bases que difieren en un protón), estableciéndose un equilibrio entre ambas formas: todo ácido, al ceder un protón se transforma en una base capaz de aceptarlo y viceversa.
ácidobasebaseácidoBHABHA
B/BH
A/HAconjugadosbase/ácidoPares
Si esta definición se aplica a disoluciones acuosas, el agua puede actuar como ácido o como base.
- Cuando un ácido se disuelve en agua, le cede un protón; el agua se comporta como base al captar cada molécula un H+ transformándose en un ion H3O+ (ion oxonio).
HA (aq) + H2O (l) A (aq) + H3O+ (aq)
OH/OH
A/HAconjugadosbase/ácidoPares
23 - Cuando una base se disuelve en agua, capta un protón; el agua se comporta como
ácido al ceder cada molécula un H+ transformándose en un ion OH.
ácido base base ácido
57
B (aq) + H2O (l) BH+ (aq) + OH (aq)
OH/OH
B/BHconjugadosbase/ácidoPares
2
Esta teoría amplía la de Arrhenius, ya que considera ácidos, además de las sustancias incluidas en la teoría anterior, los iones formados cuando una base capta un protón:
H3O+, NH4+... Según Brönsted-Lowry, son bases, además de los iones OH presentes
en los hidróxidos, cualquier molécula o ion capaz de aceptar un protón: NH3, aminas,
bases conjugadas de cualquier ácido (F, CH3-COO...), etc. Las sustancias que, como el agua, pueden comportarse como ácidos y como bases se denominan anfóteras.
Ejemplo: Clasificar las siguientes sustancias como ácidos o bases según la teoría de Brönsted-Lowry, escribiendo sus equilibrios de disociación en disolución acuosa: HNO2,
NH3, S2, H3O+ y HCO3.
HNO2 + H2O NO2 + H3O+ Ácido
NH3 + H2O NH4+ + OH Base
S2 + H2O HS + OH Base
H3O+ + H2O H2O + H3O+ Ácido
HCO3 + H2O CO3
2 + H3O+ Ácido
HCO3 + H2O H2CO3 + OH Base
2. Fuerza relativa de los ácidos y bases
La fuerza de un ácido o una base viene determinada por la constante de equilibrio co-rrespondiente a su reacción en disolución acuosa. Cuanto más elevada sea dicha cons-tante, más tendencia tendrá a ceder protones si es un ácido o a captar protones si es una base, y por tanto será más fuerte. Esta constante de equilibrio recibe el nombre de constante de acidez (Ka) si se refiere a un ácido y constante de basicidad (Kb) si se refiere a una base. Frecuentemente, estas constantes se expresan en forma logarítmica (pKa = -log Ka; pKb = -log Kb).
Ácido: HA (aq) + H2O (l) A (aq) + H3O+ (aq) HA
]OH][A[K 3
a
Para determinar las concentraciones en el equilibrio y el grado de disociación (o ioniza-ción) de un ácido, se puede confeccionar una tabla análoga a la que se emplea para los equilibrios gaseosos, aunque en este caso, al tratarse de disoluciones, se suelen reflejar las concentraciones en vez de los números de moles:
HA A H3O+
Concentraciones iniciales c 0 0
Cambio en las concentraciones -x +x +x
Concentraciones en el equilibrio c- x x x
Grado de disociación: α = concentración disociada
concentración sin disociar = x
c
Sabiendo que x = c·α, puede confeccionarse la tabla directamente en función del grado de disociación:
HA A H3O+
Concentraciones iniciales c 0 0
Cambio en las concentraciones - c·α + c·α + c·α
Concentraciones en el equilibrio c·(1-α) c·α c·α
base ácido ácido base
ácido
Sustancia anfótera
58
Base: B (aq) + H2O (l) BH+ (aq) + OH (aq) Kb = [BH
+]·[OH
-]
[B]
Cuanto más fuerte es un ácido (mayor Ka), más débil es su base conjugada (menor Kb) y cuanto más fuerte es una base (mayor Kb), más débil es su ácido conjugado (menor Ka).
Las concentraciones en el equilibrio de las distintas especies y el grado de disociación de una base se calculan del mismo modo que en el caso de los ácidos.
Algunos ácidos tienen constantes de acidez tan elevadas (Ka → ) que se considera que
están totalmente disociados en disolución acuosa ( = 1). La reacción de estos ácidos con el agua es irreversible y se denominan ácidos fuertes. Los principales ácidos fuer-tes son HCl, HBr, HI, HNO3, H2SO4 y HClO4.
Ácido fuerte: HA + H2O A + H3O+ [H3O+] = [HA]o
Los hidróxidos de los metales alcalinos y alcalino-térreos se consideran bases fuertes, ya que se encuentran totalmente disociados en disolución acuosa, dando lugar a iones
OH, los cuales captan protones con mucha avidez. Según la teoría de Brönsted-Lowry, la base sería el ion OH-, pero en estos casos suele aplicarse la teoría de Arrhenius, de forma que se escribe la ecuación de disociación del hidróxido metálico correspondiente:
Base fuerte: BOH OH2 B+ + OH [OH-] = [BOH]o
Ejemplo: Se dispone de una disolución de HCl y otra de HF (Ka = 6·10-4), ambas de
concentración 0,1 M. Determinar la concentración en el equilibrio de iones H3O+ en
cada una de dichas disoluciones.
HCl+ H2O Cl + H3O+ [H3O+] = [HCl]o = 0,1 M
HF+ H2O F + H3O+
HF F H3O+
Concentraciones iniciales 0,1 0 0
Cambio en las concentraciones -x +x +x
Concentraciones en el equilibrio 0,1- x x x
Kb = [F
-]·[H3O
+]
[HF];
x1,0
x10·6
24
; x = 7,5·10-3 M = [H3O+]
Ejemplo: Se dispone de una de NH3 (Kb = 1,8·10-5), de concentración 0,1 M. Determinar
el grado de disociación del amoniaco y la concentración en el equilibrio de iones OH en dicha disolución.
NH3+ H2O NH4+ + OH
NH3 NH4+ OH
Concentraciones iniciales 0,1 0 0
Cambio en las concentraciones -x +x +x
Concentraciones en el equilibrio 0,1- x x x
Kb = [NH4
+]·[OH
-]
[NH3];
x1,0
x10·8,1
25
; x =1,34·10-3 M = [OH]
α =
0,1
1,34·10
c
x 3
0,0134
59
3. Equilibrio iónico del agua. Conceptos de pH y pOH
El agua se encuentra parcialmente ionizada, ya que un pequeño número de moléculas adquieren comportamiento ácido y ceden protones a otro pequeño número de moléculas que adquieren comportamiento básico. El equilibrio que se establece entre las molécu-las ionizadas y sin ionizar se denomina equilibrio iónico del agua.
H2O (l) + H2O (l) H3O+ (aq) + OH (aq)
La constante correspondiente a este equilibrio recibe el nombre de producto iónico del agua, Kw, y su valor a 25 ºC es 10-14.
- En el agua pura: [H3O+] = [OH] = 1410 =10-7 M; cualquier disolución que cumple
esta condición se dice que es neutra.
- Si se añade un ácido: [H3O+] [OH]; [H3O+] 10-7 M; cualquier disolución que cumple esta condición se dice que es ácida.
- Si se añade una base [H3O+] [OH]; [H3O+] 10-7 M; cualquier disolución que cumple esta condición se dice que es básica.
Generalmente, para medir la concentración de iones H3O+, se utiliza el pH, que viene dado por:
Disolución neutra: pH = -log 10-7 = 7
Disolución ácida: [H3O+] 10-7 M; log [H3O+] log 10-7; -log [H3O+] 7; pH 7
Disolución básica: [H3O+] 10-7 M; log [H3O+] log 10-7; -log [H3O+] 7; pH 7
Cuanto más ácida es una disolución (ácido más fuerte y más concentrado) más bajo es su pH, y cuanto más básica (base más fuerte y más concentrada), más alto es su pH. Si se diluyen, su pH se va acercando a la neutralidad (pH = 7).
En el caso de las bases, para medir la concentración de iones OH, a veces se utiliza el pOH, que viene dado por:
Tomando logaritmos en el producto iónico del agua, se determina la relación entre pH y pOH:
[H3O+][OH] = 10-14 ; log ([H3O+][OH]) = log 10-14 ; log [H3O+] + log [OH] = log10-14 ;
- log [H3O+] - log [OH] = 14; sustituyendo: Ejemplo: Determinar el pH de una disolución 0,1 M de: a) HCl; b) HF; c) NaOH; d) NH3. (Datos: Ka (HF) = 6·10-4; Kb (NH3) = 1,8·10-5)
a) HCl+ H2O Cl + H3O+; [H3O+] = [HCl]o = 0,1 M; pH = -log 0,1 = 1
b) HF+ H2O F+ H3O+;x1,0
x10·6
24
; [H3O+] = 7,5·10-3 M; pH = -log 7,5·10-3 = 2,12
c) NaOH OH2 Na+ + OH; [OH] = [NaOH]o = 0,1 M
[H3O+]·0,1 =10-14 ;[H3O+] = 10-13 M; pH = -log 10-13 = 13
Kw = [H3O+][OH] = 10-14
pH = -log [H3O+]
pOH = -log [OH]
pH + pOH = 14
60
o bien: pOH = -log 0,1 = 1; pH = 14 - pOH = 14 -1 = 13
d) NH3+ H2O NH4+ + OH;
x1,0
x10·8,1
25
; [OH] = 1,34·10-3 M
[H3O+]·1,34·10-3 =10-14 ;[H3O+] = 7,5·10-12 M; pH = -log 7,5·10-12 = 11,1 o bien: pOH = -log 1,34·10-3 = 2,9; pH = 14 - pOH = 14 – 2,9 = 11,1 Ejemplo: Determinar el pH de las disoluciones del ejemplo anterior si se toman 10 mL de cada una de dichas disoluciones y se diluyen hasta completar 1 litro.
Como la cantidad de soluto no varía: n = n’; M·V = M’·V’; 0,1·0,01 = M’·1; M’ = 0,001 M
a) HCl+ H2O Cl + H3O+; [H3O+] = [HCl]o = 0,001 M; pH = -log 0,001 = 3
b) HF+ H2O F+ H3O+;x0,001
x6·10
24
; [H3O+] = 5,3·10-4 M;
pH = -log 5,3·10-4 = 3,28
c) NaOH OH2 Na+ + OH; [OH] = [NaOH]o = 0,001 M
[H3O+]·0,001 =10-14 ; [H3O+] =10-11 M; pH = -log 10-11 = 11
d) NH3+ H2O NH4+ + OH;
x0,001
x1,8·10
25
; [OH] = 1,25·10-4 M
[H3O+]·1,25·10-3 =10-14 ; [H3O+] = 8·10-12 M; pH = -log 8·10-12 = 10,1 4. Reacciones de neutralización
Una reacción de neutralización es aquella en la que un ácido le cede uno o más protones a una base, contrarrestándose mutuamente sus propiedades.
Si el ácido y/o la base es fuerte, el equilibrio se encuentra totalmente desplazado hacia
la derecha y la reacción es irreversible: HA + B BH+ + A.
Si la base es un hidróxido, los iones H+ del ácido reaccionan con los iones OH de la
base formando H2O: HA + BOH BA + H2O
Ejemplo: Escribir los productos de las siguientes reacciones de neutralización y ajus-tarlas: a) HCl + NH3; b) 2 HNO3 + Ca(OH)2; c) H2SO4 + KOH.
a) HCl + NH3 NH4+ + Cl
b) 2 HNO3 + Ca(OH)2 Ca(NO3)2 + 2 H2O
c) H2SO4 + 2 KOH K2SO4 + 2 H2O
A partir de la ecuación ajustada de una reacción de neutralización pueden efectuarse cálculos estequiométricos utilizando los factores de conversión adecuados.
Ejemplo: Se dispone de 50 mL de una disolución de H2SO4 0,25 M ¿Cuántos gramos de KOH se necesitarán para neutralizarla?
H2SO4 + 2 KOH K2SO4 + 2 H2O ;SOHmol0125,005,0·25,0V·Mn 42SOH 42
0,0125 mol H2SO4· KOHmol1
KOHg56·
SOHmol1
KOHmol2
42
1,4 g KOH
Las reacciones de neutralización se pueden utilizar para la valoración (determinación de la concentración) de un ácido o una base empleando, respectivamente, una base o un ácido de concentración conocida. Este procedimiento recibe el nombre de volume-tría ácido-base.
61
Por ejemplo, si queremos valorar un ácido (determinar su concentración), ponemos di-cho ácido en un matraz y llenamos una bureta con una base cuya concentración cono-cemos. A continuación, abrimos la llave de la bureta y dejamos caer la base sobre el ácido hasta que la reacción de neutralización se haya completado (punto de equiva-lencia).
El pH en el punto de equivalencia depende de la fortaleza del ácido y la base:
Si Ka > Kb → En el punto de equivalencia: pH < 7
Si Ka > Kb → En el punto de equivalencia: pH > 7
Si Ka = Kb → En el punto de equivalencia: pH = 7
Para detectar el punto de equivalencia de la reacción de neutralización hay que utilizar un indicador, que es una sustancia que cambia de color al variar el pH; suele tratarse de un ácido débil que presenta distinta coloración en su forma ácida (HIn) que en su forma básica (In−), estableciéndose el equilibrio HIn + H2O In− + H3O+. Un indicador será adecuado si su intervalo de viraje coincide con el pH en el punto de equivalencia.
Indicador Intervalo de viraje Color en forma ácida Color en forma básica
Rojo de metilo 4-6 rojo amarillo
Azul de bromotimol 6-8 amarillo azul
Fenolftaleína 8-10 incoloro rosa
Ejemplo: Para la valoración de 40 mL de H2SO4 se utilizan 28 mL de disolución de NaOH 0,3 M. Determinar la molaridad del H2SO4.
H2SO4 + 2 NaOH Na2SO4 + 2 H2O
nB = 0,3·0,028 = 0,0084 mol; 0,0084 mol de NaOH· NaOHmol2
SOHmol1 42 0,0042 mol H2SO4
MA =04,0
0042,0= 0,105 M
Cuando se produce una reacción de neutralización entre un ácido fuerte y una base fuerte, en el punto de equivalencia el pH = 7. Si alguno de los reactivos está en exceso,
el pH vendrá determinado por la concentración en exceso de dicho reactivo (pH7 si
está en exceso el ácido y pH7 si está en exceso la base).
Ejemplo: Calcular el pH de la disolución resultante de mezclar 50 mL de H2SO4 0,1 M con 25 mL de NaOH 0,5 M.
H2SO4 + 2 NaOH Na2SO4 + 2 H2O
nA = 0,1·0,05 = 0,005 mol; 0,005 mol de H2SO4· 42SOHmol1
NaOHmol20,01 mol NaOH
nB = 0,5·0,025 = 0,0125 mol; Sobran: 0,0125 mol - 0,01 mol = 0,0025 mol NaOH
62
M'B = 075,0
0025,0
'V
'n
B
B 0,033 M
NaOH OH2 Na+ + OH; [OH] = [NaOH]o = 0,033 M
[H3O+]·0,033 =10-14 ; [H3O+] =3·10-13 M; pH = -log 3·10-13 = 12,5
5. Hidrólisis de sales
Cuando una sal se disuelve en agua, sus iones se separan. En ocasiones dichos iones pueden reaccionar con el agua manifestando comportamiento ácido o básico; en este caso se dice que se produce la hidrólisis de la sal. Solo pueden reaccionar con el agua:
- Los aniones procedentes de ácidos débiles, presentando comportamiento básico:
A + H2O HA + OH ]OH][A[
]OH][OH][HA[
]A[
]OH][HA[K
3
3b
; a
wb
K
KK
Por ejemplo, presentan comportamiento básico los aniones F, CH3-COO, CO32... Sin
embargo, los aniones procedentes de ácidos fuertes como Cl, NO3 y SO4
2, no se hidrolizan, ya que su reacción con el agua está totalmente desplazada hacia la iz-quierda, por lo que no presentan comportamiento básico.
- Los cationes procedentes de bases débiles, presentando comportamiento ácido:
BH+ + H2O B + H3O+ ]OH][BH[
]OH][OH][B[
]BH[
]OH][B[K 33
b
; b
wa
K
KK
Por ejemplo, presentan comportamiento ácido el catión NH4+ y los conjugados de las
aminas. Sin embargo, los cationes procedentes de bases fuertes como Na+, K+, Ca2+..., no se hidrolizan, ya que su reacción con el agua está totalmente desplazada hacia la izquierda, por lo que no presentan comportamiento ácido.
Para saber si la disolución de una sal es ácida, básica o neutra, hay que analizar por separado las posibles reacciones con el agua de su catión y su anión. En el caso de que ambos iones se hidrolicen, hay que comparar las constantes Ka y Kb de dichos iones para saber si predomina el carácter ácido o básico.
Ejemplo: Determinar si las disoluciones de las siguientes sales serán ácidas, básicas o neutras: a) NH4NO3, b) KNO2, c) KNO3, d) NH4NO2.
Datos: Ka (NH3) = 10-5, Ka (HNO2) = 10-3
a) NH4+ + H2O NH3 + H3O+ (ácido)
NO3 no se hidroliza porque procede de un ácido fuerte.
La disolución de NH4NO3 es ácida.
b) K+ no se hidroliza porque procede de una base fuerte.
NO2 + H2O HNO2 + OH (base)
La disolución de KNO2 es básica.
c) K+ no se hidroliza porque procede de una base fuerte.
NO3 no se hidroliza porque procede de un ácido fuerte.
La disolución de KNO3 es neutra.
d) NH4+ + H2O NH3 + H3O+ (Ácido); 9
5
14
a 1010
10K
NO2 + H2O HNO2 + OH (Base); 11
3
14
b 1010
10K
Ka Kb La disolución de NH4NO2 es ácida.
63
6. Aplicaciones de los ácidos y bases
Los ácidos y bases y sus reacciones desempeñan diversas funciones en los seres vivos:
- El ácido clorhídrico forma parte de los jugos gástricos ayudando a la digestión y acti-vando las enzimas digestivas. Una persona adulta produce a diario más de 2 litros de jugo gástrico, con un pH en torno a 1,5. Al ingerir alimentos se estimula la secreción de HCl, pero si su cantidad es excesiva se generan molestias conocidas como acidez o ardor de estómago, que se reducen con la ingestión de bases débiles como NaHCO3 y Al(OH)3 (antiácidos) que neutralizan el exceso de HCl.
- La sangre tiene un pH = 7,4 que debe permanecer constante para no alterar las pro-teínas el plasma; variaciones de unas décimas por encima o por debajo podrían pro-ducir la muerte. Para evitar las fluctuaciones en el pH, la sangre lleva sustancias di-sueltas que constituyen disoluciones reguladoras o tampón (disoluciones forma-das por un ácido débil y su base conjugada capaces de mantener el pH constante al añadir concentraciones moderadas de H3O+ u OH-). La disolución reguladora más importante en la sangre es el tampón bicarbonato, en el cual se establece un equilibrio entre ácido carbónico e ion hidrogenocarbonato (bicarbonato):
H2CO3 + H2O ⇆ HCO3− + H3O+
Cuando aumenta la concentración de H3O+, el equilibrio se desplaza hacia la iz-quierda; el H2CO3 formado se descompone en CO2 y H2O, y el CO2 es eliminado de la sangre en los pulmones. Si aumenta la cantidad de OH−, disminuye la de H3O+ y el equilibrio se desplaza a la derecha; el exceso de HCO3
− se elimina a través de los riñones.
- La piel tiene un pH ligeramente ácido, en torno a 5,5, por lo que los geles y champús deben tener un pH similar. Los jabones tradicionales son algo básicos por lo que pue-den alterar el pH natural de piel y volver el pelo quebradizo; esto explica la costumbre de enjuagar el cabello con vinagre con el fin de suavizarlo y devolverle su pH normal. Del mismo modo, es importante controlar el pH en las piscinas, ligeramente básico por la presencia del hipoclorito de sodio que se emplea en su cloración, de forma que se garantice la desinfección del agua y no se irriten la piel y los ojos.
Muchos ácidos y bases se emplean como productos de limpieza doméstica. Los más importantes son:
- Salfumán o agua fuerte (HCl concentrado): permite eliminar los residuos de cal (CaCO3) en las tuberías, mediante la reacción CaCO3 + 2HCl → CaCl2 + CO2 + H2O. También, debido a su alto poder corrosivo, se emplea para quitar la suciedad más incrustada y las manchas de óxido.
- Sosa cáustica (NaOH): se emplea como desatascador por el carácter fuertemente exotérmico de su disolución en agua, ya que el calor desprendido reblandece la ma-teria orgánica que atasca las tuberías.
- Amoniaco (NH3): es un potente desengrasante, al reaccionar con las grasas transfor-mándolas en sustancias solubles en agua.
Los dos productos más importantes en la industria química son el amoniaco (cuyo pro-ceso de síntesis y aplicaciones se vieron en el tema anterior) y el ácido sulfúrico. El H2SO4 se emplea en fabricación de fertilizantes, industria papelera, metalurgia, petro-química, etc; se obtiene mediante oxidación del azufre y posterior hidratación.
En cuanto a las repercusiones medioambientales, es importante considerar el fenómeno de la lluvia ácida, producido cuando los óxidos de azufre procedentes de la combustión reaccionan con el vapor de agua de la atmósfera dando lugar a H2SO4 que se deposita en las nubes. La lluvia ácida cambia el pH del suelo y del agua de ríos y lagos, perjudi-cando a la vegetación y a la fauna acuática, además de deteriorar muchos monumentos.
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EJERCICIOS
1. Atendiendo a los equilibrios en disolución acuosa, razonar cuál o cuáles de las si-guientes especies son anfóteras (pueden comportarse como ácido y como base): a) Amoniaco. b) Ion hidrogenocarbonato. c) Ion carbonato. d) Ion hidrogenosulfuro.
2. Dadas las constantes de acidez de CH3COOH, HF, HSO4
− y NH4+:
a) Ordenar las cuatro especies de mayor a menor acidez. b) Escribir sus reacciones de disociación ácida en disolución acuosa. c) Identificar sus bases conjugadas y ordenarlas de mayor a menor basicidad. d) Escribir la reacción de transferencia protónica entre la especie química más
ácida y la base conjugada más básica. Datos: Ka (CH3COOH) = 1,8·10−5; Ka (HF) = 7,2·10−4; Ka (HSO4
−) = 1,2·10−2; Ka (NH4
+) = 5,5·10−10
3. Se tienen dos disoluciones acuosas, una de ácido salicílico (Ka=1·10-3) y otra de ácido benzoico (Ka=2·10-5). Contestar razonadamente a las siguientes preguntas: a) ¿Cuál de los dos ácidos es más débil? b) ¿Cuál de las dos bases conjugadas es más débil? c) Si la concentración de los dos ácidos es 0,5 M ¿Cuál es el grado de disociación
de cada uno de los ácidos? Solución: c) 0,044; 6,32·10-3
4. Se dispone de una disolución acuosa 0,0025 M de ácido fluorhídrico cuya constante Ka es 6,66·10-4. Calcular: a) Las concentraciones en el equilibrio de HF, F- y H+. b) El pH de la disolución y el grado de disociación. Solución: a) 0,0015 M; 0,001 M; 0,001 M; b) 3; 0,4.
5. Responder a las siguientes cuestiones: a) Escribir los equilibrios de disociación en agua de HNO2, NH3 y HSO4
− e indicar
si actúan como ácido o como base.
b) Se dispone de una disolución de ácido acético 0,2 M y otra de igual concentra-
ción de ácido salicílico. Justificar cuál de las dos tiene menor pH.
c) Calcular el pH de una disolución de amoniaco 0,45 M.
Datos. Ka (HNO2) = 5,6·10−4; Ka (HSO4−) = 1,0·10−2; Ka (ácido acético) = 1,8·10−5; Ka
(ácido salicílico) = 1,1·10−3; Kb (amoniaco) = 1,8·10−5
Solución: c) 11,45
6. Calcular el pOH de las siguientes disoluciones 0,20 M. a) CH3COOH; pKa = 5 b) Ca(OH)2 c) NH3; pKb = 5 Solución: a) 11,15; b) 0,4; c) 2,85
7. Se dispone de una disolución de ácido metanoico 0,5 M. Calcular: a) El pH de la disolución.
b) El grado de disociación de la base BOH 0,3 M que presenta un pOH igual que el
pH de la disolución de ácido metanoico.
Dato: Ka = 1,85·10−5
Solución: a) 2,52; b) 0,01
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8. Se disuelven 0,675 gramos de ácido cianhídrico en agua hasta completar 500 mL de disolución. a) Determinar su concentración molar.
b) Calcular su pH.
c) Calcular la concentración que debe tener una disolución de ácido clorhídrico para
que tenga el mismo pH que la disolución de ácido cianhídrico.
Dato. pKa (ácido cianhídrico) = 9,2
Solución: a) 0,05 M; b) 5,25; c) 5,62·10-6
9. Una disolución acuosa 1 M de ácido nitroso tiene un 2% de ácido disociado. Calcular:
a) La concentración de cada una de las especies presentes en el equilibrio. b) El pH de la disolución.
c) El valor de Ka del ácido nitroso. d) Si la disolución se diluye 10 veces ¿cuál será el nuevo grado de disociación? Solución: a) 0,98 M; 0,02 M; 0,02 M; b) 1,7; c) 4,1·10–4; d) 0,063
10. Se prepara una disolución de ácido benzoico (C6H5COOH) cuyo pH es 3,1, disol-viendo 0,61 gramos del ácido en agua hasta obtener 500 mL de disolución. Calcular: a) El grado de disociación del ácido benzoico. b) La constante de acidez del ácido benzoico. Solución: a) 0,079; b) 6,86·10-5
11. Se preparan 250 mL de una disolución acuosa de ácido acético cuyo pH es 2,9. a) Calcular la concentración inicial del ácido acético.
b) Obtener el grado de disociación del ácido acético.
c) Determinar el volumen de ácido acético de densidad 1,15 g·mL−1 que se han
necesitado para preparar 250 mL de la disolución inicial.
d) Si a la disolución inicialmente preparada se adicionan otros 250 mL de agua,
calcular el nuevo valor de pH. Suponer volúmenes aditivos.
Datos: Masas atómicas: H = 1; C = 12; O = 16; Ka (CH3COOH) = 1,8×10–5
Solución: a) 0,089 M; b) 0,014; c) 1,16 mL; d) 3,05
12. Se disuelven 1,68 gramos de hidróxido de potasio en agua hasta alcanzar un volu-
men de 100 mL. a) Calcular el pH de la disolución obtenida. b) Calcular el pH de la disolución que se obtiene al añadir 250 mL de agua a 50 mL
de la disolución inicial de hidróxido de potasio. Solución: a) 13,48; b) 12,69
13. Una disolución acuosa de amoniaco de uso doméstico tiene de densidad 0,85 g/cm3
y el 8 % de NH3 en masa. a) Calcular la concentración molar de amoniaco en dicha disolución. b) Si la disolución anterior se diluye 10 veces, calcular el pH de la disolución resul-
tante. c) Determinar las concentraciones de todas las especies (NH3, NH4
+, H+ y OH-) en la disolución diluida 10 veces.
Dato: Kb=1,8·10-5
Solución: a) 4 M; b) 11,4; c) 0,397 M; 2,68·10-3 M; 2,68·10-3 M; 3,72·10-12 M
66
14. La anilina o fenilamina (C6H5NH2) es una base débil con un valor de Kb = 4,3·10–10. Calcular: a) El grado de disociación y el valor de pH, para una disolución acuosa 5 M de
anilina. b) Si 2 mL de esta disolución se diluyen con agua hasta 1 L, calcular para la nueva
disolución la concentración molar de anilina, su grado de disociación y el valor de pH.
Solución: a) 9,27·10-6, 9,67; b) 2,07·10-4; 8,32
15. El fenol (C6H5OH) es un ácido monoprótico muy débil. Una disolución acuosa 0,75 M de fenol tiene un pH = 5,0. Calcular: a) El grado de disociación. b) El valor de Ka del fenol. c) La disolución inicial se diluye hasta conseguir que el grado de disociación sea
3,0·10−5. ¿Cuál será la concentración total de fenol tras la dilución? d) ¿Cuál es el pH de la disolución del apartado c)? Solución: a) 1,33·10−5; b) 1,3·10−10; c) 0,14 M; d) 5,4
16. En un laboratorio se tienen dos matraces, uno conteniendo 15 mL de HCl 0,05 M y
el otro 15 mL de ácido etanoico (acético) 0,05 M. a) Calcular el pH de cada una de ellas. b) ¿Qué cantidad de agua se deberá añadir a la más ácida para que el pH de las
dos disoluciones sea el mismo? Dato: pKa (ácido etanoico) = 4,74 Solución: a) 1,3; 3,02; b) 775 mL
17. Se tienen dos disoluciones acuosas (1) y (2) del mismo ácido monoprótico. La diso-lución (1) tiene un pH de 3,92 y un grado de disociación del 2%. La disolución (2) tiene una concentración 0,05 M. Calcular: a) La constante de disociación del ácido. b) El pH de la disolución (2). c) El pH de la disolución resultante de mezclar 10 mL de (1) y 10 mL de (2). Solución: a) 2,45·10-6; b) 3,46; c) 3,58
18. ¿Cuál de las siguientes acciones modificará el pH de 500 mL de una disolución de
KOH 0,1 M? Justificar la respuesta mediante el cálculo del pH final en cada caso. a) Añadir 100 mL de agua. b) Evaporar la disolución hasta reducir el volumen a la mitad. c) Añadir a la disolución original 0,05 mol de KOH en medio litro de agua. Solución: a) 12,9; b) 13,3; c) 13
19. Se prepara una disolución saturada de hidróxido de bario en agua a 25 ºC, alcan-zándose un valor de pH = 11. a) Formular el equilibrio de solubilidad de la sal, indicando el estado de cada espe-
cie, y determinar su solubilidad en g/L.
b) Calcular Ks.
c) Obtener la masa máxima, en g, de hidróxido de bario que se puede disolver en
2 L de agua. Justificar cómo afecta a la solubilidad del hidróxido de bario una
disminución del pH de la disolución.
Solución: a) 0,037 g/L; b) 5·10-10; c) 0,074 g
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20. El pH de un zumo de limón es 3,4. Suponiendo que el ácido del limón se comporta
como un ácido monoprótico (HA) con constante de acidez Ka = 7,4·10–4, calcular: a) La concentración de HA en ese zumo de limón. b) El volumen de una disolución de hidróxido sódico 0,005 M necesaria para neu-
tralizar 100 mL del zumo de limón. Solución: a) 6,12·10-4 M; b) 12,2 mL
21. Se añaden 7 g de amoniaco (Kb= 1,5·10-5) en la cantidad de agua necesaria para obtener 500 mL de disolución. Calcular: a) El pH de la disolución resultante b) ¿Qué volumen de ácido sulfúrico 0,1 M se necesitará para neutralizar la disolu-
ción anterior? Solución: a) 11,55; b) 2,05 L
22. El ácido benzoico tiene un pKa = 4,2. a) Calcular la concentración que debe tener una disolución de este ácido para que
el pH sea 2,3. b) Determinar la masa de Ba(OH)2 necesaria para neutralizar 25 mL de la disolución
del apartado a). c) Justificar si la disolución resultante del apartado b) presenta pH ácido, básico o
neutro. Solución: a) 0,404 M; b) 0,865 g
23. Se determina el contenido de ácido acetilsalicílico (C8H7O2–COOH) en una aspirina (650 mg) mediante una valoración con NaOH 0,2 M. a) Si se requieren 12,5 mL de disolución de NaOH para alcanzar el punto de equi-
valencia, determinar el porcentaje en masa de ácido acetilsalicílico en la aspirina. b) Determinar el pH cuando se disuelve una aspirina en 250 mL de agua. Dato: Ka (ácido acetilsalicílico) = 2,64·10-5. Solución: a) 69’2 %; b) 3'3
24. El producto de solubilidad del hidróxido de hierro (III) a 25º C es Ks = 2,8·10−39. a) Calcular la solubilidad de este hidróxido, en g·L−1. b) ¿Cuál será el pH de una disolución saturada de esta sal? c) Calcular qué volumen de ácido clorhídrico comercial (densidad 1,13 g·cm–3,
riqueza 36% en masa) es necesario para neutralizar una disolución saturada for-mada a partir de 10,7 g de hidróxido de hierro (III).
Solución: a) 1,08·10–8 g·L–1; b) 7; c) 26,9 cm3
25. Escribir las reacciones de neutralización que se producen al mezclar las disoluciones indicadas y razonar si el pH que resulta es ácido, básico o neutro. a) 50 mL de ácido acético 0,1 M + 50 mL de hidróxido de sodio 0,1 M.
b) 50 mL de ácido clorhídrico 0,1 M + 100 mL de hidróxido de sodio 0,05 M.
c) 50 mL de ácido clorhídrico 0,1 M + 50 mL de hidróxido de sodio 0,05 M.
d) 50 mL de ácido clorhídrico 0,1 M + 50 mL de amoniaco 0,1 M.
Datos: pKa (ácido acético) = 5; pKb (amoniaco) = 5
26. Calcular el pH de las disoluciones obtenidas al mezclar: a) 400 mL de ácido clorhídrico 0,01M con 100 mL de hidróxido sódico 0,10M. b) 400 mL de ácido clorhídrico 0,10M con 100 mL de hidróxido sódico 0,10M. Solución: a) 12,1; b) 1,2
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27. Se toman 0,73 mL de una disolución de ácido clorhídrico de 1,35 g/cm3 y 37 % de
riqueza en peso y se diluyen con agua destilada hasta 100 mL. Calcular:
a) El pH de la disolución resultante de mezclar 50 mL del ácido clorhídrico prepa-rado con 50 mL de hidróxido sódico 0,1 M
b) El pH de la disolución resultante de mezclar los otros 50 mL del ácido clorhídrico preparado con 25 mL de hidróxido sódico 0,1 M
Solución: a) 7; b) 1,47
28. Se tiene una disolución de ácido nítrico de pH = 2,3. a) Determinar el número de moles de ion nitrato en disolución sabiendo que el vo-
lumen de la misma es de 250 mL. b) Calcular la masa de hidróxido de sodio necesaria para neutralizar 25 mL de la
disolución anterior. c) Determinar el pH de la disolución obtenida al añadir 25 mL de hidróxido de sodio
0,001 M a 25 mL de la primera disolución de ácido nítrico, suponiendo que los volúmenes son aditivos.
Solución: a) 1,25·10-3 mol; b) 0,005 g; c) 2,7
29. Se preparan 75 mL de una disolución de un ácido débil HX 0,1 M y en el equilibrio
se alcanza un pH de 2,5.
a) Determinar el grado de disociación y la constante de acidez de HX.
b) Calcular el pH de la disolución resultante al añadir 1,0 g de KOH a la disolución
del enunciado. Considerar que no hay cambio de volumen. Explicar, sin realizar
cálculos, cómo varía el pH de la disolución si se añade agua.
Solución: a) 0,0316; 10-5; b) 13,14
30. Una disolución 10−2 M de cianuro de hidrógeno (HCN) tiene un pH de 5,6. Calcular:
a) El grado de disociación del HCN. b) La constante de disociación del ácido (Ka). c) El pH de la disolución resultante al mezclar 100 mL de esta disolución de HCN
con 100 mL de una disolución 2·10−2 M de hidróxido de sodio. Solución: a) 2,5·10–4; b) 6,3·10−10; c) 11,7
31. Se preparan 250 mL de una disolución de HCl a partir de 2 mL de un ácido clorhídrico
comercial de 36,2% de riqueza en masa y densidad 1,18 g·mL−1. Calcular: a) La concentración de la disolución preparada y su pH.
b) El pH de la disolución resultante de mezclar 75 mL de la disolución final de HCl
con 75 mL de una disolución de NaOH 0,1 M.
c) El volumen de disolución de NaOH 0,1 M necesario para neutralizar 10 mL de la
disolución preparada de HCl.
Solución: a) 0,0936 M, 1,03; b) 11,5; c) 9,36 mL
32. Se dispone de ácido sulfúrico comercial de 96,4% de riqueza en masa y densidad 1,84 g·mL–1. Calcular: a) El volumen de ácido comercial que se necesita para preparar 200 mL de disolu-
ción 0,5 M.
b) El pH de la disolución resultante de mezclar 25 mL de disolución 0,1 M de H2SO4
con 50 mL de disolución 0,5 M de NaOH. Suponer los volúmenes aditivos.
Solución: a) 5,52 mL; b) 13,43
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33. Justificar si el pH de las siguientes disoluciones es ácido, básico o neutro: a) Cloruro de amonio 0,1 M.
b) Acetato de sodio 0,1 M.
c) 50 mL de ácido clorhídrico 0,2 M + 200 mL de hidróxido de sodio 0,05 M.
d) Hidróxido de bario 0,1 M.
Datos: Ka (ácido acético) = 1,8×10−5; Kb (amoniaco) = 1,8×10−5
34. Justificar si el pH de las siguientes disoluciones acuosas es ácido, básico o neutro. Escribir las reacciones correspondientes y realizar solo los cálculos necesarios. a) 100 mL de ácido acético 0,2 M + 200 mL de hidróxido de sodio 0,1 M.
b) Amoniaco.
c) 100 mL de ácido clorhídrico 0,2 M + 150 mL de hidróxido de sodio 0,2 M.
d) Hipobromito de sodio.
Datos: Ka (ácido acético) = 1,8×10–5; Ka (ácido hipobromoso) = 2,3×10–9; Kb
(amoniaco) = 1,8×10–5
35. En tres matraces sin etiquetar se dispone de disoluciones de la misma concentración
de cloruro de sodio, hidróxido de sodio y acetato de sodio. a) Razonar cómo podría identificar cada una de las disoluciones midiendo su pH. b) Justificar, sin hacer cálculos, cómo se modifica el pH de las disoluciones si se
añade a cada matraz 1 L de agua. Dato: pKa (ácido acético) = 4,8
36. El color de las flores de la hortensia depende, entre otros factores, del pH del suelo en el que se encuentran, de forma que para valores de pH entre 4,5 y 6,5 las flores son azules o rosas, mientras que a pH superior a 8 las flores son blancas. Dadas las siguientes disoluciones acuosas: nitrato de calcio, sulfato de amonio, hipoclorito de sodio y amoniaco, indicar razonadamente: a) ¿Qué disolución/es se pueden añadir al suelo para obtener hortensias blancas? b) ¿De qué color serán las hortensias si se añade al suelo una disolución de sulfato
de amonio? Datos: Ka (ácido hipocloroso) = 3,1·10−8; Kb (amoniaco) = 1,8·10−5
37. Considerar disoluciones acuosas, de idéntica concentración, de los compuestos: ácido nítrico, cloruro de amonio, cloruro de sodio y fluoruro de potasio. a) Deducir si las disoluciones serán ácidas, básicas o neutras. b) Ordenarlas razonadamente en orden creciente de pH. Datos: Ka (ácido fluorhídrico) = 1,4·10-4; Kb (amoniaco) = 1,8·10-5
38. Contestar razonadamente a las siguientes preguntas:
a) Ordenar, de menor a mayor, el pH de las disoluciones acuosas de igual concen-tración de los compuestos KCI, HF y HNO3.
b) Ordenar, de menor a mayor, el pH de las disoluciones acuosas de igual concen-tración de las sales NaClO2, HCOONa y NaIO4.
Datos: Ka(HF) = 10-3, Ka(HClO2) = 10-2, Ka(HCOOH) = 10-4, Ka(HIO4) = 10-8
39. Se tienen disoluciones de las siguientes sustancias HNO3, HNO2, CH3NH2 y NaNO3, en distintas concentraciones. Contestar razonadamente: a) ¿Cuál o cuáles pueden tener pOH = 5? b) ¿Cuál o cuáles pueden presentar una concentración de H3O+ 10−4 M? c) ¿Con cuál de ellas se puede mezclar la disolución de CH3NH2 para que la diso-
lución resultante sea siempre básica, independientemente de su proporción? d) ¿Pueden prepararse disoluciones ide HNO3 y HNO2 que tengan el mismo pH? Datos: Ka (HNO2) = 4,5 ×10−4; Kb (CH3NH2) = 3,7×10−4
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TEMA 5: OXIDACIÓN Y REDUCCIÓN
1. Conceptos de oxidación y reducción
Se llama oxidación al proceso en el cual una sustancia cede electrones.
X Xm+ + m e
Se llama reducción al proceso en el cual una sustancia capta electrones.
Y + n e Yn
Una reacción redox (reducción-oxidación) es una reacción en la que se produce una transferencia de electrones: la sustancia que se oxida es el agente reductor, ya que cede electrones a la sustancia que se reduce, que a su vez actúa como agente oxi-dante, al aceptar los electrones de la sustancia que se oxida.
Oxidación: X Xn+ + n e Reductor: X
Reducción: Y + n e Yn Oxidante: Y
Para identificar el elemento que se oxida y el que se reduce, se suelen asignar números de oxidación a todos los elementos que intervienen en la reacción. Cuando un ele-mento se oxida, al perder electrones, aumenta su número de oxidación, mientras que cuando se reduce, al ganar electrones, disminuye su número de oxidación.
Ejemplo: Identificar el oxidante y el reductor en las siguientes reacciones:
a) Zn + CuCl2 ZnCl2 + Cu
b) 2 SO2 + O2 2 SO3
a) 0
2
12
2
120
CuClZnClCuZn
Oxidante: Cu (se reduce de +2 a 0) Reductor: Zn (se oxida de 0 a +2)
b) 3
26
2
02
2
4
OS2OOS2
Oxidante: O (se reduce de 0 a -2) Reductor: S (se oxida de +4 a +6) 2. Ajuste de reacciones redox por el método del ion electrón
Las reacciones redox más complejas suelen resultar difíciles de ajustar y además, fre-cuentemente, no se indican todos los productos formados. Por ello se suele aplicar el método del ion electrón para ajustar estas reacciones y completar sus productos.
Ej: KMnO4 + HCl MnCl2 + Cl2 +...
Para ajustarlas se siguen los siguientes pasos:
1º. Se identifica, asignando números de oxidación, la sustancia que se oxida y la que se reduce.
2
0
2
1211
4
271
ClClMnClHOMnK
Cl se oxida; Mn se reduce
2º. Se separa la reacción en dos semirreacciones: la de oxidación y la de reducción. Para ello se separan en iones las sustancias que en disolución acuosa se encuentran ionizadas (sales, ácidos e hidróxidos), de forma que en las semirreacciones aparez-can solo los iones que contengan los elementos que se oxidan o reducen.
Semirreacción de oxidación: Cl Cl2
Semirreacción de reducción: MnO4 Mn2+
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3º. Se ajustan las semirreacciones. Para ello, en cada semirreacción, se ajusta primero el número de átomos del elemento que se oxida o se reduce; a continuación, se ajusta el número de átomos de oxígeno (si los hay) añadiendo las moléculas de H2O necesarias; después, se ajusta el número de átomos de hidrógeno (si los hay) aña-diendo los iones H+ necesarios; y, por último, se ajustan las cargas eléctricas, aña-
diendo el número de e necesarios.
Semirreacción de oxidación: 2 Cl Cl2 + 2 e
Semirreacción de reducción: MnO4 + 8 H+ + 5 e Mn2+ + 4 H2O
En ocasiones, la reacción tiene lugar en medio básico. En este caso, en el término en el que haya más O se añaden tantas moléculas de H2O como O haya en exceso
y a continuación se añaden en el otro miembro iones OH para ajustar los átomos
de O y H; por último, se ajustan las cargas eléctricas, añadiendo el número de e
necesarios. Por ejemplo, la reducción del MnO4 a MnO2
en medio básico la semi-rreacción será:
Semirreacción de reducción: MnO4 + 2 H2O + 3 e MnO2 + 4 OH−
4º. Se suman ambas semirreacciones igualando previamente los electrones cedidos a los ganados, para lo cual se multiplica cada semirreacción por el número adecuado; una vez sumadas, se simplifican las sustancias que se repiten en ambos términos. Se obtiene la ecuación iónica ajustada.
(2 Cl Cl2 + 2 e) x 5
(MnO4 + 8 H+ + 5 e Mn2+ + 4 H2O) x 2
10 Cl + 2 MnO4 + 16 H+ + 10 e 5 Cl2 + 2 Mn2+ + 8 H2O + 10 e
5º. Se completa la ecuación molecular añadiendo en ambos términos los iones que aparecían en la ecuación inicial y que no aparecen en la ecuación iónica ajustada (iones espectadores).
10 Cl + 2 MnO4 + 16 H+ + 6 Cl + 2 K+ 5 Cl2 + 2 Mn2+ + 8 H2O + 6 Cl + 2 K+
2 KMnO4 + 16 HCl 2 MnCl2 + 5 Cl2 + 8 H2O + 2 KCl Cálculos estequiométricos con reacciones redox. Volumetrías redox
A partir de la ecuación ajustada de una reacción redox pueden efectuarse cálculos es-tequiométricos utilizando los factores de conversión adecuados.
Ejemplo: Se dispone de 500 mL de una disolución de HCl 0,1 M. Calcular: a) ¿Cuántos gramos de KMnO4 se necesitarán para oxidar todo el HCl a Cl2? b) ¿Cuántos litros de Cl2 en condiciones normales se formarán?
2 KMnO4 +16 HCl 2 MnCl2 + 5 Cl2 + 8 H2O + 2 KCl
nHCl = 0,1·0,5 = 0,05 mol;
0,05 mol HCl· 4
44
KMnOmol1
KMnOg158·
HClmol16
KMnOmol20,9875 g KMnO4
0,05 mol HCl· 2
22
Clmol1
ClL4,22·
HClmol16
Clmol50,35 L Cl2
Las reacciones redox se pueden utilizar para la valoración de un oxidante o un reductor
empleando, respectivamente, una reductor o un oxidante de concentración conocida,
mediante una volumetría redox, cuyo procedimiento es análogo al de las volumetrías
ácido-base. Existen distintos indicadores redox que permiten determinar el punto de
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equivalencia de la reacción redox; frecuentemente se emplea como indicador el propio
oxidante, como el KMnO4, que es de color violeta y se decolora al reducirse.
3. Espontaneidad de los procesos redox
La tendencia que tiene una semirreacción de reducción a producirse viene determinada por su potencial de reducción (Eº) y se mide en voltios (V); entre paréntesis se indican las formas oxidada y reducida (Eº (ox/red)). Por convenio, se le asigna el potencial de reducción de 0 V a la semirreacción en la que los iones H+ se reducen a H2 en condicio-nes estándar (25 ºC, 1 atm y concentración 1 M):
H+ (aq) + 2 e H2 (g) Eo (H+/H2) = 0 V
Las sustancias con mayor tendencia a reducirse que los iones H+ tienen potenciales de reducción positivos y para las que tienen menor tendencia a reducirse que estos, los potenciales de reducción son negativos. Por ejemplo, se determinó experimentalmente que Eº (Zn2+/Zn) = -0,76 V, y que Eº (Cu2+/Cu) = 0,34 V. Por tanto, la tendencia a redu-cirse del Cu2+ es mayor que la del H+, y esta mayor que la del Zn2+.
El potencial total de una reacción redox es igual al potencial de reducción del oxidante menos el potencial de reducción del reductor:
La energía de Gibbs de una reacción redox viene dada por: Gº = -n·F·Eº, siendo n el número de electrones implicados y F = 96485 C (carga de 1 mol de electrones). Por
tanto, una reacción redox es espontánea (Gº < 0) cuando su potencial total es positivo.
Ejemplo: Conocidos los potenciales de reducción correspondientes a Cu2+/Cu, Zn2+/Zn y H+/H2, determinar si serán espontáneas las siguientes reacciones, completando y ajus-
tando en caso afirmativo: a) Zn + CuCl2 ...; b) Cu + HCl ...
a) 0
+22
2+0
Cu+Zn→ClCu+Zn
Eº = Eº (Cu2+/Cu) – Eº (Zn2+/Zn) = 0,34 –(– 0,76) = 1,1 V > 0 → Gº< 0 Espontánea
Reducción: Cu2+ + 2 e Cu
Oxidación: Zn Zn2+ + 2 e
Cu2+ + Zn Cu + Zn2+
Se produce la reacción: CuCl2 + Zn Cu + ZnCl2
b) 0
2+2
1+0
H+uCClH+Cu →
Eº = Eº (H+/H) – Eº (Cu2+/Cu) 0 - (0,34) = -0,34 V < 0 → Gº> 0 No espontánea
No se produce reacción.
4. Aplicaciones de las reacciones redox: pilas y electrolisis
Pilas galvánicas
Una pila galvánica es un generador de corriente eléctrica en el cual los electrones que se transfieren en una reacción redox espontánea pasan a través de un hilo conductor; para ello el oxidante y el reductor deben estar en compartimentos separados.
La primera pila que se diseñó (pila Daniell) estaba formada por una lámina de cinc y otra de cobre, sumergidas en disoluciones de ZnSO4 y CuSO4 respectivamente:
Eºreacción = Eºoxidante – Eºreductor
73
Una pila galvánica consta de los siguientes elementos:
- Dos recipientes que contienen disoluciones salinas en cada una de las cuales se su-merge un electrodo o lámina metálica; cada disolución contiene una sal del mismo metal que forma el electrodo. El electrodo en el que se produce la oxidación se deno-mina ánodo y en el que se produce la reducción se denomina cátodo.
- Un hilo conductor que permite el paso de electrones del ánodo al cátodo.
- Un puente salino que mantiene la neutralidad de las disoluciones, permitiendo que pasen aniones al compartimento anódico y cationes al compartimento catódico. Está formado por un tubo cerrado por tapones porosos que contiene una disolución de una sal, generalmente KCl, cuyos iones no intervienen en las semirreacciones.
Se suele intercalar un voltímetro que permite medir el potencial o fuerza electromotriz de la pila, que es igual al potencial de la reacción redox correspondiente:
El potencial de una pila siempre es un número positivo, ya que la reacción global de la pila es espontánea. Para ello, el electrodo que funciona como cátodo tiene que ser el que tenga un potencial de reducción mayor (mayor tendencia a reducirse).
Las pilas se suelen representar esquemáticamente escribiendo, a la izquierda, las es-pecies que intervienen en la oxidación (ánodo) separadas por una barra vertical y, a la derecha, las especies que intervienen en la reducción (cátodo), separadas por otra ba-rra. Ambas semirreacciones se separan por una doble barra. En el caso de la pila Da-
niell, la representación esquemática es: Zn (s) Zn2+ (aq) Cu2+ (aq) Cu (s).
Para determinar experimentalmente el potencial de reducción de un par redox, se mide el potencial de la pila formada por el electrodo que contiene dicho par y el electrodo estándar de hidrógeno, que contiene el par H+/H2 en condiciones estándar (25 ºC, 1 atm y 1 M). Como el H2 es un gas, el hilo conductor se une a una lámina de platino, sobre la que se burbujea H2 a través del orificio de una campana de vidrio, quedando adherido a la lámina; la lámina se sumerge en una disolución que contiene iones H+, generalmente HCl.
Zn Zn2+
SO42
Cu2+ Cu
SO42
2e 2e +
Ánodo ()
Cátodo (+) Puente salino
Voltímetro Hilo conductor Oxidación: Zn(s) Zn2+(aq) + 2 e-
Reducción: Cu2+ (aq) + 2e- Cu(s)
Zn(s) + Cu2+(aq) Zn2+ (aq) + Cu(s)
Reacción global:
Zn (s) + Cu SO4(aq) Zn SO4 (aq)+ Cu(s)
Sabiendo que Eº (Zn2+/Zn) = -0,76 V y que
Eº (Cu2+/Cu) = 0,34 V:
Potencial de la pila: Eº = 0,76 + 0,34 = 1,1 V
Eºpila = Eºcátodo – Eºánodo
74
Cuando un electrodo actúa como cátodo frente al electrodo estándar de hidrógeno, su potencial de reducción es positivo, mientras que si actúa como ánodo, su potencial de reducción es negativo.
Ejemplo: Al unir el electrodo estándar de hidrógeno con un electrodo que contiene el
par Cd2+/Cd, se forma la pila Cd (s) Cd2+ (aq) H+ (aq) H2 (g), cuyo potencial es 0,40 V. Escribir las semirreacciones y la reacción global que se produce y determinar el po-tencial del par Cd2+/Cd.
Oxidación (ánodo): Cd(s) Cd2+(aq) + 2 e-
Reducción (cátodo): 2H+(aq) + 2e- H2(g)
Cd(s) + 2H+(aq) Cd2+(aq) + H2(g)
Eºpila = Eº (H+/H2) - Eº (Cd2+/Cd); 0,40 = 0 - Eº (Cd2+/Cd) Eº (Cd2+/Cd) = -0,40 V
Las pilas comerciales son pilas secas en las que las disoluciones de compuestos ióni-cos se han sustituido por una pasta sólida. Pueden ser primarias o secundarias:
- Pilas primarias: son aquellas en las que, al transformarse los reactivos en productos, llega un momento en que la pila se agota En las pilas salinas, el ánodo es una car-casa cilíndrica de Zn, y el cátodo una barra de C rodeada por una mezcla de MnO2 y NH4Cl; el potencial de esta pila es de 1,5 V; si se desea aumentar el potencial, es preciso conectar en serie varias pilas, como en las pilas de 4,5 V (pilas de petaca) y 9 V. En las pilas alcalinas, el NH4Cl se sustituye por KOH, de modo que las semi-rreacciones se producen en medio básico; además, la pared interna del recipiente es rugosa por lo que tiene mayor área superficial, de modo que su vida útil es más larga y resisten mejor el uso constante.
- Pilas secundarias o acumuladores: son pilas en las que la transformación de ener-gía química en energía eléctrica es reversible, de forma que la pila se puede recargar haciendo pasar corriente continua en sentido opuesto a la corriente de descarga. Son pilas secundarias las pilas recargables de Ni-Cd que se usan en aparatos electróni-cos, las baterías de Li de los teléfonos móviles y ordenadores portátiles y las baterías de Pb de los coches.
Por otro lado, se han desarrollado las denominadas pilas de combustible, en las que la reacción redox espontánea que se emplea para producir energía eléctrica es una reacción de combustión, de forma que las semirreacciones de oxidación y reducción correspondientes se producen en dos compartimentos conectados por un hilo conduc-tor. De este modo, la energía química procedente de la combustión se transforma direc-tamente en energía eléctrica, con un aprovechamiento mucho mayor de la energía del combustible que en la combustión ordinaria, en la que dicha energía se transforma en calor. La más utilizada es la pila de hidrógeno, en la cual el H2 se oxida a H+ y el O2 se reduce a H2O:
Ánodo: (H2 → 2H+ + 2 e-) x 2 Cátodo: O2 + 4H+ + 4 e- → 2 H2O
_____________________________________ 2 H2 + O2 2 H2O
En todas las pilas de combustible los reactivos se proporcionan de forma continua a la celda, obteniéndose cantidades de energía eléctrica mucho mayores que con las pilas convencionales; además, no producen residuos contaminantes. Las pilas de H2 se em-plean para producir electricidad en naves espaciales y satélites artificiales, aprovechán-dose el agua formada para su posterior consumo. También existen coches que usan pilas de H2 para su propulsión, pero actualmente la producción de H2 resulta muy cos-tosa, por lo que se están estudiando métodos para abaratarla.
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Electrolisis
La electrolisis es el proceso mediante el cual se provoca una reacción redox no espon-tánea mediante la aplicación de energía eléctrica. El recipiente en el que tiene lugar la electrolisis se llama cuba electrolítica y suele contener una sal fundida o en disolución en la que se introducen dos electrodos conectados a una pila de voltaje adecuado.
En la electrolisis de una sal fundida, como NaCl, los cationes (Na+) son atraídos por el electrodo negativo, donde captan electrones y se reducen, mientras que los aniones
(Cl) son atraídos por el electrodo positivo, donde ceden electrones y se oxidan. Por tanto, en una cuba electrolítica, el cátodo (electrodo en el que se produce la reducción) es negativo y el ánodo (electrodo en el que se produce la oxidación) es positivo.
Como Eº (Cl2/Cl) = 1,36 V y Eº (Na+/Na) = -2,71 V, el potencial correspondiente a la electrolisis del NaCl es Eº = -2,71 – 1,36 = -4,07 V (reacción no espontánea). Por tanto, será necesaria una pila de más de 4,07 V para forzar dicha reacción.
En la electrolisis del H2O se forma H2 en el cátodo y O2 en el ánodo. Las semirreac-ciones que se producen son:
Reducción: 2 H2O + 2 e H2 + 2OH-
Oxidación: 2 H2O O2 + 4 H+ + 4 e
Cuando se realiza la electrolisis de una sal disuelta, las semirreacciones de oxidación y reducción de los iones de la sal compiten con las semirreacciones de oxidación y re-ducción de los iones del H2O. Dependiendo de qué semirreacción sea más favorable, en el cátodo se formará el metal procedente de la sal o H2 (el que tenga mayor Eº) y en el ánodo se formará el no metal procedente de la sal u O2 (el que tenga menor Eº). Además, hay algunos oxoaniones que no pueden oxidarse (SO4
2-, NO3−...), por lo que
en la electrolisis de las disoluciones de sulfatos, nitratos… siempre se forma O2 en el ánodo.
La cantidad de sustancia que se deposita en un electrodo por un proceso electrolítico viene determinada por las leyes de Faraday, que afirman que la masa depositada en un electrodo es directamente proporcional a la carga suministrada y al equivalente quí-mico (Mm /nº e-) del elemento que se deposita. También se puede hallar considerando los moles de electrones necesarios para la oxidación o la reducción correspondientes y que la carga eléctrica de un mol de electrones equivale a 96485 C (= 1 Faraday, F).
1 mol de e ·-
23
edemol1
e6,022·10
· F1C96485e1
C1,6·10 -19
Ejemplo: Se realiza la electrolisis del NaCl fundido haciendo pasar una corriente de 10 A durante 15 minutos. Determinar: a) Gramos de sodio depositados en el cátodo. b) Litros de cloro desprendidos en el ánodo a 25 ºC y 1 atm de presión.
I = t
q; q = I·t = 10·900 = 9000 C
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a) Na+ + 1 e Na 9000 C·1 mol e-
96485 C·
1 mol Na
1 mol e-·
23 g
1 mol Na= 2,145 g
b) 2 Cl Cl2 + 2 e 9000 C·1 mol e-
96485 C·
1 mol Cl2
2 mol e- = 0,0466 mol
p·V = n·R·T; V = 0,0466·0,082·298 = 1,14 L Las principales aplicaciones de la electrolisis son:
- Obtención de elementos químicos: muchos elementos que en la naturaleza no se encuentran libres sino formando compuestos, tanto metales (Na, Mg, Al…) como no metales (H2, F2, Cl2…), pueden obtenerse por electrolisis.
- Refinado de metales: una muestra de un metal puede separarse de sus impurezas mediante electrolisis. Para ello, el metal impuro se emplea como ánodo, de forma que al oxidarse pasa a la disolución en forma iónica; como cátodo se emplea una lámina delgada del metal puro, sobre la cual se van depositando más átomos metálicos al reducirse los iones presentes en la disolución.
- Galvanoplastia: consiste en recubrir un objeto metálico de una capa de otro metal, ya sea para mejorar su aspecto (con Ag, Au…) o para protegerlo de la corrosión (oxi-dación en presencia de O2 y H2O) con Zn, Cr, Ni… Para ello se utiliza como cátodo el objeto que se desea recubrir y se electroliza una sal que contenga el metal con el que queremos realizar el recubrimiento. Por ejemplo, si se quiere platear un objeto, se puede realizar la electrolisis del AgCl.
- Anodización: es el proceso por el cual se aumenta la resistencia a la corrosión y la abrasión (desgaste) de un metal (generalmente Al o Ti) mediante su oxidación super-ficial. En este caso, como el objeto que se desea proteger de la corrosión tiene que oxidarse, debe actuar como ánodo en el proceso electrolítico.
_______________________________________________________________________________________________
EJERCICIOS
1. Dadas las dos reacciones siguientes sin ajustar:
(i) Br –(aq) + Cl–(aq) Br2(g) + Cl2(g)
(ii) Zn(s) + NO3–(aq) + H+(aq) Zn2+(aq) + NO(g) + H2O
a) Justificar por qué una de ellas no se puede producir. b) Ajustar las semirreacciones de oxidación y de reducción de la reacción que sí
se puede producir. c) Ajustar la reacción global de la reacción que sí se puede producir.
2. Dada la siguiente reacción de oxidación-reducción en medio ácido:
Fe2+ + Cr2O72− + H+ Fe3+ + Cr3+ + H2O
a) Indicar el número (estado) de oxidación del cromo en los reactivos y productos. b) Ajustar las semirreacciones de oxidación y reducción. c) Ajustar la reacción iónica global.
3. Dada la reacción de oxidación-reducción:
SO32- + MnO4
- SO42- + Mn2+
a) Indicar los estados de oxidación de todos los elementos en cada uno de los iones de la reacción.
b) Nombrar todos los iones. c) Escribir y ajustar las semirreacciones de oxidación y reducción en medio ácido. d) Escribir la reacción iónica global ajustada.
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4. En disolución ácida, el ion dicromato oxida al ácido etanodioico (H2C2O4) a CO2 se-gún la reacción:
Cr2O72- + H2C2O4 Cr3+ + CO2
a) Indicar los estados de oxidación de todos los átomos en cada uno de los reacti-vos y productos de la reacción.
b) Escribir y ajustar las semirreacciones de oxidación y reducción. c) Ajustar la reacción global.
5. Ajustar las siguientes reacciones redox en sus formas iónica y molecular, especifi-
cando en cada caso cuáles son las semirreacciones de oxidación y reducción: a) KMnO4 + HCl + SnCl2 → MnCl2 + SnCl4 + KCl + H2O b) HNO3 + H2S → S + NO + H2O
6. Se hacen reaccionar KClO3, CrCl3 y KOH, produciéndose K2CrO4, KCl y H2O.
a) Formular las semirreacciones que tienen lugar, especificando cuál es el agente oxidante y cuál el reductor y ajustar la reacción iónica.
b) Ajustar la reacción molecular. 7. Se quiere oxidar el ion bromuro, del bromuro de sodio, a bromo empleando una di-
solución acuosa de peróxido de hidrógeno 0,2 M en presencia de ácido sulfúrico. Respecto a dicha reacción: a) Ajustar las semirreacciones iónicas y la reacción molecular global. b) Calcular la masa de bromuro de sodio que se oxidaría a bromo empleando 60
mL de peróxido de hidrógeno. c) Calcular el volumen de bromo gaseoso, medido a 150 ºC y 790 mmHg, despren-
dido en el proceso anterior. Solución: b) 2,47 g; c) 0,4 L
8. Se hace reaccionar una disolución de cloruro de sodio con permanganato de potasio en medio ácido sulfúrico obteniéndose sulfato de manganeso (II), cloro, sulfato de potasio, sulfato de sodio y agua. a) Ajustar por el método del ion-electrón las semirreacciones de oxidación y reduc-
ción que tienen lugar, e indicar las especies que actúan como oxidante y como reductora.
b) Ajustar las reacciones iónica y molecular globales. c) Calcular la masa, en kg, de cloruro de sodio necesario para obtener 1 m3 de
cloro, medido a 750 mm de Hg y 30 ºC, sabiendo que el rendimiento de la reac-ción es del 80%.
Solución: c) 5,81 kg
9. Al mezclar sulfuro de hidrógeno con ácido nítrico se forman azufre, dióxido de nitró-geno y agua. a) Formular las semirreacciones de oxidación y reducción. b) Formular la reacción molecular global indicando las especies oxidante y reduc-
tora. c) ¿Cuántos gramos de azufre se obtendrán a partir de 24 cm3 de ácido nítrico
comercial de 65 % en masa y densidad 1,39 g·cm–3? d) Calcular el volumen de dióxido de nitrógeno que se obtiene, medido a 700 mm
de Hg y 25 ºC. Solución: c) 5,5 g; d) 9,13 L
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10. A 25 mL de una disolución de HNO3 0,24 M se le añaden 15 g de Cu(s) y se obtiene
Cu2+ y NO.
a) Escribir y ajustar por el método del ion-electrón las semirreacciones de oxidación
y reducción, y las reacciones iónica y molecular globales.
b) Justificar cuantitativamente cuál es el reactivo limitante.
c) Calcular la concentración final de iones Cu2+ en disolución, suponiendo que el
volumen no ha variado.
d) Determinar el volumen de NO obtenido a 0,98 atm y 25 ºC.
Solución: c) 0,09 M; d) 0,374 L
11. Cuando el yodo molecular reacciona con el ácido nítrico se produce HIO3, dióxido
de nitrógeno y agua.
a) Escribir y ajustar las semirreacciones de oxidación y reducción que tienen lugar.
b) Escribir, ajustadas, la reacción iónica global y la reacción molecular global.
c) Calcular el volumen de ácido nítrico del 65% de riqueza en masa y densidad 1,5
g∙cm–3 que reacciona con 25,4 g de yodo molecular.
d) Calcular el volumen de dióxido de nitrógeno gaseoso que se produce con los
datos del apartado anterior, medido a 20 ºC y 684 mm de Hg.
Solución: c) 64,5 mL; d) 26,7 L
12. En medio básico el permanganato de potasio reacciona con el sulfito de potasio,
dando dióxido de manganeso, sulfato de potasio e hidróxido de potasio. a) Escribir las semirreacciones ajustadas que tienen lugar e indicar cuál es el oxi-
dante y cuál el reductor. b) Escribir ajustadas la reacción iónica global y la reacción molecular global. c) Calcular el volumen de una disolución de permanganato de potasio 0,25 M que
reacciona con 20 mL de una disolución de sulfito de potasio 0,33 M. Solución: c) 17,6 mL
13. Se requieren 2 g de una disolución acuosa comercial de peróxido de hidrógeno para reaccionar totalmente con 15 mL de una disolución de permanganato de potasio 0,2 M, en presencia de ácido sulfúrico, observándose el desprendimiento de oxígeno molecular, a la vez que se forma sulfato de manganeso (II). a) Escribir las semirreacciones y la reacción molecular global del proceso. b) Calcular la riqueza en peso de la disolución comercial de peróxido de hidrógeno,
y el volumen de oxígeno desprendido, medido a 27 ºC y 700 mm Hg. Solución: b) 12,75 %; 0,2 L
14. El bromuro de potasio reacciona con el ácido sulfúrico concentrado transformándose en dióxido de azufre y bromo elemental. a) Formular y ajustar la reacción global por el método del ion-electrón. b) Calcular los cm3 de bromo que se formarán al hacer reaccionar 20 g de bromuro
de potasio con ácido sulfúrico en exceso. Dato: densidad del bromo = 2,8 g/cm3 Solución: b) 4,8 cm3
15. El estaño metálico es oxidado por el ácido nítrico a óxido de estaño (IV) obtenién-
dose además óxido de nitrógeno (IV) y agua.
a) Escribir y ajustar las semirreacciones de oxidación y reducción que tienen lugar.
b) Escribir la reacción iónica y la molecular global ajustadas
c) Calcular la masa obtenida de óxido de estaño (IV) si se hace reaccionar 100 g
de estaño de riqueza 70% en masa, sabiendo que el rendimiento es del 90%.
Solución: c) 80 g
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16. El dicromato de potasio oxida al yoduro de sodio en medio ácido sulfúrico formán-dose, entre otros, sulfato de sodio, sulfato de potasio, sulfato de cromo (III) y yodo molecular. a) Formular las semirreacciones de oxidación y reducción. b) Formular la reacción iónica indicando las especies oxidante y reductora. c) Formular la reacción molecular. d) Si tenemos 120 mL de disolución de yoduro de sodio y se necesitan para su
oxidación 100 mL de disolución de dicromato de potasio 0,2 M, ¿cuál es la mo-laridad de la disolución de yoduro de sodio?
Solución: d) 1 M
17. Una muestra de dióxido de manganeso reacciona con ácido clorhídrico comercial de densidad 1,18 kg·L–1 y una riqueza del 38% en masa, obteniéndose cloro gaseoso, cloruro de manganeso(II) y agua. a) Escribir y ajustar las semirreacciones de oxidación y reducción.
b) Escribir la reacción molecular global ajustada por el método del ion electrón.
c) Calcular la masa de dióxido de manganeso de la muestra si se obtienen 7,3 L de
gas cloro, medidos a 1 atm y 20 ºC.
d) Calcular el volumen de ácido clorhídrico comercial que se consume en la reac-
ción.
Solución: c) 26,4 g; d) 99 mL
18. El permanganato potásico oxida al etanol, en medio ácido sulfúrico, a ácido etanoico y él se reduce a sulfato de manganeso (II). a) Ajustar la reacción química que tiene lugar por el método del ion electrón. b) Calcular qué volumen de permanganato 0,02 M es necesario para oxidar com-
pletamente 0,288 g de etanol. Solución: b) 250 mL
19. Considerando los datos adjuntos, deducir si se producirán las siguientes reacciones de oxidación-reducción y ajustar las que puedan producirse:
a) MnO4- + Sn2+
b) NO3- + Mn2+
c) MnO4- +IO3
-
d) NO3- + Sn2+
Datos: Eº (MnO4-/Mn2+)=1,51 V; Eº (IO4
-/IO3-)=1,65 V; Eº(Sn4+/Sn2+)= 0,15 V;
Eº (NO3-/NO)= 0,96 V
20. Contestar razonadamente a las siguientes cuestiones y ajustar las reacciones que tengan lugar de forma espontánea: a) ¿Qué especie es el oxidante más fuerte y cuál el reductor más fuerte? b) ¿Qué sucede si una disolución de sulfato de hierro(II) se guarda en un recipiente
de cobre? ¿Y si una de sulfato de cobre(II) se guarda en un recipiente de hierro? c) ¿Se formará recubrimiento metálico sobre una barra de plomo introducida en
una disolución acuosa 1 M de Ag+? Datos: E°(Mg2+/Mg) = -2,37 V; E°(Fe2+/Fe) = -0,44 V; E°(Pb2+/Pb) = -0,13 V ; E°(Cu2+/Cu) = +0,34 V; E°(Ag+/Ag) = +0,80 V
21. Para llevar a cabo los procesos indicados en los apartados a) y b) se dispone de cloro y yodo moleculares. Explicar cuál de estas dos sustancias se podría utilizar en cada caso, qué semirreacciones tendrían lugar, la reacción global y cuál sería el potencial de las reacciones para: a) Obtener Ag+ a partir de Ag. b) Obtener Br2 a partir de Br–.
Datos: Eº (Cl2/Cl–) = 1,36 V; Eº (Br2/Br–) = 1,06 V; Eº (I2/I–) = 0,53 V; Eº (Ag+/Ag) = 0,80 V
80
22. Cuando se introduce una barra de Zn en una disolución acuosa de HCl se observa la disolución de la barra y el desprendimiento de burbujas de gas. En cambio, cuando se introduce una barra de plata en una disolución de HCl no se observa ninguna reacción. A partir de estas observaciones:
a) Razonar qué gas se está desprendiendo en el primer experimento.
b) Justificar qué signo tendrán los potenciales Eº (Zn2+/Zn) y Eº (Ag+/Ag).
c) Justificar si se produce reacción cuando se introduce una barra de Zn en una disolución acuosa de AgCl.
23. Dada la tabla adjunta de potenciales normales, contestar razonadamente: a) ¿Reaccionan una disolución acuosa de ácido
clorhídrico con estaño metálico? b) Justificar qué catión puede comportarse como
oxidante y como reductor. c) ¿Se produce reacción espontánea si se añade
Sn a una disolución de Cu2+? d) Ajustar una reacción espontánea de reducción
de un catión por un anión.
24. A partir de los potenciales de reducción que se adjuntan, contestar razonadamente: a) ¿Qué metales de la lista se disolverán en una disolución de HCl 1 M?
b) Se dispone de tres recipientes con disoluciones de nitrato de plata, nitrato de
cinc y nitrato de manganeso (II). En cada uno se introduce una barra de hierro
¿en qué caso se formará una capa del otro metal sobre la barra de hierro?
Datos: Eº (V): Fe2+/Fe = −0,44; Zn2+/Zn = −0,76; Ag+/Ag = 0,80; Cu2+/Cu = 0,34;
Na+/Na = −2,71; Mn2+/Mn = −1,18
25. Se intenta oxidar cobre metálico por reacción con ácido nítrico, ácido sulfúrico y
ácido clorhídrico. Considerando los potenciales indicados: a) Escribir y ajustar las semirreacciones de reducción de los tres ácidos. b) Calcular Eº para las reacciones de oxidación del cobre con los tres ácidos y jus-
tificar que solo una de ellas es espontánea. Datos: Eº(Cl2/Cl–) = 1,36 V; Eº (Cu2+/Cu) = 0,34 V; Eº(NO3
–/NO) = 0,96 V; Eº(SO4
2– / SO2) = 0,17 V.
26. En dos recipientes que contienen 100 mL de disolución 1 M de sulfato de zinc y de nitrato de plata, respectivamente, se introduce cobre metálico. Sabiendo que solo en uno de ellos se produce reacción: a) Calcular los potenciales estándar de las dos posibles reacciones y justificar cual
se produce de forma espontánea. b) Calcular qué masa de cobre ha reaccionado en el proceso espontáneo cuando
se consume totalmente el otro reactivo. Datos: Eº (Zn2+/Zn) = –0,76 V, Eº (Cu2+/Cu) = 0,34 V, Eº (Ag+/Ag) = 0,80 V Solución: a) -1,1 V; 0,46 V; b) 0,1 mol; 3,175 g
27. Un vaso contiene 100 cm3 de disolución de cationes Au+ 0,03 M. Este catión se reduce y oxida simultáneamente (dismutación) a oro metálico (Au) y catión Au3+ hasta que se agota todo el catión Au+. a) Ajustar la reacción redox que se produce. b) Calcular el potencial de la reacción. c) Calcular la concentración resultante de iones Au3+ en disolución. d) Calcular la masa de Au que se forma. Datos: Eº (Au3+/ Au+) = +1,25 V; Eº (Au+/ Au) = +1,70 V Solución: b) 0,45 V; c) 0,01 M; d) 0,394 g
81
28. El permanganato de potasio actúa como oxidante en medio ácido, dando como pro-ducto Mn2+. Por el contrario, como oxidante en medio básico el permanganato de potasio da como producto MnO2. a) Ajustar las semirreacciones del anión permanganato como oxidante en medio
ácido y en medio básico. b) Razonar qué medio es necesario (ácido o básico) si se quiere usar permanganato
de potasio para oxidar una barra de plata. c) De acuerdo con los resultados del apartado anterior, calcular qué volumen de una
disolución de permanganato de potasio 0,2 M es necesario para oxidar 10,8 g de plata metálica.
Datos: Eo (V): Ag+/Ag = 0,80; MnO4–/Mn2+ = 1,51; MnO4
–/MnO2 = 0,59 Solución: c) 0,1 L
29. Una muestra de 20 g de latón (aleación de cinc y cobre) se trata con ácido clorhí-drico, desprendiéndose 2,8 litros de hidrógeno gas medidos a 1 atm y 25 °C. a) Formular y ajustar la reacción o reacciones que tienen lugar. b) Calcular la composición de la aleación en tanto por ciento de peso. Datos: E°(Zn2+/Zn) = -0,76 V; E°(Cu2+/Cu) = +0,34 V Solución: b) 37,5 %
30. A partir de los potenciales de reducción estándar que se adjuntan: a) Explicar detalladamente cómo construir una pila Daniell.
b) Escribir las semirreacciones que tienen lugar en el ánodo y en el cátodo de la
pila Daniell e indicar el sentido del movimiento de los iones metálicos en sus
respectivas disoluciones.
c) Razonar si en un recipiente de Pb se produce alguna reacción química cuando
se adiciona una disolución de Cu2+.
Datos. Eº (V): Pb2+ /Pb = 0,13; Cu2+ /Cu = 0,34; Zn2+ /Zn = − 0,76
31. Se forma una pila galvánica con un electrodo de hierro y otro de plata. Teniendo en cuenta los potenciales de reducción estándar que se adjuntan: a) Escriba las semirreacciones que tienen lugar en el ánodo y en el cátodo de la
pila galvánica e indicar el sentido del movimiento de los iones metálicos de las
disoluciones con respecto a los electrodos metálicos.
b) Calcular el potencial de la pila formada.
c) Dibujar un esquema de la pila indicando sus componentes.
d) Razonar qué ocurriría si introdujéramos una cuchara de plata en una disolución
de Fe2+.
Datos: Eº (V): Ag+/Ag = 0,80; Fe2+/Fe = − 0,44
Solución: b) 1,24 V
32. En una pila electroquímica, el ánodo está formado por una barra de cobre sumer-
gida en una disolución acuosa de nitrato de cobre (II) y el cátodo consiste en una lámina de plata sumergida en una disolución acuosa de nitrato de plata. a) Formular las semirreacciones del ánodo y del cátodo. b) Formular la reacción global iónica y molecular de la pila. c) Explicar de forma justificada por qué se trata de una pila galvánica.
d) Indicar razonadamente el signo de Gº para la reacción global. Datos: Eº(Ag+/Ag) = 0,80 V; Eº(Cu2+/Cu) = 0,34 V
82
33. A partir de los potenciales que se dan en los datos, justificar: a) La pareja de electrodos con la que se construirá la pila galvánica con mayor
potencial. Calcular su valor. b) Las semirreacciones del ánodo y el cátodo de la pila del apartado anterior. c) La pareja de electrodos con la que se construirá la pila galvánica con menor
potencial. Calcular su valor. d) Las semirreacciones del ánodo y el cátodo de la pila del apartado anterior. Datos: E0 (Sn2+/Sn) = –0,14 V; E0 (Pt2+/Pt) = 1,20 V; E0 (Cu2+/Cu) = 0,34 V;
E0 (Al3+/Al) = –1,79 V Soluciones: a) 2,99 V; c) 0,48 V
34. Dados los potenciales normales de Cu2+/Cu y Zn2+/Zn, contestar razonadamente:
a) ¿Se produce reacción si a una disolución acuosa de sulfato de zinc se le añade cobre metálico?
b) Si se quiere hacer una celda electrolítica con las dos especies del apartado an-terior, ¿qué potencial mínimo habrá que aplicar?
c) Para la celda electrolítica del apartado b) ¿Cuáles serán el polo positivo, el ne-gativo, el cátodo, el ánodo y qué tipo de semirreacción se produce en ellos?
Datos: Eo (Zn2+/Zn) = −0,76 V, Eo (Cu2+/Cu) = 0,34 V
35. Se desea construir una celda galvánica para transformar NO3− en NO, y se dispone de tres electrodos: Al3+/Al, Cl2/Cl− y Au3+/Au.
a) A partir de los potenciales de reducción estándar que se adjuntan justificar cuál
de los electrodos se puede utilizar, indicando cuál es el agente oxidante y el
agente reductor.
b) Calcular el potencial estándar de la celda galvánica.
c) Escribir el proceso iónico global ajustando la reacción en medio ácido.
Indicar los electrodos que actúan como cátodo y como ánodo.
Datos. Eº (V): NO3−/NO = 0,96; Cl2/Cl− = 1,33; Al3+/Al = − 1,66; Au3+/Au = 1,50
36. Para un proceso electrolítico de una disolución de AgNO3 en el que se obtiene Ag metal, justificar si son verdaderas o falsas las siguientes afirmaciones:
a) Para obtener 1 mol de Ag se requiere el paso de 1 mol de electrones. b) En el ánodo se produce la oxidación de los protones del agua. c) En el cátodo se produce oxígeno. d) Los cationes de plata se reducen en el cátodo.
37. La electrolisis de una disolución acuosa de BiCl3 origina Bi(s) y Cl2(g). a) Escribir las semirreacciones iónicas en el cátodo y en el ánodo y la reacción
global del proceso, y calcular el potencial estándar correspondiente a la reacción global.
b) Calcular la masa de bismuto metálico y el volumen de cloro gaseoso, medido a 25 ºC y 1 atm, obtenidos al cabo de dos horas, con una corriente de 1,5 A.
Datos: Eº (Bi3+ / Bi ) = 0,29 V; Eº (Cl2 / Cl−) = 1,36 V Solución: a) -1,07 V; b) 1,37 L; 7,73 g
38. Se realiza la electrolisis de CaCl2 fundido. a) Formular las semirreacciones que se producen en el cátodo y en el ánodo. b) ¿Cuántos litros de cloro molecular, medidos a 0 ºC y 1 atm, se obtienen haciendo
pasar una corriente de 12 A durante 8 horas? c) ¿Durante cuántas horas debe estar conectada la corriente de 12 A para obtener
20 gramos de calcio? Solución: b) 40,1 L; c) 2,23 h
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39. Una corriente de 5 A circula en una celda electrolítica conteniendo CuCl2 fundido durante 300 min y se depositan en ese tiempo 29,6 g de cobre metálico en el elec-trodo correspondiente. a) Escribir la ecuación de disociación de CuCl2 ajustada. Indicar las reacciones que
tienen lugar en el ánodo y en el cátodo.
b) Determinar la masa atómica del cobre.
c) Calcular los gramos de plata que se depositarán en el cátodo de una celda elec-
trolítica que contiene AgCl fundido conectada a la del enunciado con la misma
intensidad de corriente.
Solución: b) 63,5 g/mol; c) 100,7 g
40. Una disolución que contiene un cloruro MClx de un metal, del que se desconoce su estado de oxidación, se somete a electrolisis durante 69,3 minutos. En este proceso se depositan 1,098 g del metal M sobre el cátodo, y además se desprenden 0,79 L de cloro molecular en el ánodo (medidos a 1 atm y 25 ºC). a) Indicar las reacciones que tienen lugar en el ánodo y en el cátodo. b) Calcular la intensidad de corriente aplicada durante el proceso electrolítico. c) ¿Qué peso molecular tiene la sal MClx disuelta? Dato: Masa atómica de M = 50,94 Solución: b) 1,5 A; c) 157,44 u
41. Se quiere recubrir la superficie superior de una pieza metálica rectangular de
3 cm × 4 cm con una capa de níquel de 0,2 mm de espesor realizando la electrolisis de una sal de Ni2+. a) Escribir la semirreacción que se produce en el cátodo. b) Calcular la cantidad de níquel que debe depositarse. c) Calcular el tiempo que debe transcurrir cuando se aplica una corriente de 3 A. Datos: Densidad del níquel = 8,9 g·cm–3 Solución: b) 2,136 g de Ni; c) 39 min
42. Se lleva a cabo la electrólisis de una disolución acuosa de sulfato de cobre (II) de concentración 4·10–2 mol·L-1 para obtener cobre metálico. a) Escribir los procesos que ocurren en el ánodo y en el cátodo y el proceso global
ajustado sabiendo que en el ánodo el H2O se descompone en H+ y O2.
b) Calcular el tiempo necesario para depositar todo el cobre contenido en 250 mL
de dicha disolución al pasar una corriente de 1,2 A.
c) Determinar el volumen de gas desprendido en el ánodo en el proceso del apar-
tado anterior, a 25 ºC y 1,5 atm.
Solución: b) 1661 s; c) 0,163 L
43. En la electrolisis de una disolución acuosa de cloruro de sodio se hace pasar una
corriente de 3,0 kA durante 2 horas. Mientras transcurre el proceso, se observa des-prendimiento de hidrógeno y se obtiene cloro en medio básico. a) Escribir y ajustar las semirreacciones que se producen en el ánodo y en el cátodo
y la reacción molecular global. Utilizar el método de ajuste de ion-electrón. b) A 25 °C y 1 atm, ¿qué volumen de cloro se obtiene? c) ¿Qué masa de hidróxido de sodio se habrá formado en la cuba electrolítica en
ese tiempo? Datos: Eo (V): Na+/Na = −2,71; Cl2/Cl− = 1,36; H2O/H2 = −0,83 Solución: b) 2735 L; c) 8954 g
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TEMA 6: QUÍMICA ORGÁNICA
1. Formulación y nomenclatura de los principales compuestos orgánicos
Todos los compuestos orgánicos están formados por cadenas de átomos de carbono (lineales, ramificadas o cíclicas) los cuales se unen a su vez a átomos de hidrógeno (hidrocarburos) y, en ocasiones, otros elementos, principalmente halógenos (derivados halogenados), oxígeno (compuestos oxigenados) y nitrógeno (compuestos nitrogena-dos). En todos los casos el nombre del compuesto lleva un prefijo que indica el número de átomos de carbono presentes en la molécula y un sufijo que indica el tipo de enlace entre los átomos de carbono.
Nº átomos de C 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10
Prefijo met- et- prop- but- pent- hex- hept- oct- non- dec-
Tipo de enlace Enlace simple Enlace doble Enlace triple
Sufijo -ano -eno -ino
La posición de los dobles o triples enlaces (insaturaciones), así como la de los grupos funcionales (átomos distintos de C y H), se indica escribiendo delante del nombre el número (localizador) correspondiente al átomo de C que lleva la insaturación o el grupo funcional. Para ello se numera la cadena empezando por el extremo más cercano a las insaturaciones o a los grupos funcionales. Los localizadores se separan entre sí me-diante comas, y se separan del nombre del compuesto mediante un guion.
Hidrocarburos
Son compuestos formados solo por átomos de C y H. Según el tipo de enlaces pueden ser alcanos (cuando todos los enlaces son simples), alquenos (con algún enlace doble) o alquinos (con algún enlace triple). Según el tipo de cadena pueden ser lineales, ra-mificados, cíclicos y aromáticos.
- Lineales: se nombran mediante el prefijo y el sufijo correspondientes, precedidos del localizador (o con el localizador delante del sufijo, recomendación de la IUPAC) si fuera necesario. Si existen dos o más insaturaciones, delante del sufijo se escribe el prefijo numeral correspondiente (di-, tri...). Si hay dobles y triples enlaces en el mismo compuesto, se escriben ambos sufijos (-en-ino), poniendo los localizadores de los tri-ples enlaces entre ambos sufijos; en caso de igualdad los dobles enlaces tienen pre-ferencia sobre los triples.
Ejemplo: Nombrar los siguientes hidrocarburos:
a) CH3(CH2)6CH3 octano; b) CH2=CHCH3 propeno; c) CH3CH2CCCH3 2-pentino
d) CH2=CHCH=CHCH=CH2 1,3,5-hexatrieno; e) CHCCH=CH2 1-buten-3-ino
- Ramificados: se escoge como cadena principal la que contiene el mayor número de insaturaciones y, en caso de igualdad, la más larga; las cadenas laterales se nombran como radicales, cambiando el sufijo –ano por –il(o).
Radical CH3 CH3CH2 CH3CH2CH2 CH2=CH CH3CHCH3
l
Nombre metil(o)- etil(o)- propil(o)- etenil(o)- isopropil(o)-
Se nombran los radicales precedidos de sus localizadores y por orden alfabético, se-guidos del nombre de la cadena principal; si algún radical está varias veces, se pre-
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cede del prefijo numeral correspondiente. Para numerar la cadena principal, las insa-turaciones tienen prioridad sobre los radicales; el orden de prioridad de los distintos radicales se establece alfabéticamente.
Ejemplo: Nombrar los siguientes hidrocarburos ramificados: CH3 CH3
l l a) CH3 – C – CH2 – CH – CH2 – C – CH3 4-etil-2,2,6,6-tetrametiloctano l l l CH3 CH2 – CH3 CH2 – CH3
b) CH3 – CH2 – CH2 – CH – CH2 – C C – CH3 4-propil-2-octen-6-ino l
CH = CH – CH3
- Cíclicos: se nombran agregando el prefijo ciclo- al nombre del hidrocarburo corres-pondiente. Se numera el ciclo del modo que permita asignar localizadores lo más bajos posibles a las insaturaciones y ramificaciones.
Ejemplo: Nombrar los siguientes hidrocarburos cíclicos:
a) CH = C – CH3
1-metil-1-ciclobuten-3-ino
C C b) CH2
CH CH – CH3 3,4-dimetil-1-ciclopenteno CH CH – CH3
- Aromáticos: son compuestos derivados del benceno ( , fórmula molecular, C6H6).
Para nombrar los compuestos aromáticos, se escriben los nombres de los radicales seguidos de la palabra benceno, numerando el anillo de benceno igual que los hidro-carburos cíclicos. En derivados disustituidos, se pueden cambiar los localizadores por los prefijos orto- (o-), meta- (m-) o para- (p-), según estén situados en carbonos conti-guos, alternos u opuestos). Cuando el benceno pierde un átomo de hidrógeno, se transforma en el radical fenilo, C6H5 -, y puede unirse a otra cadena carbonada.
Ejemplo: Nombrar los siguientes hidrocarburos aromáticos:
a)
1-etil-2-metilbenceno u o-etilmetilbenceno
b)
2-etil-4-metil-1-propilbenceno
Derivados halogenados
Son compuestos procedentes de la sustitución de uno o más átomos de H de un hidro-carburo por átomos de halógenos (F, Cl, Br o I). Para nombrarlos, los halógenos se escriben como prefijos (fluoro-, cloro-, bromo- o yodo-) por orden alfabético (junto con los radicales) y precedidos de sus localizadores y, a continuación, se escribe el nombre de la cadena principal; si algún halógeno está varias veces, se precede del prefijo nu-
CH2 – CH3
CH3
CH2–CH2–CH3
CH2–CH3
CH3
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meral correspondiente. Para numerar la cadena principal, las insaturaciones tienen prio-ridad sobre los halógenos; en caso de igualdad, el orden de prioridad de los distintos halógenos y radicales se establece alfabéticamente.
Ejemplo: Nombrar los siguientes derivados halogenados:
a) CH3 – CHBr– CHCl – CH2 – CH2I 4-bromo-3-cloro-1-yodopentano
b) CH2 = C – CH = CBr – CH2 – CH3 4-bromo-2-metil-1,3-hexadieno
CH3
c) 1-bromo-3-etilbenceno o m-bromoetilbenceno
d) CH = C – CH3 1-cloro-4-metil-1,3- ciclobutadieno. l l
CH = CCl
Compuestos oxigenados
A cada grupo funcional le corresponde un sufijo que se escribe al final del nombre de la cadena principal; si un grupo funcional está varias veces, se precede del prefijo numeral correspondiente. Si el grupo funcional no tiene una posición fija (alcoholes, cetonas) se numera la cadena principal empezando por el extremo más cercano al grupo funcional y se escriben los localizadores delante del nombre (o delante del sufijo del grupo funcio-nal si hay otros localizadores en esa posición).
Compuesto Alcohol Éter Aldehído Cetona Ácido
carboxílico Éster
Grupo funcional
(1) OH
grupo hidroxilo
(2)
O
grupo alcoxi
O (3) ll
CH
(CHO)
grupo carbonilo
O (4) ll
C
(CO)
grupo carbonilo
O (3) ll
COH
(COOH)
grupo carboxilo
O (5) ll
CO
(COO)
grupo acilo
Sufijo -ol R R' éter R-oxi-R’
-al -ona ácido -oico -oato de R
(1) El grupo alcohol puede unirse a cualquier átomo de C, dando lugar a alcoholes prima-rios (en C primarios o terminales), secundarios (en C secundarios, unidos a otros dos átomos de C) y terciarios (en C terciarios, unidos a otros tres átomos de C).
(2) El grupo éter siempre se une a dos radicales R y R’. Se pueden nombrar alfabética-mente con la terminación éter o añadiendo el sufijo –oxi al radical más sencillo.
(3) Los grupos aldehído y ácido siempre ocupan C primarios.
(4) El grupo cetona siempre ocupa C secundarios.
(5) El grupo éster deriva del grupo ácido por sustitución del H de este por un radical R.
Algunos ácidos se conocen habitualmente por sus nombres comunes (CH3-COOH = ácido acético, HCOOH = ácido fórmico).
Br CH2 – CH3
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Los nombres de los compuestos oxigenados derivados del benceno son:
Ejemplo: Nombrar los siguientes compuestos oxigenados:
a) CH3 – CHOH – CHCl – CH2 – CH2OH 3-cloro-1,4-pentanodiol
b) CH3 – CO – CH = CH – CH= CH2 3,5-hexadien-2-ona
c) CH3 – CH2 – CH2 – O – CH2 – CH3 etil propil éter o etoxipropano
d) CH C – CH2 – COOH ácido 3-butinoico
e) CH3 – CH = CH – CH – CHO 2-metil-3-pentenal | CH3
f) CH C – COO – CH2 – CH2 – CH3 2-propinoato de propilo
Compuestos nitrogenados
Compuesto Aminas Amidas Nitrilos
Grupo funcional
1ª: NH2
2ª: NH
3ª: N l
1ª: CONH2
2ª: CONH
3ª: CON l
CN
(CN)
Sufijo (RR'R'')-amina -amida -nitrilo
Para nombrar las amidas secundarias y terciarias, se escoge como cadena principal la que lleva el grupo funcional y se escribe el nombre del hidrocarburo correspondiente con el sufijo -amida; las cadenas secundarias, se nombran delante de la cadena princi-pal precedidas de la letra N (localizador).
Ejemplo: Nombrar los siguientes compuestos nitrogenados:
a) CH3 – CH2 – CH2 – NH – CH2 – CH2 – CH3 dipropilamina
b) CH3 – CHI – CH2 – CONH2 3-yodobutanamida
c) CH3 – CH = CH – CN 2-butenonitrilo
d) CH3 – CH2 – N – CH3 etildimetilamina CH3
e) CH3 CH2 – CONHCH3 N-metilpropanamida
Compuestos bifuncionales
Cuando un compuesto orgánico lleva dos grupos funcionales, uno de ellos actúa como grupo principal (ácido, aldehído, cetona...) y el otro como grupo secundario (alcohol, amina...). A este último en vez de un sufijo, se le asigna un prefijo, se le asigna un prefijo.
OH COOH CHO
fenol ácido benzoico benzaldehído
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El orden de prioridad de los grupos funcionales más frecuentes y los prefijos corres-
pondientes se muestran en la siguiente tabla:
Prioridad 1º 2º 3º 4º 5º 6º
Grupo -COOH -CHO -CO -OH -NH2 -O-
Prefijo - formil- oxo- hidroxi- amino- R-oxi-
Ejemplo: Formular o nombrar los siguientes compuestos bifuncionales:
a) Ácido hidroxiacético CH2OH COOH
b) 2-aminopropanal CH3 CH CHO l NH2 c) 1-metoxi-2-propanol CH3 – O − CH2 – CHOH − CH3
d) CH3 CH CH2 COOH ácido 3-aminobutanoico l NH2
e) CH3 CO CHOH CH3 3-hidroxi-2-butanona
f) CHO CH2 COOH ácido 2-formilpropanoico 2. Isomería
Se dice que dos o más compuestos son isómeros cuando tienen la misma fórmula molecular, es decir, el mismo número de átomos de cada elemento. Existen distintos tipos de isomería.
Se dice que dos o más compuestos son isómeros estructurales cuando se diferencian en su fórmula desarrollada, es decir, en la distribución de sus átomos. La isomería estructural puede ser:
De cadena, cuando los compuestos se diferencian en la unión entre sus átomos de carbono. Por ejemplo, el butano y el metilpropano son isómeros de cadena.
CH3CH2CH2CH3 CH3CHCH3 Fórmula molecular: C4H10
CH3
De posición, cuando los compuestos se diferencian en la posición de sus grupos funcionales o insaturaciones. Por ejemplo, el 1-propanol y el 2-propanol son isómeros de posición.
CH2OH CH2CH3 CH3CHOHCH3 Fórmula molecular: C3H8O
Estructural
Estereoisomería Geométrica Óptica
De cadena
De posición
De función Isomería
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De función, cuando los compuestos se diferencian en sus grupos funcionales. Por ejemplo, el 1-propanol y el etil metil éter son isómeros de función.
CH2OHCH2CH3 CH3OCH2CH3 Fórmula molecular: C3H8O
3. Principales tipos de reacciones orgánicas
- Reacciones de sustitución: un átomo o grupo de átomos unido a un átomo de car-bono es sustituido por otro átomo o grupo de átomos.
X Y l l
C + Y C + X l l
La reacción de sustitución más importante es la formación de alcoholes a partir de derivados halogenados.
X OH l l C + MOH C + MX l l
Ejemplo: Formular la siguiente reacción: cloroetano + hidróxido de sodio ...
CH2Cl CH3 + NaOH CH2OH CH3 + NaCl Otra reacción de sustitución importante es la formación de derivados halogenados a partir de halógenos, pero se precisa una elevada cantidad de energía para iniciar la reacción (temperaturas muy altas, luz ultravioleta, descargas eléctricas…), ya que es muy difícil romper los enlaces C−H de los hidrocarburos, generándose radicales libres (moléculas o átomos con electrones desapareados). Suelen formarse mezclas de varios productos, por sustitución de uno o más átomos de H por átomos de haló-genos.
Ejemplo: Formular la siguiente reacción: metano + cloro ...
CH4 + Cl2 CH3Cl + HCl
- Reacciones de eliminación: dos átomos o grupos de átomos unidos a dos átomos de carbono contiguos son eliminados formándose un enlace doble entre dichos car-bonos.
X Y l l
C C C = C + XY l l l l
La reacción de eliminación más importante es la deshidratación de alcoholes. Se realiza en presencia de ácido sulfúrico (agente deshidratante) y da lugar a alquenos.
H OH l l C C C = C + H2O l l l l
Cuando la reacción de deshidratación puede dar lugar a varios isómeros de posición, se forma mayoritariamente el que procede de la eliminación del átomo de H del car-bono menos hidrogenado (regla de Saytzeff).
X = halógeno
M = metal (Na, K...)
H2SO4
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Ejemplo: Formular las reacciones: a) 2-propanol 42SOH ; b) 2-butanol 42SOH
a) CH3 CH2OH CH3 42SOH CH2 = CH CH3 + H2O
b) CH3 CHOH CH2 CH3 42SOH
)oritariominproducto(CHCHCHCH
)omayoritariproducto(CHCHCHCH
322
33
- Reacciones de adición: dos átomos o grupos de átomos se unen a dos átomos de carbono que forman un enlace doble; el enlace π desaparece, con lo que la unión entre dichos carbonos pasa a ser un enlace simple.
X Y l l
C = C + XY C C l l l l
Cuando el reactivo es del tipo HX o H2O y la reacción de adición puede dar lugar a varios isómeros de posición, se forma mayoritariamente el que procede de la adición del átomo de H al carbono más hidrogenado (regla de Markovnikov).
Cuando la adición se produce sobre un enlace triple, al desaparecer un enlace π, el enlace triple pasa a ser doble; si el reactivo está en exceso, se produce la adición de una segunda molécula de este, dando lugar a un enlace simple.
X Y l l
C C + XY C = C X Y l l
C C + 2 XY C C l l X Y
Ejemplo: Formular las reacciones: a) propeno + Cl2 ...; b) 1-buteno + HCl ...;
c) 2-butino + H2 ... ; d) 2-butino + H2 (en exceso) ...
a) CH2 = CH CH3 + Cl2 CH2Cl CHCl CH3
b) CH2 = CH CH CH3 + HCl CH3 CHCl CH2 CH3
c) CH3 C C CH3 + H2 CH3 CH = CH CH3
d) CH3 C C CH3 + 2 H2 CH3 CH2 CH2 CH3
- Reacciones de condensación: dos moléculas orgánicas se unen dando lugar a una molécula más grande y desprendiéndose una molécula de agua. Suelen darse en pre-sencia de ácido sulfúrico (agente deshidratante).
Las principales reacciones de condensación son la esterificación (formación de éste-res) y la amidación (formación de amidas).
Esterificación: RCOOH + R'OH RCOOR' + H2O ácido alcohol éster
Amidación: RCOOH + R'NH2 RCONHR' + H2O ácido amina 1ª amida 2ª
XY = H2, HX, X2, H2O, ...
(producto minoritario)
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Ejemplo: Formular las reacciones: a) ácido etanoico + 1-propanol 42SOH ;
b) ácido etanoico + 2-propanol 42SOH ; c) ácido propanoico + etilamina 42SOH ;
d) etanoato de metilo + NaOH
a) CH3COOH + CH2OHCH2CH3 42SOH CH3COOCH2CH2CH3 + H2O
b) CH3COOH + CH3CHOH CH3 42SOH CH3COOCHCH3 + H2O l CH3
c) CH3CH2COOH + CH3CH2NH2 42SOH CH3CH2CONHCH2 CH3 + H2O
d) CH3COOCH3 + NaOH CH3COONa + CH3OH
- Reacciones redox: los compuestos orgánicos pueden oxidarse de forma completa mediante reacciones de combustión o de forma parcial, dando lugar a compuestos orgánicos más oxidados.
Las reacciones de combustión tienen lugar en presencia de oxígeno; son muy exo-térmicas, por lo que producen una gran cantidad de luz y calor.
Compuesto orgánico + O2 CO2 + H2O
Las reacciones de oxidación parcial tienen lugar en presencia de oxidantes como KMnO4 o K2Cr2O7. La más frecuente es la oxidación de alcoholes.
RCH2OH 4KMnO RCHO 4KMnO RCOOH alcohol 1º aldehído ácido
RCHOHR' 4KMnO RCOR' alcohol 2º cetona
En presencia de reductores fuertes (hidruros metálicos, como LiAlH4) se producen los procesos inversos, como la formación de alcoholes por reducción de aldehídos y ce-tonas.
Ejemplo: Formular las siguientes reacciones: a) 2-propanol + KMnO4→…; b) propanal + LiAlH4 →…
a) CH3 – CHOH – CH3 CH3 – CO – CH3
b) CH3– CH2 – CHO LiAlH4 → CH3 – CH2 – CH2OH
4. Polímeros
Los polímeros son macromoléculas formadas por la unión repetida de un gran número de moléculas sencillas llamadas monómeros. Los monómeros se unen entre sí me-diante enlaces covalentes formando largas cadenas lineales o ramificadas que, a su vez, interaccionan entre sí mediante fuerzas intermoleculares que determinan las pro-piedades físicas del polímero.
En general, los polímeros son resistentes a la acción mecánica, térmica y química, su densidad es baja y suelen ser moldeables. Sus propiedades específicas vienen deter-minadas por el tipo de monómeros utilizados para su síntesis y el grado de entrecruza-miento entre sus cadenas.
Según su composición se clasifican en:
- Homopolímeros, cuando están formados por un solo tipo de monómeros.
- Copolímeros, cuando están formados por varios monómeros distintos.
4KMnO
92
Por sus propiedades físicas se distinguen dos tipos de polímeros:
- Plásticos, materiales que pueden moldearse en caliente. A su vez, pueden ser:
• Termoplásticos: gracias al bajo entrecruzamiento entre sus cadenas, recuperan sus propiedades al enfriarse, pudiendo moldearse en caliente repetidas veces.
• Termoestables: solo pueden moldearse mientras se produce la polimerización, ya que una vez enfriados se forman enlaces covalentes entre cadenas que provocan su endurecimiento e impiden su moldeado.
- Elastómeros, materiales cuyas moléculas se estiran al aplicar una fuerza y vuelven a recuperar la forma original al cesar la tracción.
Las reacciones de formación de polímeros (reacciones de polimerización) pueden ser de dos tipos:
- Polimerización por adición: la unión de los monómeros se produce por reacciones de adición sucesivas a los dobles enlaces de estos. Por ejemplo, la formación del polietileno se produce por polimerización del eteno.
n (CH2 = CH2) [ CH2 CH2 ]n
En la siguiente tabla se resumen las composiciones químicas, propiedades y aplica-ciones de los principales polímeros de adición:
Monómero/Polímero Propiedades Aplicaciones
Polietileno (PE)
eteno o etileno
CH2=CH2
Termoplástico muy estable. Puede ser de alta densidad (HDPE), con cadenas lineales y poco flexible o de baja den-sidad (LDPE), con cadenas ramificadas y muy flexible.
HDPE: cubos, jugue-tes, bolsas… LDPE: envases flexi-bles, bolsas de ba-sura, film transpa-rente…
[−CH2−CH2−]n
Policloruro de vinilo
(PVC)
cloroeteno o cloruro de vinilo
CHCl=CH2 Termoplástico muy resistente y bastante rígido, aislante y fácil de modelar. Su incinera-ción produce dioxinas.
Muebles de jardín, mangueras, tuberías, envases rígidos… [−CHCl−CH2−]n
Poliestireno (PS)
fenileteno o estireno
C6H5−CH=CH2 Termoplástico transparente, duro y frágil. Puede modifi-carse introduciendo gas (PE expandido o EPS, muy ligero).
Puro: cajas de dis-cos, cubiertos, va-sos, hueveras… Expandido: embala-jes, aislamientos...
[−CH−CH2−]n
C6H5
Caucho natural
2-metilbutadieno o isopreno
CH2=C−CH=CH2 CH3
Elastómero quebradizo obte-nido a partir del látex o artifi-cialmente. Su vulcanizado (calentamiento en presencia de azufre) entrelaza sus cade-nas y mejora su resistencia.
Suelas, pegamentos, neumáticos, calzado de seguridad… [−CH2−C=CH−CH2−]n
CH3 (cis)
Neopreno
2-clorobutadieno o cloropreno
CH2=CCl−CH=CH2 Elastómero muy flexible y re-sistente al calor. Se considera un tipo de caucho sintético.
Trajes de submari-nismo, accesorios para coches… [−CH2−CCl=CH−CH2−]n
- Polimerización por condensación: la unión de los monómeros se produce por reac-ciones de condensación sucesivas, desprendiéndose el mismo número de moléculas de agua que monómeros se unen. Los principales tipos de polímeros de adición son los poliésteres y las poliamidas.
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• Poliésteres: formados por la unión de moléculas de diácidos con moléculas de dialcoholes.
n (HOOCRCOOH) + n (OHR'OH) [OOCRCOOR']n + 2n H2O diácido dialcohol poliéster
Los poliésteres también pueden obtenerse a partir de hidroxiácidos:
n (OHRCOOH) [RCOO]n + n H2O hidroxiácido poliéster
• Poliamidas: formados por la unión de moléculas de diácidos con moléculas de diaminas.
n (HOOCRCOOH) + n (NH2R'NH2) [NHCORCONHR']n + 2n H2O diácido diamina poliamida
Las poliamidas también pueden obtenerse a partir de aminoácidos:
n (NH2RCOOH) [RCONH]n + n H2O aminoácido poliamida
Los polímeros de condensación más importantes son:
Monómeros/Polímero Propiedades Aplicaciones
Tereftlato de polietileno
(PET)
HOOC−C6H4−COOH +
CH2OH−CH2OH
Poliéster termoplás-tico muy estable. Puede formar hilos muy finos y tejerse.
Botellas de agua y refrescos, fi-bras sintéticas… [−OOC−C6H4−COO−(CH2)2−]n
Nailon 6,6
HOOC−(CH2)4−COOH +
NH2−(CH2)6−NH2 Poliamida termoplás-tica que forma fibras muy resistentes.
Medias, cepillos de dientes, cuer-das, paracaí-das… [−NHOC−(CH2)4−CONH−(CH2)6−]n
Poliuretanos
CON−R-NCO (diisocianato) +
OHR'OH o NH2R'NH2
Plásticos termoesta-bles con propieda-des elásticas. Incor-poran el CO2 des-prendido al formarse.
Espumas para colchones, aisla-mientos térmi-cos y acústi-cos…
Contienen el grupo uretano (−COONH−) o urea (−NHCONH−)
Baquelita OH−C6H4−CH2OH
Plástico termoesta-ble muy rígido por estar ramificado en todas las direcciones
Mangos de sar-tenes y herra-mientas, enchu-fes…
[−C6H4OH−CH2−]n
El uso desmesurado de los plásticos produce un importante impacto medioambiental debido a la acumulación de residuos plásticos muy difíciles de degradar y a la contami-nación producida en su fabricación. Por ello, un desarrollo sostenible solo será posible mediante un consumo responsable que implica reducir el uso de plásticos en beneficio de otros materiales más respetuosos con el medioambiente, reutilizar los utensilios que lo hagan posible (bolsas, envases…) y reciclar los que ya no puedan ser reutilizados depositándolos en el contenedor correspondiente.
Para el reciclaje de los plásticos, primero se procede a su separación. Los termoplásti-cos, mediante fusión y nuevo moldeo, dan lugar a plásticos de igual calidad, mientras que los termoestables pierden la mayor parte de sus propiedades. En ocasiones, los plásticos se utilizan como combustibles procediendo a su incineración, pero algunos de ellos desprenden residuos tóxicos, especialmente cuando contienen cloro (como el PVC) por dar lugar a dioxinas; por este motivo, en algunos países está regulado o in-cluso prohibido el uso de PVC y otros plásticos especialmente contaminantes.
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EJERCICIOS 1. Para el alcano 4-etil-2,6-dimetiloctano:
a) Escribir su fórmula semidesarrollada y su fórmula molecular. b) Escribir y ajustar la reacción de formación estándar de dicho alcano. c) Escribir y ajustar la reacción de combustión de dicho alcano. d) Formular y nombrar un compuesto de igual fórmula molecular pero distinta fór-
mula semidesarrollada.
2. Formular o nombrar los siguientes compuestos orgánicos: a) p-cloroetilbenceno y 3−metilpent−3−enal b) Propanoato de butilo y but−2−enamida c) CH3−CH=CH−CO−CH3 y CH3−CH2−CHCl−COOH d) CH3−CH2−CH2−NH2 y CH2=CH−CH2−CH2−C≡CH
3. Nombrar y formular, según corresponda, las siguientes parejas de moléculas orgá-nicas: a) CH3–CO–CH2–CH2OH y 2- aminobutanal. b) CH3–CHOH–CH2–COOH y ácido 2–hidroxibenzoico. c) CH3–CO–COOH y 3–metilfenol. d) CH3–CH2–CH2–NH–CH3 y fenilamina.
4. Escribir la formula semidesarrollada y el nombre de dos posibles compuestos que tengan 4 carbonos y contengan en su estructura: a) Un grupo éter.
b) Un grupo alcohol en un cicloalcano.
c) Un grupo éster.
d) Un grupo halógeno y un triple enlace en una cadena lineal.
5. Formular y nombrar:
a) Los isómeros de fórmula C4H8. b) Un isómero de función y uno de posición del butan−1−ol. c) Tres compuestos monofuncionales de fórmulas C2H4O, C2H4O2 y CH4O.
6. Escribir las fórmulas desarrolladas e indicar el tipo de isomería que presentan entre
sí las siguientes parejas de compuestos: a) Propanal y propanona. b) 1-buteno y 2-buteno. c) 2,3-dimetilbutano y 3-metilpentano. d) Etilmetiléter y 1-propanol.
7. Formular y nombrar los siguientes compuestos orgánicos:
a) Dos hidrocarburos saturados, isómeros de cadena, de fórmula molecular C4H10.
b) Dos aminas primarias, isómeras de posición, de fórmula molecular C3H9N.
c) Dos compuestos, isómeros de función (monofuncional), de fórmula molecular
C3H6O2.
d) Un hidrocarburo aromático de fórmula molecular C7H8.
95
8. Para el compuesto 2,2,3−trimetilpentano: a) Escribir su fórmula semidesarrollada. b) Escribir y ajustar su reacción de combustión. c) Formular y nombrar dos compuestos de cadena abierta que sean isómeros de
él. d) Indicar el tipo de reacción de dicho alcano con I2 en presencia de luz. Explicar
qué tipo de reacción tendría lugar entre el I2 y un alqueno.
9. Dado el siguiente compuesto: CH3 – C = CH – CH3
CH3
a) Indicar su nombre sistemático b) Escribir su reacción con yoduro de hidrógeno e indicar el nombre del producto
mayoritario. c) Formular y nombrar los isómeros de posición del compuesto del enunciado.
10. Para los compuestos orgánicos CH2=C(CH3)−CH2−CH3, CH3−C(CH3)=CH−CH3 y CH3−CH(CH3)−CH=CH2: a) Nombrarlos e indicar el tipo de isomería que presentan. b) Razonar cuál de los tres da lugar al 2−bromo−3−metilbutano como producto ma-
yoritario de la reacción con HBr. Formular la reacción. Nombrar el tipo de reac-ción.
c) Justificar cuál de ellos se obtendrá como producto mayoritario de la reacción de 3−metilbutan−2−ol con H2SO4. Formular la reacción. Nombrar el tipo de reacción.
11. Para cada una de las siguientes reacciones, formular y nombrar los productos ma-
yoritarios que se puedan formar y nombrar los reactivos orgánicos.
a) CH3CH2CHOHCH3
b) CH3OH + CH3COOH
c) CH3CH=CHCH3 + HCl
d) CH2ClCH2CH3 + KOH
12. a) Completar las siguientes reacciones:
1.- CH3 CH CHCl CH3 + NaOH
CH3
2.- CH2 = CH CHBr CH3 + NaOH
3.- CH3 C C CH3 + Cl2 (exceso)
4.- CH3-CH-CHOH-CH3 + H2SO4 + calor
CH3
b) Nombrar los reactivos y productos orgánicos de cada una de las reacciones. c) Indicar en cada caso el tipo de reacción de que se trata.
13. a) Escribir las fórmulas (semidesarrolladas) de los siguientes compuestos: 3-metil-1-clorobutano; 3-metil-1-pentino; metil-2-propanol; 2,4-pentanodiona.
b) Utilizando algunos de los compuestos anteriores escribir un ejemplo de reacción de sustitución, otro de eliminación y otro de adición.
H2SO4
H+
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14. Escribir las reacciones propuestas, indicando de qué tipo son y nombrando los pro-ductos mayoritarios obtenidos: a) Butan-2-ol + ácido sulfúrico/calor.
b) Propan-2-ol + permanganato de potasio (oxidante).
c) Propan-1-ol + ácido etanoico.
d) Cloroetano + hidróxido de sodio.
15. Formular y nombrar los productos orgánicos obtenidos de las siguientes reacciones y decir de qué tipo son. a) CH3−CH=CH−CH3 + Br2 →
b) CH3−CH2−CHO + KMnO4 →
c) CH3−CO−CH2−CH2−CH3 + reductor →
d) CH3−CHOH−CH(CH3)−CH2−CH2−CH3 + H2SO4 / calor →
16. Formular las reacciones propuestas, escribir de qué tipo son y nombrar los compues-
tos orgánicos empleados y los productos mayoritarios obtenidos: a) Aldehído lineal de 4 átomos de carbono en condiciones reductoras (LiAlH4). b) Ácido carboxílico de 3 átomos de carbono con un alcohol secundario de 3 áto-
mos de carbono c) Alcohol secundario de 3 átomos de carbono en presencia de H2SO4 y calor. d) Alqueno de 3 átomos de carbono con HBr.
17. Formular las reacciones orgánicas de los siguientes apartados, indicando el tipo de
reacción: a) Formación de 1−buteno a partir de 1−butanol. b) Obtención de propanoato de metilo a partir de ácido propanoico y metanol. c) Obtención de propano a partir de propino. d) Obtención de metanol a partir de clorometano.
18. Escribir un ejemplo representativo para cada una de las siguientes reacciones orgá-
nicas, considerando únicamente compuestos reactivos con 2 átomos de carbono. Formular y nombrar los reactivos implicados: a) Reacción de sustitución en derivados halogenados por grupos hidroxilo. b) Reacción de esterificación. c) Reacción de eliminación (Alcoholes con H2SO4 concentrado) d) Reacción de oxidación de alcoholes.
19. Escribir las reacciones que tendrían lugar entre but‒3‒en‒1‒ol y cada uno de los
siguientes reactivos. Indicar en cada caso de que tipo de reacción se trata y nombrar los productos obtenidos.
a) Ácido sulfúrico y calor.
b) Ácido clorhídrico.
c) KMnO4 (oxidante).
d) Ácido etanoico en medio ácido.
20. Escribir las reacciones y nombrar los productos que correspondan a: a) La deshidratación del alcohol primario de 3 átomos de carbono. b) La oxidación del alcohol secundario de 3 átomos de carbono. c) La hidrogenación del alqueno de 3 átomos de carbono. d) La reducción del aldehído de 3 átomos de carbono.
97
21. Se tiene un compuesto A de fórmula C3H6O. a) Sabiendo que A por reducción da lugar a un alcohol primario B, formular y nom-
brar ambos compuestos.
b) Escribir la reacción de A con un oxidante y nombrar el producto obtenido C.
c) Escribir la reacción que se produce entre B y C y nombrar el producto obtenido.
d) Formular y nombrar un isómero de función de A.
22. Considerar los compuestos orgánicos de fórmula C3H8O. a) Escribir y nombrar los posibles alcoholes compatibles con esa fórmula. b) Escribir y nombrar los isómeros de función compatibles con esa fórmula, que no
sean alcoholes. c) Escribir las reacciones de deshidratación de los alcoholes del apartado a), nom-
brando los productos correspondientes. d) Escribir las reacciones de oxidación de los alcoholes del apartado a), nombrando
los productos correspondientes.
23. El aminoácido valina es el ácido 2−amino−3−metilbutanoico. a) Escribir su fórmula semidesarrollada. b) Formular y nombrar un compuesto que sea isómero de cadena de la valina. c) Escribir la reacción de la valina con el metanol, nombre el producto orgánico
formado e indicar a qué tipo de reacción corresponde. d) Formular y nombrar el compuesto que resulta al sustituir el grupo amino por un
grupo hidroxilo en la valina.
24. Partiendo del but−1−eno se lleva a cabo la siguiente serie de reacciones: i. But−1−eno + agua (ácido sulfúrico diluido) → B (mayoritario) + C (minoritario)
ii. B + oxidante → D
iii. C + ácido etanoico → E
a) Formular cada una de las reacciones y nombrar los productos orgánicos forma-
dos.
b) Nombrar y explicar la regla que sigue la primera reacción para que el producto
B sea mayoritario.
c) Indicar el tipo de reacción en cada caso.
25. Indicar si cada una de las siguientes afirmaciones es verdadera o falsa y justificar las respuestas formulando la reacción a que se alude. a) El doble enlace de un alqueno puede incorporar hidrógeno y convertirse en un
alcano. b) La reducción de un grupo funcional aldehído conduce a un grupo ácido. c) Las aminas son compuestos básicos. d) La deshidratación del etanol por el ácido sulfúrico produce etino.
26. Indicar si las siguientes afirmaciones son verdaderas o falsas y justificar las respues-tas escribiendo la reacción química adecuada: a) Los ésteres son compuestos que se pueden obtener por reacción de alcoholes
y ácidos orgánicos. b) El eteno puede producir reacciones de adición. c) Los alcoholes se reducen produciendo ácidos orgánicos. d) La deshidratación del etanol por el ácido sulfúrico produce eteno.
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27. Partiendo del propeno se llevan a cabo la siguiente serie de reacciones:
propeno + agua en presencia de ácido sulfúrico B + C El producto mayoritario (B) de la reacción anterior con un oxidante fuerte genera el compuesto D y el producto minoritario (C) en presencia de ácido metanoico da lugar al compuesto E. a) Escribir la primera reacción y nombrar los productos B y C. b) Explicar por qué el producto B es el mayoritario. c) Escribir la reacción en la que se forma D y nombrarlo. d) Escribir la reacción en la que se forma E y nombrarlo.
28. El aminoácido leucina es el ácido 2−amino−4−metilpentanoico. a) Escribir su fórmula semidesarrollada. b) Formular y nombrar un compuesto que sea isómero de cadena de la leucina. c) Escribir la reacción de la leucina con el metanol, nombrar los productos e indicar
qué tipo de reacción es. d) Si en la leucina se sustituye el grupo amino por un grupo alcohol, formular y
nombrar el compuesto resultante.
29. Dadas las fórmulas siguientes: CH3OH, CH3CH2COOH, CH3COOCH3 y CH3CONH2: a) Indicar el nombre del grupo funcional presente en cada una de las moléculas. b) Nombrar todos los compuestos. c) Escribir la reacción que tiene lugar entre CH3OH y CH3CH2COOH. d) ¿Qué sustancias orgánicas (estén o no entre las cuatro anteriores) pueden reac-
cionar para producir CH3COOCH3? Indicar el tipo de reacción que tiene lugar.
30. El etanoato de etilo se produce industrialmente para su utilización como disolvente. a) Escribir la reacción de esterificación correspondiente. b) Sabiendo que se trata de un equilibrio, ¿cómo se podría mejorar su rendimiento? c) ¿Pueden obtenerse polímeros con reacciones de esterificación? Mencionar al-
gún ejemplo.
31. El etanoato de etilo, metanoato de 2−metilpropilo y 2−bromo−4−metilpentanoato de metilo son tres ésteres con fórmulas moleculares C4H8O2, C5H10O2 y C7H13O2Br res-pectivamente. a) Escribir la fórmula semidesarrollada para cada uno de ellos.
b) Indicar el nombre del alcohol y del ácido del cual provienen.
c) Formular y nombrar el producto de deshidratación del alcohol del que se obtiene
el etanoato de etilo.
d) Nombrar un polímero derivado del producto del apartado c).
32. Responder a las siguientes cuestiones a) Nombrar los siguientes compuestos orgánicos: CH2OH−CH2−CH=CH−CH3 y
CH3−CO−CH2−CO−CH3.
b) Formular la reacción, indicar de qué tipo es, y nombrar el reactivo y el producto
obtenido: CH3−CHOH−CH2−CH2−CH2−CH3 + KMnO4/H+ →
c) Formular y nombrar el monómero que ha dado lugar al siguiente polímero:
−(CH2−CH2)n−. Nombrar el tipo de reacción.
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33. En condiciones adecuadas, el 1,1,2,2-tetrafluoroeteno se polimeriza dando politetra-fluoretileno (teflón), un polímero muy usado como revestimiento antiadherente. a) Formular la reacción de polimerización. b) Justificar si se trata de una polimerización por adición o por condensación. c) Razonar si el polímero es un homopolímero o un copolímero. d) Las propiedades físicas del polímero se deben sobre todo al elevado porcentaje
de flúor que contiene el monómero, ¿cuál es dicho porcentaje? Solución: d) 76 % 34. La reacción de obtención de polietileno a partir de eteno es exotérmica y viene dada
por la ecuación:
n CH2 = CH2 (g) - CH2 - CH2 -n(s) a) Escribir la expresión de la constante de equilibrio, Kp. b) ¿Qué tipo de reacción de polimerización se produce? c) ¿Cómo afecta un aumento de la temperatura a la obtención de polietileno? d) ¿Cómo afecta un aumento de la presión total del sistema a la obtención de poli-
etileno?
35. Las poliamidas, también llamadas nailones, poseen una gran variedad de estructu-
ras. Una de ellas, el nailon 6,6 se obtiene a partir del ácido hexanodioico y de la
1,6-hexanodiamina siguiendo el esquema que se indica a continuación:
n(ácido hexanodioico) + n(1,6-hexanodiamina) Poliamida + 2nH2O
a) Formular los compuestos que aparecen en la reacción. b) ¿Qué tipo de reacción química se da en este proceso? c) ¿Qué otro tipo de reacción de obtención de polímeros sintéticos existe? Poner
un ejemplo de uno de estos polímeros y mencionar alguna aplicación del mismo. 36. Dados los compuestos orgánicos: A (cloroeteno), B (1,6-hexanodiamina), C (ácido
hexanodioico).
a) Formular los compuestos orgánicos indicados.
b) Formular y nombrar el compuesto que resulta de la polimerización de A.
c) Formular y nombrar el compuesto que resulta de la polimerización de B con C.
d) Justificar si se trata de polímeros de adición o condensación en cada caso.
TABLA PERIÓDICA DE LOS ELEMENTOS QUÍMICOS
1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18 s1 s2 d1 d2 d3 d4 d5 d6 d7 d8 d9 d10 p1 p2 p3 p4 p5 p6
1 1,0
H -1,1
2 4,0
He 0
3 7,0
Li 1
4 9,0
Be 2
5 10,1
B -3,3
6 12,0
C -4,2,4
7 14,0
N -3,3,5
8 16,0
O -2
9 19,0
F -1
10 20,1
Ne 0
11 23,0
Na 1
12 24,3
Mg 2
13 27,0
Al 3
14 28,1
Si -4,2,4
15 31,0
P -3,3,5
16 32,0
S -2,2,4,6
17 35,5
Cl -1,1,3,5,7
18 39,9
Ar 0
19 39,1
K 1
20 40,0
Ca 2
21 45,0
Sc
22 47,9
Ti
23 50,9
V
24 52,0
Cr 2,3,6
25 54,9
Mn 2,4,6,7
26 55,8
Fe 2,3
27 58,9
Co 2,3
28 58,7
Ni 2,3
29 63.5
Cu 1,2
30 65.4
Zn 2
31 69,7
Ga
32 72,6
Ge
33 74,9
As -3,3,5
34 79,0
Se -2,2,4,6
35 79,9
Br -1,1,3,5,7
36 83,8
Kr 0
37 85,5
Rb 1
38 87,6
Sr 2
39 88,9
Y
40 91,2
Zr
41 92,9
Nb
42 95,9
Mo
43 99,0
Tc
44 101,1
Ru
45 102,9
Rh
46 106,4
Pd
47 107,9
Ag 1
48 112,4
Cd 2
49 114,8
In
50 118,7
Sn 2,4
51 121,7
Sb 3,5
52 127,6
Te -2,2,4,6
53 126,9
I -1,1,3,5,7
54 131,3
Xe 0
55 132,9
Cs 1
56 137,3
Ba 2
57 138,9
La
72 178,5
Hf
73 180,9
Ta
74 183,8
W
75 186,2
Re
76 190,2
Os
77 192,2
Ir
78 195,1
Pt 2,4
79 197,0
Au 1,3
80 200,6
Hg 1,2
81 204,4
Tl
82 207,2
Pb 2,4
83 209,0
Bi
84 209,0
Po
85 210,0
At
86 222,0
Rn 0
87 223,0
Fr 1
88 226,0
Ra 2
89 227,0
Ac
f1 f2 f3 f4 f5 f6 f7 f8 f9 f10 f11 f12 f13 f14
1
2
3
4
5
6
7
L A N T Á N I D O S
A C T Í N I D O S
6
7