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Manual de Química

Parte 2

Unidad de Acompañamiento y Acceso a la Universidad

2MANUAL DE QUÍMICA MANUAL DE QUÍMICA

3UNIDAD DE ACOMPAÑAMIENTO Y ACCESO A LA UNIVERSIDAD UNIDAD DE ACOMPAÑAMIENTO Y ACCESO A LA UNIVERSIDAD

TABL

A DE

CON

TEN

IDOS

Ejercicio resuelto: método por tanteo 7Ejercicio resuelto: método algebraico 8Tipos de reacciones 9Reacciones de síntesis o adición 9Reacciones de descomposición 9Reacciones de sustitución o desplazamiento 10Reacciones de formación de complejos 10Reacciones de precipitación 10Reacciones de combustión 10Estequiometría 10Relaciones en moléculas 11Relaciones en mol 11Relaciones en masa 11Reactivo limitante 12Rendimiento reacción 13Quimiejercita: ¿cómo resolver? 14A) ecuación química balanceada: 16Quimientrénate: ejercicios propuestos 17Nomenclatura inorgánica 17Relaciones entre masa, mol y número de partículas 18Determinación fórmula empírica y fórmula molecular 19Balance de reacciones químicas 19Determinación reactivo limitante y rendimiento reacción 19Solucionario 20Nomenclatura inorgánica 20Relaciones entre masa, mol y número de partículas 21Determinación fórmula empírica y fórmula molecular 21Balance de reacciones químicas 21Determinación reactivo limitante y rendimiento reacción 21Apunte 4: disoluciones 22Quimiinstrúyete: resumen teórico 22Clasificación de las disoluciones 23A) dependiendo de la naturaleza de las fases 23B) dependiendo del número de componentes 24C) dependiendo del grado de solubilidad 24Factores que afectan la solubilidad 25A) naturaleza de los reactantes 25B) presión 25C) temperatura 25Factores que afectan la dilución 26A) grado de división 26B) agitación 26Unidades de concentración 26Unidades físicas 27Unidades químicas 29Dilución o dilución de disoluciones 31En la práctica ¿cómo se preparan? 32Propiedades coligativas 33Descenso de la presión de vapor o tonoscopía 33Elevación punto de ebullición o ebulloscopía 35



TABL

A DE

CON

TEN

IDOS

TABL

A DE

CON

TEN

IDOS

Descenso punto de congelación o crioscopía 37Presión osmótica 38Quimiejercita: ¿cómo resolver? 40Quimientrénate: ejercicios propuestos 42Unidades de concentración 42Propiedades coligativas 42Solucionario 42Unidades de concentración 42Propiedades coligativas 42Apunte 5: gases 43Esquema de contenidos 43Quimiinstrúyete: resumen teórico 43Propiedades de los gases 44Teoría cinética 45Variables de los gases 45Cantidad de sustancia (mol) 45Presión 45Volumen 46Condiciones estándar y condiciones normales para gases 46Leyes elementales de los gases 46Ley de charles (1787) 47Ejercicio resuelto: 48Ley de gay-lussac y charles (1802) 49Ley de avogadro (1811) 50Combinación de las leyes elementales de los gases 51Ecuación gases ideales 51Ecuación general de los gases ideales 52Determinación de la masa o masa molar 53Determinación de la masa o masa molar 54Ley de las presiones parciales de dalton 54Quimiejercita: ¿cómo resolver? 56Ecuación química balanceada: 57Quimientrénate: ejercicios propuestos 57Solucionario 58Apunte 6: química orgánica 59Esquema de contenidos 59Quimiinstrúyete: resumen teórico 59Átomo de carbono 60Características átomo de carbono 60Tetravalencia 60Hibridación 60Hibridación sp3 61Hibridación sp2 61Hibridación sp 62Clasificación y nomenclatura 62Hidrocarburos 62Hidrocarburos alifáticos 63A) saturados 63Alcanos de cadena cerrada o cíclicos, cnh2n 66Insaturados 67Alquenos de cadena abierta o acíclicos, cnh2n 67Alquenos de cadena cerrada o cíclicos, cnh2n-2 68Alquinos de cadena abierta o acíclicos, cnh2n-2 68Hidrocarburos aromáticos 70

A) monocíclicos 70Nomenclatura de compuestos aromáticos monocíclicos disustituidos: 71Nomenclatura de compuestos orgánicos polisustituidos: 71Grupos funcionales 72Oxigenados 73Nitrogenados 76Halogenados 77Isomería 77Isoméros estructurales o constitucionales 78Estereoisomería 79Geométrica 79Óptica 79Quimiejercita: ¿cómo resolver? 80Quimientrénate: ejercicios propuestos 81Átomo de carbono 81Solucionario 83Átomo de carbono 83Bibliografía 86

MANUAL DE QUÍMICA7UNIDAD DE ACOMPAÑAMIENTO Y ACCESO A LA UNIVERSIDAD

Ejercicio Resuelto: Método por tanteo

Balancear la ecuación química de la combustión completa de la gasolina u octano, C8H18 con oxígeno molecular, O2

Paso 1: Balancear primero los átomos que no se repiten en reactivos y productos. En este ejemplo, note que el átomo de carbono e hidrógeno, sólo se encuentran en un reactivo y en un producto, a diferencia del oxígeno que se presenta en los dos productos. Por ello, podemos comenzar balanceando carbono o hidrógeno, el que prefieras.

Al cambiar COEFICIENTE ESTEQUIOMÉTRICO del producto CO2 de valor “1” por un “8”, comprueba que a ambos lados de la ecuación tenemos 8 átomos de carbono.

Al cambiar COEFICIENTE ESTEQUIOMÉTRICO del producto H2O de valor “1” por un “9”, comprueba que a ambos lados de la ecuación tenemos 18 átomos de hidrógeno

Paso 2: Balancear los átomos que se presentan en dos reactivos o productos. En este ejemplo, se trata del oxígeno que está presente en ambos productos. Note que en los productos tenemos en total 25 átomos de oxígeno, por lo tanto, debemos cambiar el coeficiente estequiométrico del O2, por un número que multiplicado por 2 nos de 25 (podemos plantear X * 2 = 25, despejando la respuesta X = 25/2)

Si nos detenemos a revisar, podemos comprobar que la ecuación está balanceada:

Paso 3: Si es de interés dejar la ecuación química balanceada sólo con número enteros, se puede amplificar la ecuación anterior por dos. Comprueba que está balanceada.



Ejercicio Resuelto: Método algebraico

Balancear la ecuación química de la combustión completa de la gasolina u octano, C8H18 con oxígeno molecular, O2

___C8H18 + ___ O2 ___CO2 + ___ H2O

Paso 1: Anteponer letras a cada una de las fórmulas, estas representarán los coeficientes estequiométricos.

_a_C8H18 + _b_ O2 _c_CO2 + _d_ H2O

Paso 2: Anotar los elementos que participan en la reacción y la cantidad de átomos de cada uno.

_a_C8H18 + _b_ O2 _c_CO2 + _d_ H2O

Carbono 8a 1cHidrógeno 18a 2dOxígeno 2b 2c

Paso 3: Asignar arbitrariamente el valor “1 “para “a”. Si no funciona asignar el valor “2” y así hasta que nos quede balanceada la ecuación química.

_a_C8H18 + _b_ O2 _c_ CO2 + _d_ H2O

Carbono 8a = 1cHidrógeno 18a = 2dOxígeno 2b = 2c 1d

Note que se terminaron planteando tres ecuaciones:

8a = 1c 18a = 2d 2b = 2c

Lo que sigue es resolver las ecuaciones, asignado el valor arbitrario, en ese caso:

Si a=1 8a = 1c 8*1 = 1c 8 = 1c 8/1 = c Es decir, c=8

18a = 2d 18*1 = 2d 18 = 2d 18/2 = d Es decir, d=9

2b = 2c + 1d 2b = 2*8 + 1*9 2b = 16 + 9 2b = 25 b = 25/2 Es decir, b=25/2 o b=12,5

Paso 4: Reemplazar los valores obtenidos en la ecuación inicial y comprobar si ha quedado balanceada.

___C8H18 + _25/2_ O2 _8_CO2 + _9_ H2O

Paso 5: Si es de interés dejar la ecuación química balanceada sólo con número enteros, se puede amplificar todos los coeficientes por un factor que entregue números enteros, en este caso “2”.

_2_ C8H18 + _25__ O2 _16_CO2 + _18_ H2O

Tipos de reaccionesTomando en cuenta la estructura de las reacciones químicas estás se clasifican en:

Reacciones de síntesis o adición

Dos o más reactivos se combinan para formar un producto: A + B C 2 Mg(s) + O2(g) 2 MgO(s)

Reacciones de descomposición

Un reactivo se descompone para originar dos o más productos: AB A + B CaCO3(s) CaO(s) + CO2(g)



Reacciones de sustitución o desplazamiento

Un elemento desplaza a otro en un compuesto: X + AB AX + B Fe(s) + CuSO4(ac) FeSO4(ac) + Cu(s)

Reacciones de doble sustitución o desplazamiento doble

Se intercambian los elementos de dos o más compuestos: AB + XY AY + BX NaOH(ac) + HCl(ac) NaCl(ac) + H2O(l)

Reacciones de formación de complejos

Reacción en la cual el producto es una sustancia compleja, denominada complejo o compuestos de coordinación. Es una sustancia formada por un átomos o catión central rodeado por moléculas o aniones, geométricamente ubicados, por ejemplo: FeCl3 + 6 KSCN K3[Fe(SCN)6] + 3 KCl Hexatiocianoferrato (III) de potasio

Reacciones de precipitación

Reacción que ocurre en medio acuoso, en la que uno de los productos de deposita en forma sólida (precipita), por ejemplo: 2 KI + Pb(NO3)2 2 KNO3 + PbI2

Reacciones de combustión

Reacción en la cual los reactivos son un combustible y el oxígeno del aire, y los productos dióxido de carbono y agua, por ejemplo:

CH4 + 2 O2 CO2 + 2 H2O

EstequiometríaEstablece relaciones cuantitativas entre los reactantes y los productos de una reacción química. Para ello, es necesario que la ecuación química esté balanceada e interpretar correctamente las relaciones que se establecen entre reactantes y productos.

¿Qué informa una ecuación química balanceada?Las relaciones estequiométricas en términos de moléculas, cantidad de mol, masa (g) y volúmenes.

Ecuación química ___C8H18 + ___ O2 ___CO2 + ___ H2OEcuación química

balanceada _2_C8H18 + _25_ O2 _16_CO2 + _18_ H2O

Nº moléculas 2 moléculas 25 moléculas 16 moléculas 18 moléculas

Nº mol 2 mol 25 mol 16 mol 18 mol Nº volúmenes 2 volúmenes 25 volúmenes 16 volúmenes 18 volúmenes

Masa (g) 228 gramos 800 gramos 704 gramos 324 gramos Ley de conservación de

la materia 1028 gramos = 1028 gramos

Nota importante: cuando la ecuación química está balanceada, inevitablemente se cumplirá la Ley de conservación de la materia, tal como en este ejemplo, donde la suma de la masa de los reactivos es 1028 gramos y la suma de la masa de los productos es 1028 gramos.Ejercicios Resueltos:A estos ejercicios se les puede dar respuesta utilizando las relaciones estequiométricas descritas anteriormente y se resolverán utilizando regla de tres.

Relaciones en moléculasa) ¿Cuántas moléculas de O2 se necesitan para que se combustiones completamente 6 moléculas de C8H18?

b) ¿Cuántas moléculas de CO2 se formarán si se hacen reaccionar 4,5 moléculas de C8H18 con suficiente O2?

Relaciones en molc) ¿Cuántos mol de C8H18 y cuántos mol de O2 se necesitan para formar 2,3 mol de H2O?

d) ¿Cuántos mol de CO2 se forman si se hacen reaccionar 1,23*10-2 mol de C8H18 con exceso de O2?

Relaciones en masa¿Qué masa en gramos de O2 se necesitan para que reaccionen completamente 2,5 kg de C8H18?:

¿Qué masa de H2O se formó cuándo se obtuvo una masa de 25,8 g de CO2 producto de la combustión completa de C8H18 con suficiente O2?



Reactivo limitanteUn reactivo limitante es el reactante que se agota primero en una reacción química, por lo tanto, de este dependerá la cantidad máxima de productos que se puedan formar.Por ejemplo: imagina que los reactantes de una reacción son PAN y LÁMINA-QUESO consiguientemente, el producto será PAN CON QUESO. Ahora, bien se hicieran “reaccionar” 7 PAN con 5 LÁMINA-QUESO, tal como se muestra en la figura, intenta identificar cual reactante se agota primero.

¿Cuál reactante se agotó por completo? O ¿De cuál reactante faltó?

LÁMINA-QUESO (Reactivo Limitante)

¿Cuál reactante no se agotó por completo? O ¿De cuál reactante sobró, quedó sin reaccionar?

PAN (Reactivo en Exceso)

Para el ejemplo anterior, piensa ¿De qué reactante depende la cantidad máxima de producto que se puede formar del pan o de las lámina-queso? De las LÁMINA-QUESO, es decir, del REACTIVO LIMITANTE. Por lo tanto, la cantidad de producto siempre se deberá calcular con el REACTIVO LIMITANTE y nunca con el reactivo en exceso. Para el ejemplo anterior, como se hacen “reaccionar” 5 LÁMINA-QUESO, se formarán 5 PAN CON QUESO, respuesta que es correcta. ¿Qué ocurría si determinamos la cantidad de producto con el reactivo en exceso? Erraríamos en la respuesta, determinaríamos una cantidad mayor a la que efectivamente se forma. Si, para el ejemplo anterior, se informa: “como se hacen “reaccionar” 7 PAN, se formarán 7 PAN CON QUESO”, la respuesta es incorrecta, se calculó una cantidad mayor a la que efectivamente se forma.

Ejercicio Resuelto:El tricloruro de fósforo, PCl3, es utilizado en la fabricación de pesticidas, aditivos para gasolina y otros productos. Se obtiene por la combinación directa del fósforo y el cloro, de acuerdo, a la siguiente ecuación química balanceada:

___ P4 (s) + _6_ Cl2 (g) _4_ PCl3 (l)

¿Qué masa de PCl3 (l) se forma en la reacción de 125 g de P4 con 323 g de Cl2?(Mm (g/mol): P4 = 123,9 ; Cl2 = 70,91 y PCl3 = 137,3)a)Nos cercioramos de que la ecuación química esté balanceada, de lo contrario, no se puede realizar ningún cálculo. En este caso, está balanceada.

b) Transformar la masa en gramos inicial de los reactivos a mol conociendo la masa molar:

c) Consideramos la estequiometría para plantear una regla de tres que nos permita determinar ¿cuál es el reactivo limitante? Tenemos dos opciones de regla de tres y con ambas se concluye lo mismo:

¿Cómo interpretar este resultado?: Para que reaccionen completamente los 1,01 mol de P4 se necesitan 6,06 mol de Cl2 y cómo se hicieron reaccionar sólo 4,56 mol de Cl2, significa que faltará Cl2 para que todo el P4 reaccione, por lo tanto, el Cl2 es el reactivo limitante. Y, por consecuencia, el P4 es el reactivo en exceso.

Revisemos la otra regla de tres que lleva a la misma conclusión:

¿Cómo interpretar este resultado?: Para que reaccionen completamente los 4,56 mol de Cl2 se necesitan 0,76 mol de P4 y como se hicieron reaccionar 1,01 mol de P4, significa que me parte del P4 quedará sin reaccionar, por lo tanto, el P4 es el reactivo en exceso. Y, por consecuencia, el Cl2 es el reactivo limitante.

Observe que se con ambas se concluyó que:

P4 = reactivo en excesoCl2 = reactivo limitante

d) Determinar la cantidad de producto que se forma con el reactivo limitante:

Informar el resultado en la unidad solicitada, realizar transformaciones de ser necesario:

Nota importante: existen otros métodos que conducen al mismo resultado, que es posible se lo explique su docente de aula, por favor ¡NO DESESPERE¡¡Revise el método anterior, evalué el nuevo método y decida por aquel que a usted le resulte más fácil de aplicar! Recuerde además que puede resolver con regla de tres o factor unitario.

Rendimiento reacciónCorresponde a la cantidad de producto obtenida, se distingue entre:

Rendimiento teórico: Cantidad de producto que se espera obtener, calculado a partir de unas cantidades dadas de reactivo, con el reactivo limitante.

Rendimiento real o experimental : Cantidad de producto que se obtiene realmente, producto de una reacción



con factor de conversión o regla de tres.

Elemento Masa molar (g/mol) Multiplicamos por el número de átomos

C 12,0 u * 12 = 144,0 g/molH 1,01 u * 22 = 22,22 g/molO 16,0 u * 11 = 176,0 g/mol

MASA MOLAR = 342,22 g/mol

Resolviendo con factor de conversión: De este modo se debe prestar atención al lugar donde se ubica cada magnitud (numerador y denominador), de tal forma, que una vez que se realicen todas las operaciones quede la magnitud o unidad esperada. La ventaja es que resuelves todo en un solo paso, el riesgo es que por desconocimiento del método se cometan errores, así que ¡¡A practicar!!

Resolviendo con fórmula y regla de tres: De este modo se puede decidir si utilizar fórmula o regla de tres en cada conversión. La ventaja es que las fórmulas se memorizan por repetición y la regla de tres es familiar desde la enseñanza básica, el riesgo es equivocarse en una de las etapas y es un poco más largo.

b.1) Transformamos la masa a gramos con regla de tres:

b.2) Transformamos la masa a mol con fórmula:

b.3) Transformamos los mol a número de partícula con regla de tres:

Ejemplo 2: Ajustar cantidad de reactivo de acuerdo con el rendimiento porcentualEl ciclohexanol, C6H11OH calentado con ácido sulfúrico o fosfórico, se transforma en ciclohexeno, C6H10 de acuerdo con la siguiente reacción:

C6H11OH (l) = C6H10 (l) + H2O (l)

Si el rendimiento porcentual de esta reacción es del 83% de ciclohexeno ¿Qué masa de ciclohexanol debe utilizarse para obtener 25,0 g de ciclohexeno?

(Mn (g/mol): C6H11OH (l) = 100,2 ; C6H10 (l) = 82,1)

química a nivel industrial o en laboratorio. En general, considere que siempre hay una pérdida por procesos con filtración, secado, traslado, porque la reacción es reversible o se utilizan gases como reactivos que se escapan con facilidad al medio ambiente, entre otros factores.

Rendimiento porcentual : Porcentaje al cual equivale el rendimiento real o experimental, se obtiene mediante una regla de tres o la fórmula obtenida de esta:

QuimiEjercita: ¿Cómo resolver?Ejemplo 1: Relaciones entre masa, mol y número de partículas¿Qué cantidad de moléculas están contenidas en 1,0 Kg de azúcar o sacarosa, C12H22O11?(masa molar (g/mol): C = 12,0 ; H = 1,01 y O = 16,0 )Comenzaremos determinando la masa molar de la sacarosa, C12H22O11. Esta será necesaria para resolver



a) Ecuación química balanceada:

C6H11OH (l) = C6H10 (l)+ H2O (l)1 mol = 1 mol+1 mol100,2 g = 82,1 g

Es decir, las relaciones estequiométricas entre el ciclohexanol y ciclohexeno son: 1 mol de ciclohexanol forma 1 mol de ciclohexeno y, en masa, correspondería a 100,2 gramos de ciclohexanol forman 82,1 gramos de ciclohexeno.

b) Determinación del rendimiento teórico del ciclohexeno, esto se puede realizar con regla de tres o aplicando la fórmula, en este caso, se utilizará regla de tres:

c) Determinación masa de ciclohexanol necesaria para producir los 25,0 gramos de ciclohexeno, este cálculo se puede realizar utilizando regla o tres o factor de conversión:

c.1) Resolviendo con factor de conversión:

c.2) Resolviendo con regla de tres:

Nota importante: recuerda que no debes saber resolver de ambas formas, la recomendación es que revises la que te parezca más fácil y ejercitarse utilizando ese método. Si ya tiene una preferencia, no se confunda y menos pierda tiempo revisando el otro método.

QuimiEntrénate: Ejercicios propuestos

Nomenclatura inorgánicaComplete la tabla clasificando la sustancia inorgánica y con el nombre correspondiente en cualquiera de las tres nomenclaturas. Puede ayudarse con la tabla periódica.

Fórmula Clasificación sustancia NombreMoI3

Mg(OH)2

ZnSCaO

HNO3

SO3CaSO3

Ag2OCsF3

K2Cr2O7

HBrH2CO3

Co(OH)3

HgO2

KH



COH2Se(ac)

NH3

FeAsCdOIF7

Complete la tabla con la fórmula de la sustancia inorgánica y clasificándola según corresponda. Se puede ayudar de la tabla periódica.

Nombre Fórmula Tipo de SustanciaÓxido de potasioBromuro de oro (III)Hidróxido de cobre (I)Nitrito de plataÁcido sulfhídricoSulfuro de dihidrógenoCarbonato de manganeso (II)FosfinaÁcido sulfúricoSulfato de potasioÁcido hipocloroso Peróxido de litioPentaóxido de dicloroÁcido clorhídrico Trifluoruro de níquelÓxido de hierro (III)Óxido de azufre (VI)Permanganato de mercurio (I)Hidruro de estaño (IV)Hidróxido de titanio (IV)

Relaciones entre masa, mol y número de partículas¿Cuántos mol de azufre, S hay en una muestra que contiene 7,65*1023 átomos de azufre? ¿Cuál es la masa de esta muestra?El sulfato de aluminio es una sal blanca de fórmula Al2(SO4)3, ampliamente utilizada como coagulante en la purificación de agua potable y en la industria del papel. Si se cuenta con una muestra de 0,653 mol de Al2(SO4)3 cuya masa molar es 342,15 g/mol, determine:La masa en gramos de Al2(SO4)3El número de unidades fórmula o número de partículas de Al2(SO4)3Los mol de átomos de azufre, SLa masa en gramos de aluminio, Al

El número de átomos de oxígeno, O

Determinación fórmula empírica y fórmula molecularEl succinato de dibutilo es un repelente de insectos utilizado en las casas contra hormigas y cucarachas. Su composición es 62,58% de C; 9,63% de H y 27,79% de O. Su masa molecular determinada experimentalmente es 230u ¿Cuáles son las fórmulas empírica y molecular?El índigo o indigotina es uno de los más antiguos tintes usados en la industria textil y en las imprentas, antiguamente se extraía de plantas, como también de animales como el caracol, actualmente se produce por medio de síntesis química. El índigo tiene una composición centesimal, en masa, de 73,27% de carbono, 3,84% de hidrógeno, 10,68 de nitrógeno y el resto de oxígeno. Si su masa molecular es 262,3 u ¿Cuál es su fórmula molecular?

Balance de reacciones químicasBalancee las siguientes ecuaciones por el método del tanteo o algebraico:a) ___ KClO3 ___ KCl + ___ O2

b) ___ K + ___ HNO3 ___ HNO3 + ___ H2

c) ___ N2 + ___ H2 ___ NH3

d) ___ HCl + ___ MnO2 ___ MnCl2 + ___ H2O + ___ Cl2

e) ___ CuFeS2 + ___ O2 ___ SO2 + ___ CuO + ___ FeO

Determinación reactivo limitante y rendimiento reacciónSe hacen reaccionar 84,56 g de óxido de boro (B2O3) con 136 g de magnesio (Mg) ¿Cuál de los reactivos es el reactivo limitante? ¿Qué cantidad, en gramos, queda sin reaccionar del reactivo en exceso? ¿Qué cantidad de boro se forma? Considere que la reacción balanceada que se produce entre el boro y el magnesio es la siguiente:

___ B2O3 + _3_ Mg = _2_ B + _3_ MgO

Cada año se producen millones de toneladas de urea, CO(NH2)2, la cual es utilizada como fertilizante. La reacción química que se emplea es la siguiente:

_2_ NH3 + ___ CO2 = ___ CO(NH2)2 + ___ H2O

Si se hacen reaccionar 1 mol de CO2 con exceso de NH3, se obtiene experimentalmente 47,7 gramos de urea, CO(NH2)2 ¿Cuál es el rendimiento teórico? y ¿Cuál es el rendimiento porcentual o porcentaje de rendimiento obtenido?

El zinc se obtiene a través de la reacción:

___ ZnO + ___ C = ___ Zn + ___ CO

¿Cuál será el rendimiento porcentual si inicialmente se procesan 3,28*104 kg de ZnO y 4,76*104 kg de C y se obtienen en la práctica 2,35*104 kg de Zn?

(Mm (g/mol): ZnO = 81,4 ; C = 12,0 y Zn = 65,4)



SolucionarioNomenclatura inorgánica

Complete la tabla clasificando la sustancia inorgánica y con el nombre correspondiente en cualquiera de las tres nomenclaturas. Puede ayudarse con la tabla periódica.

Fórmula Clasificación sustancia NombreMoI3 Sal binaria Triyoduro de molibdenoMg(OH)2 Hidróxido Hidróxido de magnesioZnS Sal binaria Sulfuro de ZincCaO Óxido metálico Óxido de calcioHNO3 Oxácido Ácido nítricoSO3 Óxido no metálico Trióxido de azufreCaSO3 Sal ternaria Sulfito de calcioAg2O Óxido metálico Óxido de diplataCsF3 Sal binaria Trifluoruro de cesioK2Cr2O7 Sal ternaria Dicromato de potasioHBr Hidrácido Bromuro de hidrógenoH2CO3 Oxácido Ácido carbónicoCo(OH)3 Hidróxido Hidróxido de cobaltoHgO2 Óxido metálico Peróxido de mercurio (II)KH Hidruro metálico Hidruro de potasioCO Óxido no metálico Monóxido de carbonoH2Se(ac) Hidrácido Ácido selenhídricoNH3 Hidruro no metálico AmoniacoFeAs Sal binaria Arseniuro de hierro (III)CdO Óxido metálico Óxido de cadmioIF7 Sal binaria Heptafluoruro de yodo

Complete la tabla con la fórmula de la sustancia inorgánica y clasificándola según corresponda. Se puede ayudar de la tabla periódica.

Nombre Fórmula Tipo de SustanciaÓxido de potasio K2O Óxido metálicoBromuro de oro (III) AuBr3 Sal binariaHidróxido de cobre (I) CuOH HidróxidoNitrito de plata AgNO3 Sal ternariaÁcido sulfhídrico H2S(ac) HidrácidoSulfuro de dihidrógeno H2S HidrácidoCarbonato de manganeso (II) MnCO3 Sal ternaria

Fosfina PH3 Hidruro no metálicoÁcido sulfúrico H2SO4 OxácidoSulfato de potasio K2SO4 Sal ternariaÁcido hipocloroso HCIO OxácidoPeróxido de litio Li2O2 PeróxidoPentaóxido de dicloro Cl2O5 Óxido no metálicoÁcido clorhídrico HCl(ac) HidrácidoTrifluoruro de níquel NiF3 Sal binariaÓxido de hierro (III) Fe2O3 Óxido metálicoÓxido de azufre (VI) SO3 Óxido no metálicoPermanganato de mercurio (I) HgMnO4 Sal ternariaHidruro de estaño (IV) SnH4 Hidruro metálicoHidróxido de titanio (IV) Ti(OH)4 Hidróxido

Relaciones entre masa, mol y número de partículas0,127 mol azufre y 4,07 gramos de azufre.a) 223,42 g; b) 3,93*1023 unidades fórmula; c) 1,959 mol de átomos de S; d) 35,24 g de aluminio y e) 4,72*1024 mol de átomos de oxígeno

Determinación fórmula empírica y fórmula molecularFórmula empírica: C6H11O2 y la fórmula molecular: C12H22O4Fórmula molecular: C16H10N2O4

Balance de reacciones químicasBalancee las siguientes ecuaciones por el método del tanteo o algebraico:a) _2_ KClO3 _2_ KCl + _3_ O2b) _2_ K + _2_ HNO3 _2_ KClO3 + ___ H2c) ___ N2 + _3_ H2 _2_ NH3d) _4_ HCl + ___ MnO2 ___ MnCl2 + _2_ H2O + ___ Cl2e) ___ CuFeS2 + _3_ O2 _2_ SO2 + ___ CuO + ___ FeO

Determinación reactivo limitante y rendimiento reacciónReactivo limitante es B2O3, quedan si reaccionar 1,97 g de Mg excedente que equivalente a 47,87 gramos y se forman 2,42 mol de B que equivalente a 26,16 gramos.Rendimiento teórico es 60,01 g de urea, CO(NH2)2 y el porcentaje de rendimiento 79,4%.Rendimiento porcentual es 89,69 %



Apunte 4: DisolucionesEsquema de contenidos

QuimiInstrúyete: Resumen teórico Lo primero que se debe tener claro es que una disolución es una mezcla homogénea. Es una mezcla porque contiene dos o más substancias en proporciones que pueden variarse y es homogénea porque su composición y propiedades son uniformes.Una disolución está formada por uno o más solutos y un disolvente (a veces, llamado solvente). El soluto o los solutos está(n) disueltos en el disolvente. El disolvente es el componente que está presente en mayor cantidad y determina el estado de agregación en la que existirá la disolución (sólido, líquido o gas).

Por ejemplo: un téSolutos = té y azúcar (o endulzante)Disolvente = agua Y, el estado de agregación de la disolución es líquida, como el agua.

Es común confundir disolución, con coloide o suspensión, preste atención a sus diferencias:

Disolución Coloide Suspensión< 1 nm 1 a 100 nm > 100 nmNo se sedimentan No se sedimentan Se sedimentan en reposoPasan a través de papel filtro ordinario

Pasan a través de papel filtro ordinario

Se pueden separar por filtración

Pasan a través de una membrana Se separan mediante una membrana

Se separan mediante una membrana

No dispersan la luz Dispersan la luz Dispersan la luzEjemplos: aire limpio, aleaciones, sal en agua, alcohol en agua, un té y suero fisiológico

Ejemplos: niebla, smog, polvo flotando en el aire, humo y aerosol

Ejemplos: acuarela, agua turbia de río, crema para café, crema para el rostro, harina en agua y jugo de frutas.

Mezcla Homogénea Mezcla Heterogénea

Clasificación de las disolucionesa) Dependiendo de la naturaleza de las fasesSi bien las líquidas son las más comunes, hay disoluciones en estado de agregación gaseoso y sólido. Por ejemplo, algunas disoluciones comunes se presentan en la siguiente tabla:

Disolución ComponentesDisoluciones gaseosasAire N2, O2 y otrosGas natural CH4, C2H6 y otrosDisoluciones líquidasAgua de mar H2O, NaCl y muchos másVinagre H2O y CH3COOH (ácido acético)Disoluciones sólidasLatón amarillo Cu y ZnAmalgama Hg, Cu, Zn, Ag, Au y otros



Ahora bien, por su parte las disoluciones líquidas se clasifican según se indica en el siguiente esquema:b) Dependiendo del número de componentesComo dice su nombre dependerá de la cantidad de solutos que tenga junto al disolvente:b.1) Binarias = 2 componentes. Ejemplo: suero fisiológico (H2O y NaCl)b.2) Ternarias = 3 componentes. Ejemplo: té (H2O, azúcar y té)b.3) Cuaternarias = 4 componentes. Ejemplo: Oro blanco (Au, Ag, Pd y Pt) c) Dependiendo del grado de solubilidadEl grado de solubilidad se refiere a la capacidad que tiene un soluto de disolverse en una disolución. La solubilidad se define como la cantidad máxima de soluto (expresada en gramos) que puede disolverse en 100 gramos de disolvente, a una temperatura determinada. Así de acuerdo con esta definición, se encuentran las disoluciones:c.1) Insaturadas c.2) Saturadasc.3) Sobresaturadas

INSATURADA

Contiene menor cantidad de soluto de la que puede diluir. En

otras palabras, aún se puede agregar soluto.

SATURADA

Contiene la máxima cantidad de soluto que se puede disolver,

es decir, lo que corresponde a su solubilidad. No se puede

agregar soluto, de lo contrario, se sobresaturaría.

SOBRESATURADA

Contiene una mayor cantidad de soluto del que se puede disolver.

Factores que afectan la solubilidada) Naturaleza de los reactantesExperimentalmente se ha comprobado que las sustancias que presentan enlaces intermoleculares y estructuras similares son más solubles, dicho de otra forma, la solubilidad de una sustancia depende de su propia naturaleza, es decir, de la estructura molecular del soluto y del solvente al respecto es posible generalizar: “Lo semejante disuelve a lo semejante”Así, por ejemplo, en un disolvente polar como el agua se podrán disolvente sin problemas solutos polares como el alcohol, sin embargo, no se disolverán solventes apolares como los aceites.

b) Presión La presión no altera la solubilidad en un sistema líquido-líquido, sólido-líquido o sólido-sólido. La presión tiene un efecto importante sobre la solubilidad para los sistemas gaseosos. A una temperatura determinada, el aumento de presión implica un incremento en la solubilidad del gas en el líquido.Por ejemplo, el gas butano y propano son gases a temperatura ambiente, sin embargo, dentro de un balón de gas se encuentran licuados (líquidos), gracias a que dentro del balón hay una alta presión que permite que se licuen.

c) TemperaturaLa temperatura tiene efectos distintos si se trata de soluto sólidos en disolventes líquidos o solutos gaseosos en disolventes líquidos.

Solubilidad de solutos sólidos en disolventes líquidos

Solubilidad de solutos gaseosos en disolventes líquidos

En estos casos la solubilidad de las sustancias por lo general aumenta al elevarse la temperatura, sin embargo, existen excepciones. Tal como se observa

en la gráfica siguiente:

En estos casos la solubilidad de las sustancias gaseosas disminuye con el aumento de la

temperatura. Tal como se observa en la gráfica siguiente:



Solubilidad de algunos compuestos iónicos en 100 gramos de agua en función de la temperatura.

Solubilidad de algunos gases en función de la temperatura.

Factores que afectan la diluciónEs importante tener presente que estos factores no alteran la solubilidad, sólo aceleran el proceso de disolución del soluto en el disolvente.

a) Grado de división Mientras más dividido este el soluto mayor es el área de contacto con el disolvente. Por ejemplo, imagine que tiene exactamente 0,5 gramos de sal de mesa en una cuchara y 0,5 gramos de sal gruesa en otra cuchara. En un vaso con 250 mL de agua de llave disuelve la sal de mesa y en otro vaso con 250 mL de agua de llave, a la misma temperatura de la anterior, disuelve la sal gruesa ¿Cuál se disuelve con mayor facilidad? ¡EXACTO! La sal de mesa y ¿por qué? ¡MUY BIEN! Porque los cristales de sal de mesa son más pequeños, es decir, hay mayor área de contacto entre el agua y la sal, favoreciendo la dilución.

b) AgitaciónSe favorece el contacto del soluto y el disolvente. Siguiendo con el ejemplo anterior, conteste ¿la sal se disolverá más rápido si revolvemos (agitamos) con la cuchara o si simplemente la dejamos caer? ¡DEMASIADO FÁCIL! Obviamente si la agitamos con la cuchara se diluirá más rápido ¿Sabías que en laboratorio hay agitadores mecánicos que te ayudan en esta tarea?

Unidades de concentraciónPara describir por completo una disolución, necesitamos conocer su concentración, una medida de la cantidad de soluto presente en una cantidad dada de disolvente. En general, en este curso se trata de disoluciones binarias (dos componentes). Entre los métodos o unidades que sirven para expresar la concentración, se destacan los siguientes y cada uno de ellos sirve para un propósito diferente.

Unidades físicasa.1) Porcentaje masa/masa o % m/mExpresa la masa de soluto, en gramos (g), que hay disuelta en 100 gramos de disolución, es lo mismo que % m/m. Se expresa de la siguiente manera, considerando que no siempre hay exactamente 100 gramos de disolución:

Tenga presente que la masa en gramos de la disolución es igual:

Ejercicio Resuelto:Una muestra de 0,892 g de cloruro de potasio se disuelve en 54,6 g de agua ¿Cuál es la masa porcentual de cloruro de sodio?:

Datos:Masa soluto = 0,892 gramos de cloruro de potasioMasa disolvente = 54,6 gramos de agua% m/m = X % (incógnita)



Reemplazamos, despejamos si es necesario y resolvemos con ayuda calculadora:

a.2) Porcentaje masa/volumen o % m/vExpresa la masa de soluto, en gramos (g), que hay disuelta en 100 mililitros de disolución, es lo mismo que % m/v. Se expresa de la siguiente manera, considerando que no siempre hay exactamente 100 mililitros de disolución:

Ejercicio Resuelto:¿Cuántos gramos de cloruro de sodio, NaCl(ac) hay en 150 mL de una disolución al 5,0 %m/v?:Datos:Volumen disolución = 150 mL% m/v = 5,0 %Masa soluto = X gramos (incógnita)

Reemplazamos, despejamos si es necesario y resolvemos con ayuda calculadora:

a.3) Porcentaje volumen/volumen o % v/vExpresa el volumen de soluto, en mililitros (mL), que hay disuelta en 100 mililitros de disolución, es lo mismo que % v/v. Se expresa de la siguiente manera, considerando que no siempre hay exactamente 100 mililitros de disolución:

Ejercicio Resuelto:¿Cuántos mililitros de soluto están presentes en una disolución etanólica al 13,5% v/v?Datos:% v/v = 13,5 %Volumen disolución = 100 mL (estos se asumen producto de la definición del %v/v).Volumen soluto = X mL (incógnita)Reemplazamos, despejamos si es necesario y resolvemos con ayuda calculadora:

Unidades químicasb.1) MolaridadLa concentración mol/L o molaridad de una disolución se define como los mol de soluto disueltos en 1 litros de disolución, se abrevia con la letra “M” mayúscula.Se expresa de la siguiente manera, considerando que no siempre hay exactamente 1 litros de disolución:

Tenga presente que posiblemente no darán directamente la cantidad de mol y se deberá calcular según la ecuación (ya revisada en otro capítulo):

Ejercicio Resuelto:¿Cuál es la molaridad de una solución que tiene 18,3 gramos de ácido clorhídrico en 2,0 L de disolución (Mm HCl= 36,46 g/mol)?

Datos:Masa de soluto = 18,3 gramos HClVolumen disolución = 2,0 litrosMasa molar HCl = 36,46 g/molMolaridad (M) = X (mol/L) (incógnita)

Para poder aplicar la fórmula de molaridad, primero debemos calcular la cantidad de mol de ácido clorhídrico, HCl:

Luego, reemplazamos, despejamos si es necesario y resolvemos:

b.2) MolalidadLa concentración mol/kg o molalidad de una disolución se define como los mol de soluto disueltos en 1 kg de disolvente, se abrevia con la letra “m” minúscula.Se expresa de la siguiente manera, considerando que no siempre hay exactamente 1 kilogramo de disolución:



Tenga presente que en el denominador sólo se considera al disolvente y no a la disolución como en el resto de las unidades de concentración revisadas hasta ahora.

Ejercicio Resuelto:Se mezclan 5,00 gramos de ácido clorhídrico, HCl (Mm=36,46 g/mol); con 35,0 gramos de agua, formándose una disolución cuya densidad a 20°C es de 1,060 g/cm3. Calcule la molalidad de la disolución.

Datos:Masa soluto = 5,00 gramos HClMasa molar HCl = 36,46 g/molMasa disolvente = 35,0 gramos H2ODensidad disolución = 1,060 g/cm3Temperatura disolución = 20°CMolalidad (m) = X mol/kg (incógnita)

Ten presente siempre la incógnita y los datos que necesitas para determinarla. Si te fijas en este caso, no todos los datos son útiles para llegar al resultado, más bien están ahí como distractores ¿lograste ver cuales son esos distractores? ¡SI, MUY BIEN! La densidad y temperatura de la disolución no son necesarias para resolver el ejercicio.

Ahora bien, para poder aplicar la fórmula de molalidad, primero debemos calcular la cantidad de mol de ácido clorhídrico, HCl:

Además, necesitamos tener la masa del disolvente, en este caso la del agua, en kilogramos:

Luego, reemplazamos, despejamos si es necesario y resolvemos:

b.3) Fracción molar o xEs una unidad química que se usa para expresar la concentración de un soluto en una disolución. Se define como el cociente entre los moles de soluto y el total de moles de la disolución, que se calcula sumando los moles de soluto(s) y de solvente:

Donde: xi= fracción molar de “i” ni= mol de la especie “i” nt= mol total

Ejercicio Resuelto:Calcular la fracción molar de cada componente de una disolución de 40,0 gramos de alcohol etílico, CH3CH2OH y 100 gramos de agua.(Mm(g/mol): CH3CH2OH = 46,0 y H2O = 18,0)

Datos:Masa soluto = 40,0 gramos CH3CH2OHMasa disolvente = 100 gramos H2OMasa molar soluto = 46,0 g/mol CH3CH2OHMasa molar disolvente = 18,0 g/mol H2O

Como se trata de una relación entre mol, se debe determinar los mol de cada especie primero:

Antes de poder aplicar la fórmula, se necesita calcular los mol total (nT):

Finalmente, reemplazamos y resolvemos:

Nota importante: - La fracción molar es un número adimensional, es decir, se expresa sin unidades. - La suma de la fracción molar debe dar 1 o aproximadamente 1 (0,1353+0,8647=1).

Dilución o dilución de disolucionesNo resultaría nada práctico producir o almacenar disoluciones de una gran variedad de concentraciones, por ello, lo habitual es contar con disoluciones bastante concentradas y preparar a partir de ellas las disoluciones diluidas que se necesiten.Para preparar disoluciones menos concentradas a partir de una de mayor concentración, se utiliza el procedimiento de dilución. Este se expresa de acuerdo con la siguiente ecuación:

Donde:Ci = concentración inicial o concentrada, generalmente en (mol/L).Vi = volumen a diluir de la disolución concentrada (mL, L u otra).Cf = concentración final o diluida, debe estar o se determinará en la misma unidad que CiVf = volumen que se desea preparar, debe estar o se determinará en la misma unidad que Vi



En la práctica ¿Cómo se preparan?Suponga que necesita preparar 250 mL de una disolución A de concentración 3,6 % v/v, a partir de una disolución A de concentración 90 %v/v.

Ordenamos nuestros datos:

Datos:Ci = 90 %v/vVi = X (incógnita)Cf = 3,6 % v/vVf = 250 mL

Note que ambas concentraciones están en porcentaje volumen/volumen y que el resultado del volumen inicial quedará en mililitros (mL), porque el volumen final está en mililitros (mL).

Se aplica la fórmula dilución para determinar el volumen necesario de la disolución concentrada:

Es decir, se deben medir 10,0 mL de la disolución concentrada, trasvasarla a un matraz de aforo de 250 mL, pues corresponde al volumen que se desea preparar y luego agregar agua hasta completar los 250 Ml, así tendremos preparada nuestra disolución al 3,6 %v/v. En la práctica experimental hay una serie de precauciones y consideraciones que se deben tomar que aquí no aclararemos, pues seguramente lo aprenderás en la asignatura de laboratorio, no obstante, la figura siguiente esquematiza muy bien el ejemplo anterior:

Propiedades coligativasReflexionemos ¿tendrán las misma propiedades 250 mL de agua de la llave, que esos mismos 250 mL de agua de la llave luego de agregarle una cucharada de sal? Pues, claro que ¡NO! Cuando agregamos sal (soluto), este modifica las propiedades del agua de la llave (disolvente); a estas propiedades se les llama propiedades coligativas.Sin embargo, antes de comenzar el estudio de las propiedades coligativas, debemos aprender a determinar lo que se llama el factor de van’t Hoff (por Jacobus Henricus van’t Hoff) en base a la teoría de la disociación electrolítica planteada por Svante Arrhenius. ¿En qué consiste? Pues muy fácil, el factor de van’t Hoff simbolizado con la letra “i”, corresponde a la cantidad de especies presentes en la disolución que provienen del soluto. Por ejemplo:

Soluto en disolución Naturaleza Especie(s) Factor de van’t Hoff“i”

Sacarosa, C12H22O11 No electrolito C12H22O11 1Cloruro de sodio, NaCl Electrolito Na+ Cl- 2Cloruro de magnesio, MgCl2 Electrolito Mg2+ Cl- Cl- 3Nitrato de plomo, Pb(NO3)2 Electrolito Pb2+ NO3- NO3- 3Urea, CO(NH2)2 No electrolito CO(NH2)2 1Ácido acético, CH3COOH Electrolito CH3COO- H+ 2

Las propiedades coligativas son cuatro y las iremos revisando una a una a continuación:

Descenso de la presión de vapor o tonoscopíaSabemos que el agua que se deja en un vaso abierto se evapora por completo. La situación es diferente si el vaso de tapa herméticamente. En este último caso, en el recipiente se encuentra presente agua líquida y agua en forma de vapor, vaporización-y-condensación llevada a cabo de forma simultánea, hasta alcanzar lo que se llama equilibrio dinámico. El equilibrio dinámico incluye entonces dos procesos opuesta que ocurren de forma simultánea y a la misma velocidad, lo cual se representa:

Entonces se denomina presión de vapor a la presión ejercida por un vapor en equilibrio dinámico con su líquido.

Aclarado lo anterior, podemos avanzar hacia la definición de el descenso de la presión de vapor como propiedad coligativa. Entonces una nueva pregunta clarificadora sería ¿qué ocurre con la presión de vapor del agua de la llave cuando le agregamos una cucharada de sal? Muy bien, ¡DISMIMUYE! Es decir, la presencia de sal como soluto disuelta entre las moléculas de agua de la llave líquida, provoca que una menor cantidad de moléculas de agua de la llave se puedan evaporar en forma de gas, disminuyendo la presión de vapor. Una gráfica de la situación anterior se presenta en la siguiente figura, donde en la imagen A, se muestra el equilibrio dinámico alcanzando en el agua de la llave, versus la imagen B, donde se muestra una “disminución” en la cantidad de moléculas en equilibrio dinámico, producto de la presencia de soluto (sal):



Ahora bien, la Ley utilizada para determinar la disminución en la presión de vapor es la Ley de Raoult:

PA= XA*PA0

Donde:PA = presión parcial del disolvente en la disoluciónXA = fracción molar del disolvente en la disoluciónPA

0 = presión de vapor del disolvente puro

Ejercicio Resuelto:Calcule la presión de vapor de una mezcla que contiene 65,0 gramos de glucosa (C6H12O6) en 270,0 gramos de agua. La presión de vapor del agua pura es 23,8 mmHg. Exprese el resultado en atmosfera.(Mm (g/mol): C6H12O6 = 180,156 y H2O = 18,01528)Datos:masa de soluto = 65,0 g C6H12O6masa de disolvente = 270,0 g H2Opresión de vapor del disolvente puro = 23,8 mmHgpresión de vapor del disolvente en la disolución = X (incógnita)masa molar del agua, C6H12O6 = 180,156 g/molmasa molar del agua, H2O = 18,01528 g/mol

De acuerdo con la fórmula para poder calcular la presión parcial del disolvente en la disolución, PA necesitamos la fracción molar del disolvente en la disolución, XA y la presión de vapor del disolvente puro, PA

0.

Se comenzará determinando la fracción molar del disolvente en la disolución, para ello necesitamos los mol de cada sustancia:

Con ello, se puede determinar los mol totales y la fracción molar del disolvente en la disolución, XA , es decir, la fracción molar del agua:

Como solicitan el resultado en atmósfera se puede realizar la conversión de mmHg a atm inmediatamente (o después de aplicar la fórmula si prefieres, comprueba que obtendrías el mismo resultado):

Ahora aplicamos la fórmula y obtenemos el resultado:

Elevación punto de ebullición o ebulloscopíaEl punto de ebullición es la temperatura a la cual la presión de vapor de un líquido se iguala con la presión externa y el líquido se transforma en vapor.

Imaginemos ahora que queremos cocinar unos exquisitos tallarines ¿Cuándo nos conviene agregar la sal, antes o después de que el agua hierva? En otras palabras ¿qué agua se transforma en vapor con mayor facilidad, el agua de la llave o el agua de la llave con sal? ¿Cuál tendrá menor “dificultad” para escapar en forma de vapor? ¿A cuál le tenemos que aplicar menos energía en forma de calor? A agua de la llave sin sal ¡MUY BIEN! Recuérdalo la próxima vez que prepares tallarines.

Las ecuaciones que permiten determinar el aumento en el punto de ebullición y la temperatura de ebullición de la disolución resultante son las siguientes, respectivamente:

Donde:∆Te = aumento del punto de ebullición de la disoluciónKe = constante ebulloscópicam = molalidad del soluto (mol/Kg)Te disolución = temperatura o punto de ebullición de la disolución

Te0 = temperatura o punto de ebullición del disolvente puro

Ahora bien, si la disolución contiene un soluto que se ioniza y, por lo tanto, se trata de una disolución electrolítica, se debe utilizar la siguiente ecuación para determinar el aumento en el punto de ebullición,

∆Te=Ke*m y Te = Te 0+ ∆T edisolución



donde “i” corresponde al factor de van’t Hoff:

Ejercicio Resuelto:Calcular el punto de ebullición de una disolución no electrolítica formada con 100 gramos de anticongelante etilenglicol (C2H6O2) en 900 gramos de agua (Ke = 0,52 °C/m). La masa molar del etilenglicol es 62,07 g/mol

Datos:punto de ebullición de la disolución, Te disolución = X (incógnita)masa de soluto (menor cantidad) = 100 g C2H6O2masa de disolvente (mayor cantidad) = 900 g H2O que es igual a 0,90 kg H2Oconstante ebulloscópica, Ke = 0,52 °C/mmasa molar etilenglicol, C2H6O2 = 62,07 g/mol

Para poder determinar Te disolución necesitamos ∆Te y Teo. Como se trata de una disolución preparada con agua como disolvente, sabemos que Teo = 100 °C, por lo tanto, comenzaremos determinando ∆Te, aunque para ello, primero debemos determinar los mol de soluto y con estos la molalidad del soluto:

Con ello, ahora se puede aplicar la fórmula para determinar el aumento del punto de ebullición de la disolución:

Es decir, la temperatura aumento en 0,9308 una vez que se le agregó el etilenglicol (soluto) al agua (disolvente), por lo tanto, el punto de ebullición de la disolución:

Conclusión: el punto de ebullición de la disolución es 100,9308 , tal como se espera, es mayor que la disolvente puro, Teo = 100 °C (temperatura ebullición del agua pura).

∆Te=Ke*m*i

Descenso punto de congelación o crioscopíaEl punto de congelación es la temperatura a la cual coexisten en equilibrio la fase sólida y líquida de una sustancia. En otras palabras, el punto de congelación de un líquido es la temperatura a la que dicho líquido se solidifica debido a una reducción de energía. El proceso inverso se denomina punto de fusión.

Sabes o haz visto en la televisión que en ciudades donde cae mucha agua en forma de nieve se esparce sal en las calles para que la aguanieve se derriba. Si el punto de congelación del agua es 0°C ¿Qué crees que ocurre con el punto de congelación de la aguanieve (disolvente) una vez que se le agrega sal (soluto) y forma una disolución? ¿Disminuye bajo los 0°C? o ¿Aumenta sobre los 0°C? Piensa, la medida tiene un fundamento científico. Disminuye bajo los 0°C ¡MUY BIEN! Por ello, se agrega sal a la aguanieve para que se descongele y deje libre el pavimento.

Las ecuaciones que permiten determinar el descenso del punto de congelación y la temperatura de congelación de la disolución resultante son las siguientes, respectivamente:

Donde:∆Tc = disminución del punto de congelación de la disoluciónKc = constante crioscópicam = molalidad del soluto (mol/Kg)Tc disolución = temperatura o punto de congelación de la disoluciónTc

0 = temperatura o punto de congelación del disolvente puro

Ahora bien, si la disolución contiene un soluto que se ioniza y, por lo tanto, se trata de una disolución electrolítica, se debe utilizar la siguiente ecuación para determinar el descenso del punto de congelación, donde “i” corresponde al factor de van’t Hoff:

∆Tc=Kc*m y Tc (disolución) = Tc 0 - ∆T c

∆Tc=Kc*m*i

Ejercicio Resuelto:Una disolución acuosa contiene el aminoácido glicina (NH2CH2COOH). Suponiendo que este aminoácido no ioniza, calcule la molalidad del soluto si la disolución se congela a -1,1 °C. (Agua: constante crioscópica 1,86 °C/m y el punto de congelación 0 °C). Datos:molalidad de soluto = X (incógnita)punto de congelación de la disolución, Tc disolución = -1,1 °Cconstante crioscópica, Kc = 1,86 °C/mpunto de congelación del disolvente puro, Tc0 = 0 °C



Como la incógnita es la molalidad, esta se deberá despejar de la fórmula presentada para determinar el descenso en el punto de congelación:

Ahora bien, para poder aplicarla necesitamos la disminución del punto de congelación de la disolución, ∆Tc que determinaremos despejando de la ecuación:

Para evitar errores con los signos, se recomienda despejar de tal manera que ∆Tc quede expresado con signo positivo:

∆T c =Tc 0 - T c (disolución )

∆T c =0 °C - - 1,1 °C (recuerda que: [negativo*negativo] = positivo)

∆T c = 1,1 °C

Ahora si podemos reemplazar en la fórmula y determinar la molalidad (mol/kg):

Presión osmóticaLa osmosis es el proceso por el cual moléculas del disolvente pasan a través de una membrana de permeabilidad selectiva desde el disolvente puro, o una disolución diluida hacia una disolución concentrada. La presión osmótica es la presión necesaria para detener la osmosis.

T c (disolución )=Tc 0 - ∆T c

La ósmosis tiene una gran importancia en los seres vivos. Por ejemplo, si la concentración total de solutos es más grande en el fluido que rodea la célula, esta perderá agua por ósmosis, y se dice que el fluido circundante es hipertónico respecto al fluido celular (tiene mayor presión osmótica). En caso contrario, cuando la concentración total de solutos que no puede atravesar la membrana es mayor en el fluido de la célula, esta ganará agua del líquido hipotónico circundante (de menor presión osmótica). Cuando no se produce transferencia neta de agua entre el fluido celular y el que rodea la célula, se dice que los dos fluidos son isotónicos, es decir, tienen la misma presión osmótica.

Por ello, es que los líquidos de las inyecciones contienen una disolución salina isotónica con la sangre, porque si se inyectara agua directamente, los eritrocitos de la sangre la absorberían por ósmosis hasta estallar.

La ecuación que permiten determinar la presión osmótica en atmósfera (atm) es la siguiente:

π=M(mol⁄(L))*R*T

Donde:𝜋 = presión osmótica (atm)M(mol/L) = molaridad del soluto en la disolución R = 0,082 (atm*L/mol*K), corresponde a la constante de los gases idealesT = temperatura en Kelvin (K)

Ahora bien, si la disolución contiene un soluto que se ioniza y, por lo tanto, se trata de una disolución electrolítica, se debe utilizar la siguiente ecuación para determinar la presión osmótica, donde “i” corresponde al factor de van’t Hoff:

π=M(mol⁄(L))*R*T * i

Ejercicio Resuelto:Se prepara una muestra de 50,00 mL de una disolución acuosa que contiene 1,08 gramos de seroalbúmina humana, una proteína de plasma sanguíneo. La disolución tiene una presión osmótica de 5,85 mmHg a 298 K ¿Cuál es la masa molar de la albúmina?

Datos:volumen disolución = 50,00 mL = 0,050 Lmasa soluto = 1,08 g seroalbúmina humanapresión osmótica, 𝜋 = 5,85 mmHg = 7,697*10-3 atmtemperatura = 298 Kmasa molar (g/mol) = X (incógnita)

Considerando lo aprendido y las fórmulas que hemos utilizado:a) ¿cómo se podría determinar la masa molar (g/mol)?

b) Indican la masa (g) de la seroalbúmina humana (soluto), restaría determinar la cantidad de mol (n) utilizando la fórmula de la molaridad (M):

c) Lo anterior, significa que debemos despejar la molaridad (mol/L) de la fórmula de la presión osmótica:



Ya se tiene las ecuaciones, ahora si es necesario se convierten algunos datos a las unidades que corresponda, se reemplaza y se informa el resultado final:

QuimiEjercita: ¿Cómo resolver?Una disolución de ácido nítrico, HNO3 de densidad 1,405 g/mL contiene un 68,1% en masa de dicho ácido. Calcular la molaridad de la disolución. La masa molar del HNO3 es 63,01 g/mol.

Nota importante: Note que para resolver este ejercicio utilizará varias de las ecuaciones o fórmulas que se han estudiado hasta aquí. Datos:densidad disolución = 1,405 g/mL% m/m disolución = 68,1 %masa molar HNO3 = 63,01 g/mol

Considerando las preguntas, reflexión y respuestas del análisis previo ¿Cuál de las fórmulas se debe utilizar para comenzar a resolver el ejercicio? Presta atención a las variables que tenemos en los datos y lo que se desea determinar. Analice, piense y si no da con la respuesta correcta, no se estrese, siga revisando el ejercicio y luego vuelva a resolverlo. Repetir le ayudará.Como sólo se informa el porcentaje en masa y no la masa de la disolución, se debe asumir que se cuenta con 100 gramos de disolución de acuerdo con la fórmula:

Con la masa de soluto determinada (68,1 g HNO3) y la masa de la disolución asumida (100 g disolución), podemos determinar lo mol de soluto y el volumen de la disolución, de la siguiente manera:

Finalmente, transformamos el volumen disolución obtenido de mililitros a litros (71,174 mL) y luego aplicamos fórmula de molaridad:



QuimiEntrénate: Ejercicios propuestos

Unidades de Concentración

¿Cuál es el porcentaje en masa de una disolución preparada con 25 gramos de KCl en 200 gramos de agua?Calcular el volumen de alcohol etílico que hay en una botella de 750 ml de wisky cuya etiqueta indica que su concentración en volumen es del 40%.Calcular la cantidad de masa en gramos de cada uno de los componentes de una disolución que contiene agua (H2O), glicerina (C3H8O3) y metanol (CH3OH) en las que: xglicerina = 0,044 ; xmetanol = 0,056 y xagua = 0,90. Considera que el número de mol de agua es nagua = 0,56.Calcular la concentración molar de una disolución que contiene 34,5 gramos de NaClO en 700 mL de disolución (Mm NaClO = 74,5 g/mol).Se prepara una disolución disolviendo 25,0 mL de una disolución de ácido clorhídrico, HCl al 32% m/m y d=1,16 g/mL en suficiente agua destilada hasta alcanzar un volumen de 200 mL. Calcular la concentración mol/L de esta disolución. ¿Qué volumen de una disolución concentrada de ácido sulfúrico al 8,61 mol/L se necesita para preparar 5,0*102 mL de una disolución 1,45 mol/L?

Propiedades Coligativas

Una disolución contiene 8,3 g de una sustancia no electrolito y no volátil, disuelta en un mol de cloroformo (CHCl3), esta disolución tiene una presión de vapor de 510,79 mmHg. La presión de vapor del cloroformo a esta temperatura es 525,79 mmHg. En base a esta información determine: a) La fracción molar de soluto; b) El número de mol de soluto disueltos y c) La masa molar de soluto.¿Qué concentración molal de sacarosa en agua se necesita para elevar su punto de ebullición en 1,3 °C (Ke = 0,52 °C/m y temperatura de ebullición del agua 100°C)?Calcular el punto de congelación de una disolución de 100 gramos de anticongelante etilenglicol (C2H6O2), en 900 gramos de agua (Kc = 1,86 °C/m).Cuando tallos de flores cortadas se introducen en una disolución concentrada de cloruro de sodio, NaCl(ac) las flores se marchitan. En una disolución similar un pepino fresco se encoge (llega a encurtirse). Explique el fundamento de estos fenómenos. Si tiene curiosidad podría realizar un pequeño experimento en casa ¡ANÍMATE y PON A PRUEBA LO QUE ESTÁS APRENDIENDO!

SolucionarioUnidades de Concentración11,1% m/m300 mL10,1 gramos agua; 1,12 gramos metanol y 2,48 gramos glicerina.0,66 mol/L6,49 mL84,20 mL

Propiedades Coligativasa) 0,0285 ; b) 0,0294 mol y c) 272,42 g/mol2,5 mol/kg- 3,33 °CEl agua de las células de la flor y del pepino son expulsada por osmosis, por ello, la flor se marchita y el pepino se encoge.

Apunte 5: GasesEsquema de contenidos

QuimiInstrúyete: Resumen teórico El descubrimiento y el estudio del comportamiento de los gases acumula a la fecha más de 400 años de historia. Fue en el siglo el siglo XVII cuando el químico, físico, alquimista, médico y fisiólogo flamenco Jan Baptista van Helmont identificó el dióxido de carbono y el óxido de nitrógeno e introdujo la palabra “gas” en el vocabulario científico. Sin embargo, se trataba de sustancias difíciles de almacenar y estudiar, por ello los experimentos del químico y botánico inglés Stephen Hales a principios del siglo XVIII que permitieron recoger gases sobre agua, fueron muy significativos.Gracias a lo anterior, es que el químico escocés Joseph Black, su estudiante Daniel Rutherford y el físico y químico británico Henry Cavendish; lograron descomponer y recombinar gases a partir de la piedra caliza (carbonato cálcico), aislar el nitrógeno y el hidrógeno, respectivamente. Luego, Joseph Priestley “recogiendo dióxido de carbono sobre agua, observó que una parte se disolvía y daba al agua un agradable sabor ácido”, lo que en la actualidad se llama agua de soda, sus investigaciones calentando mercurio hacen que se le atribuya el descubrimiento del oxígeno molecular.



El descubrimiento del oxígeno molecular no fue por sí mismo la causa del cambio en la teoría química que se aceptaba a la fecha; era necesario que Antoine Laurent Lavoisier y su esposa Marie-Anne Pierrette Paulze se convencieran de dos situaciones: la primera, que había algo que no encajaba en la teoría del flogisto; la segunda, que los cuerpos en combustión absorbían alguna parte de la atmósfera, para luego descubrir que el oxígeno es, en efecto, la sustancia que la combustión extrae de la atmósfera, con ello proponen que el aire es una mezcla de dos gases: “aire desflogisticado (oxígeno)” y “aire flogisticado de Rutherford (nitrógeno)”.

Mientras tanto, en 1783 Cavendish quemaba una muestra de su “gas inflamable” y comprobó que los vapores producidos al arder se condensan para formar un líquido, que, al analizarlo, resultó ser “agua”. El matrimonio Lavoisier, enterados de los resultados de este experimento, llamaron al gas de Cavendish hidrógeno “productor de agua”, y dedujeron que el hidrógeno ardía por combinación con el oxígeno molecular, y que, por tanto, el agua era una combinación de hidrógeno, H2 y oxígeno, O2.Fue así como el químico francés Antoine Laurent Lavoisier gracias al trabajo en conjunto con su esposa Marie-Anne Pierrette Paulze publicó en 1789 un libro titulado “Traité Elémentaire de Chimie” el cual aportó al mundo una visión unificada del conocimiento químico en base a sus nuevas teorías y nomenclatura. Se trató del primer texto moderno de química y, por ello, son considerados “el padre” y “la madre” que la química moderna respectivamente.

Se presume que la primera ley de los gases fue desarrollada de manera independiente por el químico y físico alemán August Krönig en 1856 y por el físico y matemático alemán Rudolf Clausius en 1857. En este contexto, se introduce la constante universal de los gases (R), aunque puede aparecer en otros contextos debido a que está relacionada con la constante de Boltzmann, que es un factor que relaciona en muchos sistemas unidades de energía con unidades de temperatura. Fue en ese mismo siglo que varios científicos comenzaron a observar que las relaciones entre el volumen, la presión y la temperatura para una muestra de gas en un sistema cerrado, podía describirse con una ecuación que hasta la fecha tiene gran validez para todos los gases ¡Te invito a revisarla!

Propiedades de los gasesHay varias características de los gases que son familiares para todo el mundo, entre ellas: - Se expanden hasta adoptar la forma del recipiente que los contiene. - Se difunden unos en otros y se mezclan en todas las proporciones. - Siempre forman mezclas homogéneas con otras mezclas. - Son altamente compresibles. - Algunos gases son combustibles (Ejemplo: H2, CH4) mientras que otros son químicamente inertes (Ejemplo: He, Ne).

Teoría CinéticaHacia la mitad del siglo XIX se desarrolló una teoría denominada Teoría cinético-molecular de los gases, la cual explica el comportamiento de los gases y sus leyes naturales que se revisaran más adelante. Esta teoría está basada en un modelo que tiene las siguientes características:

Un gas está formado por un número muy grande de partículas muy pequeñas (moléculas o, en algunos casos, átomos) en movimiento constante, lineal y al azar.Las moléculas de los gases distan mucho unas de otras. La mayor parte del espacio ocupado por el gas está vacío (las moléculas se consideran como masas denominadas masas puntuales, es decir, como si tuviesen masa, pero no ocupasen volumen).Las moléculas chocan unas con otras y con las paredes del recipiente en que se aloja el gas. Estas colisiones tienen lugar rápidamente, de modo que la mayor parte del tiempo las moléculas no están chocando.Se supone que no se ejercen fuerzas entre las moléculas, excepto durante el corto tiempo en que tiene lugar la colisión. Es decir, una molécula dada actúa independiente de las otras, sin que su presencia le afecte.Las moléculas individuales pueden ganar o perder energía por efecto de las colisiones. Sin embargo, para un conjunto de moléculas que están a temperatura constante, la energía total permanece constante.

Variables de los gasesHay cuatro propiedades o variables que determinan el comportamiento físico de un gas: la cantidad de sustancia (mol), su volumen, temperatura y presión. Si conocemos el valor de tres de estas propiedades podemos determinar la cuarta. Para ello, se utiliza una ecuación matemática que revisaremos en el siguiente punto, antes necesitamos recordar o revisar el significado y unidad de cada una de estas propiedades.

Cantidad de sustancia (mol)Un mol es la cantidad de sustancias que contiene el mismo número de entidades elementales que en el número de átomos de carbono-12 que hay en una cantidad de 12 gramos exactamente.TemperaturaLa temperatura es la medida del grado de movimiento de las partículas de un cuerpo. Para determinar la temperatura y realizar transformaciones entre sus unidades, se deben utilizar las siguientes fórmulas:

Presión La presión representa la intensidad que la fuerza ejerce sobre cada unidad de área de la superficie considerada. La unidad de presión empleadas se puede observar en la siguiente tabla de equivalencias:

Pa atm bar Torr o mmHg psiPa 1 0,00001 0,00001 0,0075 0,0000145atm 101.325 1 1.013 760 14,7bar 100.000 0,987 1 750 14,504Torr o mmHg 133,3 0,03342 0,001333 1 0,01934psi 6895 0,0681 0,0689 51,715 1

Retrato de M. y Mme. Lavoisier, por Jacques-Louis David, 1788 (Museo Metropolitano de

Nueva York)



VolumenEl volumen es la medida del espacio que ocupa una muestra de materia. Las relaciones entre unidades de volumen, más utilizadas, son las siguientes:

Relaciones entre las unidades de volumen más utilizadas:

1 m3 = 1000 L = litro1 m3 = 1*106 mL = mililitro1 m3 = 1*106 cm3 = centímetros cúbicos1 L = 1000 mL = mililitro1 L = 1000 cm3 = centímetros cúbicos1 mL = 1 cm3 = centímetros cúbicos

Condiciones estándar y condiciones normales para gasesEn química, la IUPAC ha establecido que actualmente:

a) Las condiciones estándar para gases (STP o TPE): Temperatura de 273,15 K (0 °C) y presión de 105 pascales (1 bar o 0,986 923 27 atm). Anteriormente la IUPAC recomendaba para los gases una presión estándar de 1 atm, es muy probable que en la asignatura de química que está cursando se utilice 1 atm.

b) Las condiciones normales para gases (NTP o TPN): Temperatura de 298,15 K (25 °C) y presión de 1 atm. Considera que estos valores dependen de las condiciones a las cuales se esté haciendo el experimento, estudio o medición; comúnmente para la presión es 1 atm, y la temperatura: 15°C, 20°C, 25°C o 27°C.

Es común en los cursos de química general, utilizar en todos los cálculos la temperatura en kelvin, la presión en atmósferas y el volumen en litros. Esto debido al valor numérico de la constante universal de los gases comúnmente utilizada:

Leyes elementales de los gasesLas leyes de los gases estudian el comportamiento de una determinada masa de gas, si una de las magnitudes en estudio permanece constante.

Ley de Boyle (1662) y Mariotte (1680)Robert Boyle comprobó experimentalmente que “el volumen de una cantidad fija de gas ideal es inversamente proporcional a la presión del gas” y Edme Mariotte descubrió independientemente la ley de Boyle en 1680, especificando que se cumple en condición isotérmica (temperatura constante).

Matemáticamente, la ley se puede expresar mediante la siguiente ecuación:

La relación matemática se puede ampliar para dos estados del gas, de acuerdo con:

Ejercicio Resuelto:Una botella de gases de 35,8 L llena de Ar(g) se conecta a un depósito de 1875 L en el que se ha hecho el vacío. Si la temperatura se mantiene constante y la presión final es 721 mmHg ¿Cuál debe haber sido la presión original del gas en la botella, expresada en atmósferas?

Datos:Volumen inicial, V1 = 35,8 LVolumen final, V2 = 1875 LTemperatura = constantePresión final, P2 = 721 mmHgPresión inicial, P1 = X (incógnita)

1) Si corresponde se realizan conversión de unidades. En este caso, suponiendo que se trabaja siempre la presión en atmósfera, transformaremos la presión mediante regla de tres:

2) Anotamos la ecuación y despejamos incógnita. El despeje de incógnita se puede realizar antes o después de reemplazar, en este caso, comenzaremos despejando incógnita de ecuación original:

3) Finalmente, reemplazamos y determinamos resultado ayudándonos con nuestra calculadora:

Es decir, la presión original o inicial que había en la botella era de 49,70 atmósferas.

Nota importante: Note que, al resolver la incógnita, el resultado final queda expresado en atmósferas, pues se están dividiendo los litros, por lo tanto, se “eliminan”. Que quede en la unidad que se nos solicita, es una señal de que se ha despejado correctamente la ecuación, de lo contrario, revise el despeje. Es común que estudiantes de primer año tengan dudas al momento de despejar, por ello, no tema consultar a su docente de química o de matemáticas.

Ley de Charles (1787)En 1787 Jacques Alexandre César Charles analizó el efecto de la temperatura en el volumen del oxígeno, hidrógeno, dióxido de carbono y aire; Joseph Louis Gay-Lussac también estudio este fenómeno. Los resultados de ambos científicos indicaban una relación directa entre el volumen y la temperatura, cuando la presión es constante (condiciones isobáricas). El enunciado de la ley de Charles y Gay-Lussac es: “A presión constante, el volumen ocupado por una masa definida de una muestra de gas es directamente proporcional a la temperatura”. La ley fue publicada primero por Gay-Lussac en 1803, pero tomaba como referencia el trabajo no publicado de Charles, lo que condujo a que la ley sea usualmente conocida como ley de Charles.



Matemáticamente esta ley puede expresarse según las siguientes ecuaciones:

Ejercicio Resuelto:Si en un día de invierno se infla un globo hasta un volumen de 2,50 L, dentro de una casa que se encuentra temperada a 25°C, y luego se lo lleva al exterior donde la temperatura es de - 5°C ¿Cuál será el nuevo volumen del globo, fuera de la casa, suponiendo que la presión es constante?

Datos:

Volumen inicial, V1 = 2,50 LTemperatura inicial, T1 = 25°CTemperatura final, T2 = - 5°CVolumen final, V2 = X (incógnita)Presión = constante

Si corresponde se realizan conversión de unidades. En este caso, suponiendo que se trabaja siempre la temperatura en kelvin, transformaremos las temperaturas utilizando la ecuación correspondiente:

Anotamos la ecuación y despejamos incógnita. El despeje de incógnita se puede realizar antes o después de reemplazar, en este caso, comenzaremos despejando incógnita de ecuación original:

Finalmente, reemplazamos y determinamos resultado ayudándonos con nuestra calculadora:

Es decir, el volumen final o el volumen nuevo del globo es de 2,25 litros.

Nota importante: Comprueba que el volumen es directamente proporcional a la temperatura de un gas a presión constante. En otras palabras, puedes corroborar que como la temperatura disminuyó el volumen también debe disminuir, para que la ley de cumpla. En este caso, debes esperar que el volumen disminuya porque la temperatura disminuyó, si el resultado fuera mayor a 2,50 litros es seguro que confundiste las temperaturas y el reemplazo no fue el adecuado. ¡Todo tiene lógica y se puede probar! Genial y fácil.

Ley de Gay-Lussac y Charles (1802)La relación existente entre los cambios de temperatura y presión a volumen constante (condición isocórica) se atribuye a Joseph Louis Gay-Lussac y a Guillaume Amontons. Las observaciones de ambos científicos se resumen en la segunda ley de Gay-Lussac: “A volumen constante, la presión de una masa fija de un gas es directamente proporcional a la temperatura”. Sin embargo, por razones históricas que aún se revisan esta ley se le atribuye en variados textos a Gay-Lussac y Charles.

Matemáticamente esta ley puede expresarse según las siguientes ecuaciones:

Ejercicio Resuelto:Si se encierra un gas a una presión de 2,5 atm, en un recipiente rígido, a una temperatura de 20°C ¿Qué presión tendrá si se calienta a una temperatura de 50°C?

Datos:Presión inicial, P1 = 2,5 atmVolumen (rígido) = constanteTemperatura inicial, T1 = 20°CPresión final, P2 = X (incógnita)Temperatura final, T2 = 50°C

Si corresponde se realizan conversión de unidades. En este caso, suponiendo que se trabaja siempre la temperatura en kelvin, transformaremos las temperaturas utilizando la ecuación correspondiente:

Anotamos la ecuación y despejamos incógnita. El despeje de incógnita se puede realizar antes o después de reemplazar, en este caso, comenzaremos despejando incógnita de ecuación original:

Finalmente, reemplazamos y determinamos resultado ayudándonos con nuestra calculadora:

Es decir, la presión final del gas cuando luego de calentar el recipiente es de 2,76 atmósferas.



Nota importante: Se puede comprobar que la presión es directamente proporcional a la temperatura, si el volumen de un gas permanece constante. Es decir, estás probando con este resultado que como aumentó la temperatura, igualmente debía aumentar la presión.

Ley de Avogadro (1811)Hasta este momento la diferencia entre átomos y moléculas no se entendía, el físico italiano Amadeo Avogadro propone que los gases elementales no estaban formados por átomos simples, sino por agregados de átomos a los que llamo moléculas. En 1811 Avogadro establece su famoso principio: “volúmenes iguales de gases diferentes a las mismas condiciones de presión y temperatura contienen el mismo número de moléculas”. El trabajo de Avogadro complementó los estudios de Boyle, Charles, y Gay-Lussac: “el volumen de cualquier gas debe ser proporcional al número de moléculas presentes”, como puede expresarse según las siguientes ecuaciones:

La expresión matemática de la ley de Avogadro establece: “que, a presión y temperatura constantes, el volumen de un gas es directamente proporcional al número de moles del gas presente”.

El número de moléculas contenidas en condiciones estándar en 22,4 L de un gas es de 6,022*1023, es decir, 1 mol

Ejercicio Resuelto:¿Cuál es la masa de 1,00 litros, medidos en condiciones estándar, del gas ciclopropano, C3H6, utilizado como anestésico? Considere que la masa molar del ciclopropano es 42,08 g/mol

Datos:Volumen = 1,00 LMasa de 1,00 L = X (incógnita)Presión estándar = 1 atmTemperatura estándar = 0°CMasa molar C3H6 = 42,08 g/mol

Para resolver este ejercicio debemos considerar lo que se acaba de plantear en la descripción de la Ley de Avogadro: “que en condiciones estándar de presión y temperatura 1 mol de cualquier gas, ocupa un volumen de 22,4 litros”. Por lo tanto, como dichas condiciones se mantienen se puede determinar el número de mol que están presentes en 1,00 litros y luego transformar dichos mol a masa en gramos con la masa molar ¿Cómo podemos resolver la incógnita?:

a) Resolviendo con factor de conversión:

b) Resolviendo con regla de tres y fórmula:

Combinación de las leyes elementales de los gasesEcuación gases idealesEn 1860 se llevó a cabo el primer congreso internacional de química en Karlsruhe, Alemania. En dicho congreso, el tema más importante fue la aclaración de la confusión entre masas atómicas y masas moleculares. En la oportunidad el químico italiano Stanislao Cannizzaro demostró como la hipótesis de Avogadro permitía una distinción entre átomos y moléculas. La idea fue rápidamente aceptada y la diferencia entre las masas atómicas y moleculares claramente reconocida. Fue así como quedó establecido que ciertos elementos, como el hidrógeno, nitrógeno y oxígeno, se componen de moléculas diatómicas (gaseosas) y no de átomos individuales (2016). Aparentemente, fue a partir de este congreso que la ley del gas ideal se podía escribir como una combinación de las leyes de Boyle, Charles, Gay-Lussac y Avogadro, tal como se muestra a continuación:

Un gas cuyo comportamiento obedezca esta ecuación de los gases ideales se denomina gas ideal o gas perfecto. Donde R es la constante de los gases y cuyo valor numérico, tal como se mencionó anteriormente, comúnmente es 0,08206 [atm*mol/mol*K]. Si desea puede revisar otros valores numéricos, pues R dependerá de las unidades utilizadas para expresar la presión y el volumen.

Una manera sencilla de recordar está ecuación es PAVO=RATÓN, si prestas atención y quitas las vocales nos queda PV=RTn, es decir, la ecuación de los gases ideales ¡Genial!

Ejercicio Resuelto:¿Cuál es el volumen ocupado por 13,7 g de cloro, Cl2 a 45°C de temperatura y 745 mmHg de presión? Considere que la masa molar de cloro molecular es 70,91 g/mol y un valor de R=0,08206 [atm*mol/mol*K].

Datos:Volumen = X (incógnita)Masa gas Cl2 = 13,7 gTemperatura = 45°CPresión = 745 mmHgMasa molar Cl2 = 70,91 g/molR = 0,08206 [atm*mol/mol*K]



1) Considerando el valor de la constante de los gases, se debe comenzar realizando las conversiones que sean necesarias para poder utilizar la ecuación de los gases ideales. a) La masa de gramos a cantidad de sustancia en mol

b) La presión de mmHg a atmósferas

c) La temperatura de Celsius o Kelvin

2) Anotamos la ecuación y despejamos incógnita. El despeje de incógnita se puede realizar antes o después de reemplazar, en este caso, comenzaremos despejando incógnita de ecuación original:

3) Finalmente, reemplazamos y determinamos resultado ayudándonos con nuestra calculadora:

Nota importante: Observe que en la expresión se cancelan las unidades excepto litros, L. Tal como se espera si la ecuación está bien despejada y se realizaron las conversiones al valor de R convenido previamente.

Ecuación general de los gases idealesLa ecuación de los gases ideales se utiliza para un solo conjunto de condiciones (P, V, n, T), sin embargo, a veces se describe un gas de dos formas diferentes, es decir, con dos conjuntos de condiciones (iniciales y finales). Si utilizamos la ecuación de los gases ideales dos veces, la expresión se llama ecuación general de los gases y matemáticamente se representa:

Esta ecuación es útil cuando se mantiene constante una o dos de las propiedades del gas. Por ejemplo, si se mantiene constante además de la cantidad de sustancia (mol), la presión; la ecuación general de los gases queda expresada como:

Si se mantiene constante la cantidad de sustancia (mol) y la temperatura; la ecuación general de los gases queda expresada según la Ley de Boyle. En otras palabras, podemos resumir el comportamiento de los gases ideales según:Ecuación gases ideales Ecuación general de los gases ideales

Determinación de la masa o masa molarSi conocemos el volumen que ocupa un gas a un cierta temperatura y presión, podemos determinada la masa (g) o masa molar (g/mol) de la siguiente manera:a) Determinando los mol con la ecuación de gases ideales y luego estos transformarlos a masa (g) o masa molar (g/mol) según corresponda.b) Determinar la masa (g) o la masa molar (g/mol) despejando la incógnita que corresponda, luego de

sustituir en la ecuación de los gases ideales , tal como se muestra a continuación:

Ejercicio Resuelto:Un hidrocarburo gaseoso que masa 0,231 g ocupa un volumen de 102 mL a 23°C y 749 mmHg ¿Cuál es la masa molar del compuesto gaseoso?

Datos:Masa = 0,231 gVolumen = 102 mLTemperatura = 23°CPresión = 749 mmHgMasa molar = X (incógnita)

Se comienza realizando la conversión de unidades.

Luego, anotamos ecuación y despejamos incógnita, según el método que prefiera. Para efectos ilustrativos, a continuación, se resolverá de ambas maneras:

Determinando los mol y luego estos transformarlos masa molar (g/mol)

Determinando la masa molar (g/mol) despejada,luego de sustituir



Determinación de la masa o masa molarPara determinar la densidad de un gas se considera la ecuación de densidad, y la fórmula de mol ; y realizan las siguientes sustituciones y despeje:

Ejercicio Resuelto:¿Cuál es la densidad del gas oxígeno, O2 a 298 K y 0,987 atm? Considere que la masa molar del oxígeno molecular es 32,0 g/mol y un valor de R = 0,08206 [atm*L⁄mol*K]

Datos:Densidad = X (incógnita)Temperatura = 298 KPresión = 0,987 atmMasa molar = 32,0 g/molR = 0,08206 [atm*L⁄mol*K]

¿Te das cuenta de que no hay que realizar ninguna conversión? Perfecto. Ahora bien, presta atención y nota que con la cantidad y tipo de datos entregados no hay más opción que aplicar la fórmula obtenida anteriormente:

Ley de las presiones parciales de DaltonJohn Dalton propuso que cada uno de los gases de la mezcla se expande hasta llenar el recipiente y ejerce una presión llamada presión parcial de este gas, igual a la que ejercería si estuviera él solo en el recipiente. La Ley de las presiones parciales de Dalton establece que “la presión total de una mezcla de gases es la suma de las presiones parciales de los componentes de la mezcla”, tal como se ilustra en la siguiente imagen:

Matemáticamente la Ley se expresa según las siguientes ecuaciones:

Ejercicio Resuelto:Una muestra de gases contiene metano, CH4, etano C2H6 y propano C3H8. Si la presión total es de 1,50 atm y la fracción molar de cada gas son 0,365; 0,294; 0,341; respectivamente. Calcular las presiones parciales de los gases.

Datos:Presión total, PT = 1,50 atmFracción molar CH4, XCH4 = 0,365 Fracción molar C2H6, XC2H6 = 0,294Fracción molar C3H8, XC3H8 = 0,341

En este caso simplemente se aplicará la fórmula , para cada gas:



QuimiEjercita: ¿Cómo resolver?La azida de sodio, NaN3, se descompone a alta temperatura obteniéndose N2 (g). Con los dispositivos adecuados para iniciar la reacción y retener al sodio metálico que se forma, esta reacción se utiliza en los sistemas de seguridad de bolsa de aire (air-bag) ¿Qué volumen de N2 (g), medido a 735 mmHg y 26°C, se obtiene cuando se descomponen 70,0 g de NaN3 cuya masa molar es 65,01 g/mol? Considere la ecuación estequiométrica balanceada de la descomposición del azida, que se indica a continuación:

Datos:Volumen de N2 = X (incógnita)Presión = 735 mmHgTemperatura = 26 °CMasa de NaN3 (s) = 70,0 gMasa molar NaN3 = 65,01 g/mol

Ecuación química balanceada:

2 NaN3 (s) 2 Na (l) + 3 N2 (g)

1) Se puede comenzar por transformar la masa inicial de NaN3 a mol:

2) Considerando la estequiometría de la reacción se determina la cantidad de mol de N2:

3) Se realizan las conversiones a las unidades correspondientes, asumiendo un R = 0,08206:

Se despeja la incógnita, reemplaza y determinar el resultado:

Es decir, el volumen de nitrógeno, N2 (g) obtenido es de 40,998 litros.

QuimiEntrénate: Ejercicios propuestosEn un trabajo experimental, se libera a nivel del mar (1 atm) un globo meteorológico con 1.000 L de helio, existiendo una temperatura de O°C. Cuando este alcanza unos 16 km de altura, el volumen de globo ha aumentado a 10.000 L ¿Cuál será la presión del helio a esta altura, suponiendo que la temperatura permanece constante?Un balón se hincha hasta un volumen de 2,50 L en una habitación caliente a 24°C. Entonces se saca el balón fuera en un día frío de invierno -25 °C. Suponga que tanto la cantidad de aire en el balón como su presión permanecen constante ¿Cuál será el volumen del balón cuando esté fuera?Un recipiente de vidrio de 3,0 L soporta una presión máxima de 2,1 atm. Si se introduce en él 2,4 L de helio a una presión de 2,5 atm, a temperatura constante ¿explotará el recipiente?Se tienen 30,0 L de oxígeno molecular, O2 a 3,0 atm de presión y 20°C de temperatura ¿Qué volumen ocupará este gas a 1,0 atm y 50°C?Calcular la presión que ejercen 142 gramos de cloro, Cl2 cuya masa molar es 71,0 g/mol, en una botella de 500 mL, a una temperatura de 28°C.¿Cuál es la presión que ejercen 1,00*1020 moléculas de nitrógeno molecular, N2 confinadas en un volumen de 305 mL a 175°C?Para una determinada aplicación se necesita N2 (g) con una densidad de 1,80 g/L a 32°C ¿Cuál debe ser la presión de N2 (g) expresada en milímetros de mercurio, mmHg?



¿Qué volumen de O2 (g) se consume en la combustión de 75,6 L de propano, C3H8 (g) si se miden ambos gases en condiciones estándar?Una mezcla de gases contiene 0,31 mol de CH4, 0,25 mol de C2H6 y 0,29 mol de C3H8. Ocupa un volumen de 13,94 L a una temperatura de 27°C, determine:a) La presión total al interior del recipiente.b) La fracción molar para cada gas.c) La presión parcial para cada gas.El peróxido de hidrógeno, H2O2 se utiliza para desinfectar lentes de contacto.

2 H2O2 (ac) 2 H2O (l) + O2 (g)

Calcule el volumen de O2 (g) en mililitros, a 22°C y 752 mmHg que puede liberarse de 10,00 mL de disolución acuosa conteniendo un 3,00 por ciento en masa de H2O2. La densidad de la disolución acuosa es H2O2 es 1,01 g/mL y la masa molar de H2O2 es 34,01 g/mol.

Solucionario

Presión final del helio 0,1 atmEl volumen del balón final es 2,09 LNo explotará porque existe una presión de 1,9 atmEl volumen que ocupará el gas será de 99,21 LLa presión ejercida por Cl2 es de 98,7 atmLa presión de N2 ejercida es de 0,020 atmLa presión de N2 (g) debe ser 1,22*103 mmHg.El volumen de gas propano consumido es 378 La) La presión total es 1,50 atm b) Las fracciones molares son: XCH4 = 0,365 XC2H6 = 0,294 XC3H8 = 0,341c) Las presiones parciales son: PCH4 = 0,5475 atm PC2H6 = 0,441 atm PC3H8 = 0,5115 atmEl volumen de O2 liberado es 109 mL

Apunte 6: Química OrgánicaEsquema de contenidos

QuimiInstrúyete: Resumen teórico A comienzo del siglo XIX se sostenía que las sustancias orgánicas sólo podían ser producidas por organismos vivos, ya que su producción requiere de “vitalidad”. En otras palabras, era imposible sintetizar-preparar una sustancia orgánica a partir de una sustancia inorgánica. Un fiel representante de este vitalismo fue el químico sueco Jöns Jacob Berzelius, a quien además se acredita la identificación de los elementos químicos selenio, torio y cerio, y fue el primero en aislar el silicio, el circonio y el titanio. Los estudiantes que trabajaban en el laboratorio de Berzelius también descubrieron el litio y el vanadio. En 1828 uno de sus estudiantes Friedrich Wöhler, pedagogo y químico alemán se propuso sintetizar cianato de amonio, NH4OCN, mediante la siguiente reacción:

El sólido cristalino blanco obtenido en disolución tenía la composición del cianato de amonio, sin embargo, no poseía ninguna de sus propiedades ¿Qué había pasado? El compuesto sintetizado no era cianato de amonio [NH4OCN], sino urea [(NH2)2CO] ¡UN COMPUESTO ORGÁNICO (a partir, de sustancias inorgánicas)! Friedrich Wöhler demostró que lo orgánico se puede producir en el laboratorio y que se podía imitar y



manipular la naturaleza. Durante el siglo XIX, cada vez más las síntesis orgánicas se hicieron posibles. Te invitamos a conocer y examinar los tipos principales de compuestos orgánicos.

Átomo de CarbonoLa QUÍMICA ORGÁNICA, es también conocida como la química de los compuestos de carbono, pues se ocupa de estudiar las propiedades y reacciones de los compuestos formados por carbono. Entre los elementos que acompañan al carbono en los compuestos orgánicos, están el hidrógeno, oxígeno y nitrógeno, por ello, algunos docentes hablan de los compuestos orgánicos como CHON. De igual forma es común encontrar azufre, fósforo, boro, halógenos y otros elementos.

Características átomo de carbonoEl átomo de carbono: - Se ubica en el grupo IVA (14) y el periodo 2 en la tabla periódica. - Tienen un número atómico (Z) igual a 6 y un número másico (A) igual a 12. - Posee una electronegatividad intermedia igual a 2,5. Este valor de electronegatividad le confiere la propiedad de combinarse con facilidad con otros elementos mediante enlace covalente. - Tiene la siguiente configuración electrónica: 1s2 2s2 2px1 2pY1 2pZ

0. Esta configuración electrónica se conoce como configuración es su estado fundamental y cuenta con dos electrones desapareados. Sin embargo, si el átomo de carbono se presenta con la siguiente configuración electrónica 1s2 2s1 2px1 2pY1 2pZ

1 estamos en presencia de la configuración en su estado excitado y cuenta con cuatro electrones desapareados; de esta manera se cree se presenta el carbono en los compuestos orgánicos ¿imaginas por qué? Pues porque el carbono en los compuestos orgánicos siempre está formando 4 enlaces y aparentemente para alcanzar el octeto necesita tener cuatro electrones desapareados.

TetravalenciaSegún la teoría enlace-valencia el átomo de carbono con configuración electrónica en estado excitado puede formar 4 enlaces con átomos distintos o iguales; y estos enlaces pueden ser simples, dobles o triples, tal como se muestra a continuación:

Etano Eteno (etileno) Etino (acetileno) ENLACE SIMPLE ENLACE DOBLE ENLACE TRIPLE

HibridaciónSegún la teoría RPECV, la geometría del grupo de electrones en torno al átomo de carbono central en el metano, CH4 debe ser tetraédrica. Los cuatro átomos de hidrógeno son equivalentes por lo tanto forman ángulos de 109,5° tal como se muestra en la siguiente figura:

El dibujo de la estructura tridimensional de las moléculas orgánicas en las dos dimensiones que nos permite una hoja de papel como esta se suele denominar notación de líneas de trazos y líneas gruesas, según el siguiente convenio (figura de la izquierda):Los enlaces en el plano del papel se indican mediante líneas de grosor normal.Los enlaces que se dirigen hacia el lector, es decir, hacia delante y afuera del plano del papel, se indican mediante líneas gruesas ennegrecidas.Los enlaces que se alejan del lector, es decir, dirigidos hacia atrás y afuera del plano del papel, se indican mediante líneas discontinuas. La figura central y de la derecha corresponden a otras formas habituales de representar al metano.

Para explicar la formación de enlaces a partir de la teoría orbital-molecular se utiliza un nuevo concepto, la hibridación del átomo de carbono. Por ejemplo, en la molécula de metano, CH4 se describe con cuatro enlaces σ (sigma) formados por el solapamiento de los orbitales 1s del hidrógeno con cuatro orbitales híbridos equivalentes sp3 del átomo de carbono.Un híbrido o un orbital híbrido corresponde a la “mezcla” de orbitales, en este caso para el átomo de carbono, se podría simplificar su explicación de la siguiente manera:

Configuración átomo de carbono en estado excitado:

126C = ↑↓1s

↑2s

↑2px

↑2py

↑2pz

4 electrones de valencia

Note que uno de los electrones de valencia está en un orbital de tipo s (esférico) y los otros tres se encuentran en orbitales de tipo p (bi-lobulares o dos esferas achatadas hacia el punto de contacto). La teoría orbital-molecular plantea que el átomo de carbono no forma enlaces con el orbital s y los tres orbitales p, sino con 4 orbitales híbridos que resultan de la mezcla total o parcial de los cuatro orbitales originales. Entonces si el átomo de carbono presenta una hibridación de tipo:

Hibridación sp3En este caso el átomo de carbono hibrida los cuatro orbitales originales:

↑2s + ↑

2px + ↑2py + ↑

2pz =

sp3(4 orbitales sp3 idénticos, que forman 4 enlaces simples idénticos de tipo σ

(sigma))

Hibridación sp2En este caso el átomo de carbono hibrida sólo los tres primeros orbitales originales y queda el orbital 2pz sin hibridar, manteniendo su forma original bi-lobular:

↑2s + ↑

2px + ↑2py =

sp2(3 orbitales sp2 idénticos, que forman 3 enlaces de tipo σ (sigma) y el orbital sin

hibridar 2pz forma 1 enlace π (pi))



Hibridación spEn este caso el átomo de carbono hibrida sólo los dos primeros orbitales originales y quedan los orbitales 2py y 2pz sin hibridar, manteniendo cada uno su forma original bi-lobular:

↑2s + ↑

2px + =

sp(2 orbitales sp idénticos, que forman 2

enlaces de tipo σ (sigma) y los los orbitales sin hibridar 2py y 2pz forman 2 enlace π

(pi))

Ejemplos: rotación libre Rotación restringida

1,2-dicloroetano

átomos carbono hibridación sp3

1,2-dicloroeteno

átomos carbono hibridación sp2

Etino

átomos carbonos hibridación sp

Clasificación y NomenclaturaA los primeros compuestos orgánicos aislados o sintetizados se les solían asignar nombres relacionados con su origen o con alguna de sus propiedades. Por ejemplo, el ácido cítrico se encuentra en los cítricos, la morfina produce sueño (Morfeo), sin embargo, al ir acumulándose miles y miles de nuevos compuestos se hizo necesario un sistema de nombres universal, por ello, se adoptó el recomendado por la IUPAC.

HidrocarburosLos compuestos orgánicos clasificados como hidrocarburos son aquellos que contienen sólo átomos de carbono e hidrógeno y se clasifican de la siguiente manera:

HIDROCARBUROS ALIFÁTICOSa) SaturadosSon aquellos que tienen todos sus átomos de carbono unidos mediante enlaces de tipo simple.

a.1) AlcanosEste tipo de hidrocarburos sigue la fórmula generalizada, CnH2n+2, si son de cadena abierta o acíclicos y la fórmula CnH2n, si son de cadena cerrada o ciclos; en donde “n”, hace referencia al número de carbonos que forman la molécula. Se nombran agregando al largo de la cadena el sufijo “ano”.

Alcanos de cadena abierta o acíclicos, CnH2n+2Los alcanos de cadena abierta pueden presentarse en forma lineal o ramificados. A continuación, se presentan los primeros trece alcanos lineales:

N° de átomoscarbono

Fórmula molecular Fórmula semidesarrollada Nombre

IUPAC

1 CH4 CH4 Metano2 C2H6 CH3- CH3 Etano3 C3H8 CH3- CH2- CH3 Propano4 C4H10 CH3-CH2- CH2 - CH3 Butano5 C5H12 CH3-CH2- CH2- CH2 - CH3 Pentano6 C6H14 CH3-CH2- CH2- CH2- CH2 - CH3 Hexano7 C7H16 CH3-CH2- CH2- CH2- CH2- CH2- CH3 Heptano8 C8H18 CH3-CH2- CH2- CH2- CH2- CH2- CH2- CH3 Octano9 C9H20 CH3-CH2- CH2- CH2- CH2- CH2- CH2- CH2- CH3 Nonano

10 C10H22 CH3-CH2- CH2- CH2- CH2- CH2- CH2- CH2- CH2- CH3 Decano11 C11H24 CH3-CH2- CH2- CH2- CH2- CH2- CH2- CH2- CH2- CH2- CH3 Undecano12 C12H26 CH3-CH2- CH2- CH2- CH2- CH2- CH2- CH2- CH2- CH2- CH2- CH3 Dodecano13 C13H28 CH3-CH2- CH2- CH2- CH2- CH2- CH2- CH2- CH2- CH2- CH2- CH2- CH3 Tridecano

Además, la fórmula semidesarrollada para representar distintos alcanos es muy común encontrarlos en la forma estructural denominada estructuras de líneas y ángulos, tal como se muestra a continuación:



Opción 1:

Números donde aparecen los nueve sustituyentes:2-2-4-6-6-8-10-10-11

Sustituyentes en números más bajos, que la opción 2.

Opción 2:

Números donde aparecen los nueve sustituyentes:2-3-3-5-7-7-9-11-11

DescartadaSustituyentes en números más altos, que la opción 1.

Identificar los sustituyentes y nombrar considerando la cantidad de átomos de carbono utilizando el sufijo “ilo”, aunque mayoritariamente se utiliza sólo “il”. Algunos ejemplos:

Siguiendo con nuestro ejemplo:

Observe que la estructura sigue un zigzag donde cada vértice representa a un átomo de carbono. Tenga presente que cada carbono cuenta con la cantidad de hidrógenos que sean necesarios para cumplir con la tetravalencia (ni más, ni menos que cuatro enlaces).Hemos revisado el nombre de los trece primeros alcanos lineales, pero ¿Cómo nombrar un alcano ramificado como el que se presenta a continuación?:

Seleccionar la cadena de átomos de carbono más larga, si hay más de una elegir la que tenga mayor cantidad de sustituyentes, es decir, mayor cantidad de ramificaciones.

Opción 1:

Opción 1: descargada porque no es la más larga

En general, se tiende a pensar que la cadena más larga siempre es la que está en la horizontal ¡Error!Fíjate que está tiene 11 átomos de carbono y hay opciones con 12.

Opción 2:

Opción 2: descartada por tener menos sustituyentes que opción 3

Esta es una de las opciones más larga, sin embargo, se debe descartar porque cuenta con menos sustituyentes (8 grupos de sustituyentes) que la que se presenta en la opción 3.

Opción 3:Más larga 12 (dodecano)Más sustituyentes (9 grupos de sustituyentes).

Numerar los átomos de carbono de la cadena principal desde el extremo donde los sustituyentes aparezcan en los números más bajos posibles.



Para el ejemplo, tenemos los siguientes sustituyentes:

4 sustituyentes metilo se nombra “metil” 3 sustituyentes etilo se nombra “etil”2 sustituyentes isopropilo se nombra “isopropil”

4) Nombrar al hidrocarburo ramificado considerando la posición del sustituyente en la cadena principal y ordenandos en orden alfabético anteponiendo el prefijo “di”, “tri”, “tetra”, “penta”, etc., si hay más de uno del mismo sustituyente. Finalice el nombre con la cadena principal. Para el ejemplo en desarrollo, los sustituyentes en orden alfabético: etil-isopropil-metil; pero, como hay más de uno debemos anteponer los prefijos correspondientes: trietil-diisopropil-tetrametil. Además, debemos indicar la posición en donde se encuentra cada sustituyente en la cada principal y finalizar con el nombre de esta última.

4,6,10-trietil-6,8-diisopropil-2,2,10,11-tetrametildodecano

Considere separar los números entre sí mediante comas y los números de las letras utilizando guiones.

Con todo, ahora podemos informar el nombre del alcano ramificado es:

4,6,10-trietil-6,8-diisopropil-2,2,10,11-tetrametildodecano

Alcanos de cadena cerrada o cíclicos, CnH2nLos cicloalcanos son alcanos que tienen los extremos de la cadena unidos, formando un ciclo. Tienen dos hidrógenos menos que el alcano del que derivan, por ello su fórmula molecular es CnH2n. Se nombran utilizando el prefijo ciclo seguido del nombre del alcano.

ciclopropano ciclobutano ciclopentano ciclohexano cicloheptano ciclooctano

Las reglas IUPAC para nombrar cicloalcanos sustituidos son muy similares a las estudiadas en los alcanos. En el ciclo principal los átomos de carbono se enumeran considerando la posición de los grupos sustituyentes, por ello: a) cuando el ciclo tenga un grupo sustituyente, el átomo de carbono 1 será aquel donde se encuentra el sustituyente; b) cuando el ciclo tenga dos sustituyentes, el átomo de carbono 1 será aquel donde se encuentra el sustituyente que por nombre esté antes en el alfabeto; y c) se debe enumerar en el sentido del ciclo que los sustituyentes aparezcan en los números más bajos posibles.

Ejemplos:

metilciclopentano 1,1-dietilciclopentano 1-etil-4-metilciclohexano 1,1-dimetil-4-terbutilciclooctano

InsaturadosSon aquellos que tienen dos o más pares de átomos de carbono unidos mediante enlaces de tipo doble, triple o ambos.

b.1) AlquenosEste tipo de hidrocarburos sigue la fórmula generalizada, CnH2n, si son de cadena abierta o acíclicos y la fórmula CnH2n-2, si son de cadena cerrada o ciclos; lo anterior sólo se cumple si el alqueno presenta sólo un enlace doble. Se nombran agregando al largo de la cadena el sufijo “eno”.

Alquenos de cadena abierta o acíclicos, CnH2nLos alquenos de cadena abierta, al igual que los alcanos, pueden presentarse en forma lineal o ramificados. En estos casos la prioridad al numerar la cadena la tiene el o los dobles enlaces, en general, se preocupar cuando haya más de un doble enlace que todos sean parte de la cadena principal, incluso si no fuera la más larga. A continuación, se presentan los ejemplos de alquenos lineales:



IUPAC

2 C2H4 CH2 = CH2 Eteno3 C3H6 CH2 = CH- CH3 Propeno

4 C4H8 CH2 = CH- CH2 - CH31-butenobut-1-eno

4 C4H8 CH3-CH = CH - CH32-Butenobut-2-eno

9 C9H18 CH2 = CH - CH2- CH2- CH2- CH2- CH2- CH2- CH31-Nonenonon-1-eno

9 C9H18 CH3- CH = CH - CH2- CH2- CH2- CH2- CH2- CH32-Nonenonon-2-eno

9 C9H18 CH3-CH2- CH = CH - CH2- CH2- CH2- CH2- CH33-Nonenonon-3-eno

9 C9H18 CH3-CH2- CH2- CH = CH - CH2- CH2- CH2- CH34-Nonenonon-4-eno

9 C9H18 CH3-CH2- CH2- CH2- CH = CH- CH2- CH2- CH34-Nonenonon-4-eno



Ejemplos de alquenos ramificados:

2-metil-2-buteno2-metilbut-2-eno

3-metil-1-buteno3-metilbut-1-eno

3,6-dimetil-2-hepteno3,6-dimentilhept-2-eno

3-ciclobutil-1-propeno3-ciclobutilprop-1-eno

2-etil-4-metil-1,5-octadieno2-etil-4-metiloct-1,5-dieno

Alquenos de cadena cerrada o cíclicos, CnH2n-2Los cicloalquenos son los compuestos orgánicos que presentan un ciclo y en dicho ciclo existe al menos un enlace doble. Para nombrar a los cicloalquenos se empieza a numerar el ciclo a partir de los carbonos del enlace doble, de tal forma que el doble enlace siempre se encuentre en la posición 1. En el caso de presentar varios enlaces dobles se numera de forma que los enlaces dobles presenten los menores numerales.

ciclopenteno 3-etil-ciclopenteno 3-etil-6-metil-ciclohepteno

1,1-dimetil-4-terbutil- ciclooct-1,4-dieno

b.2) AlquinosEste tipo de hidrocarburos sigue la fórmula generalizada, CnH2n-2 y sólo se conocen de cadena abierta; la fórmula sólo se cumple si el alquino presenta sólo un enlace triple. Se nombran agregando al largo de la cadena el sufijo “ino”.

Alquinos de cadena abierta o acíclicos, CnH2n-2Los alquinos de cadena abierta, al igual que los alcanos y alquenos, pueden presentarse en forma lineal o ramificados. En estos casos, la prioridad al numerar la cadena la tiene el o los triples enlaces, en general, se procura cuando haya más de un triple enlace que todos sean parte de la cadena principal, incluso si no fuera la más larga. A continuación, se presentan los ejemplos de alquinos lineales:



IUPAC

2 C2H2 CH ≡ CH Etino3 C3H4 CH ≡ C - CH3 Propino

4 C4H6 CH ≡ C - CH2 - CH31-butinobut-1-ino

4 C4H6 CH3- C ≡ C - CH32-Butinobut-2-ino

9 C9H16 CH3 - CH2 - CH2- CH2- CH2- CH2- CH2- C ≡ CH 1-Noninonon-1-ino

9 C9H16 CH3 - CH2 - CH2 - CH2- CH2- CH2- C ≡ C - CH32-Noninonon-2-ino

Ejemplos de alquinos ramificados:

3-metilbutino 4-etil-6-metiloctino

3,5-dimetil-1,6-nonadiino 3,5-dimetilnon-1,6-diino 3-ciclopropilpropino



HIDROCARBUROS AROMÁTICOSLos hidrocarburos aromáticos, son hidrocarburos cíclicos, llamados así debido al fuerte aroma que caracteriza a la mayoría de ellos, se consideran compuestos derivados del benceno, pues la estructura cíclica del benceno se encuentra presente en todos los compuestos aromáticos.

a) MonocíclicosLos aromáticos más sencillos son derivados del benceno, descubierto por Friedrich Kekulé en 1825. La estructura del benceno se representa de las siguientes maneras:

La deslocalización de los dobles enlaces, denominada resonancia, se representa:

Compuestos aromáticos monocíclicos monosustituidos:

Nomenclatura de compuestos aromáticos monocíclicos disustituidos:En bencenos disustituidos se emplean los prefijos orto (benceno 1,2-disustituido), meta (benceno 1,3-disustituido) y para (benceno 1,4-disustituido) para indicar la posición de los sustituyentes en el anillo.

Nomenclatura de compuestos orgánicos polisustituidos:Con este nombre se conocen los derivados aromáticos en los cual se han remplazado 3 o más hidrógenos por otros grupo o átomos.En estos casos es necesario numerar el anillo bajo las siguientes reglas: - El número 1 corresponde al radical con menor orden alfabético. - La numeración debe continuarse hacia donde este el radical más cercano para obtener la serie de números más pequeña posible. Si hay dos radicales a la misma distancia, se selecciona el de menor orden alfabético; si son iguales se toma el siguiente radical más cercano. - Todos los átomos de carbono deben numerarse, no solo los que tengan sustituyente.Al escribir el nombre se ponen los radicales en orden alfabético terminando con la palabra benceno.



b) Policíclicos o PolinuclearesUn hidrocarburo aromático policíclico es un compuesto orgánico que se compone de anillos aromáticos simples que se han unido, y no contiene heteroátomos ni lleva sustituyentes. Se encuentran en el petróleo, el carbón y en depósitos de alquitrán y también como productos de la utilización de combustibles (ya sean fósiles o biomasa).

Grupos FuncionalesLos compuestos orgánicos clasificados como hidrocarburos sustituidos son aquellos que además de tener átomos de carbono e hidrógeno, se incluyen átomos de oxígeno, nitrógenos y halógenos. Se clasifican de la siguiente manera:

Oxigenadosa.1) Ácidos CarboxílicosSe nombran anteponiendo la palabra ácido y reemplazando la terminación -ano del alcano con igual número de carbonos por -oico.

Cuando el ácido carboxílico tiene sustituyentes, se numera la cadena de mayor longitud dando el localizador más bajo al carbono del grupo -COOH. Los ácidos carboxílicos son prioritarios frente a otros grupos, los cuales se nombran como sustituyentes.

a.2) ÉsterLos ésteres proceden de condensar ácidos carboxílicos con alcoholes y se nombran como sales del ácido del que provienen. La nomenclatura IUPAC cambia la terminación -oico del ácido por la terminación -oato y se finaliza con el nombre del grupo alquilo unido al oxígeno.

Los ésteres son grupos prioritarios frente al resto de los grupos funcionales, exceptos de los ácidos carboxílicos.

a.3) AldehídosLos aldehídos se nombran reemplazando la terminación -ano del alcano correspondiente por la terminación -al. No es necesario especificar la posición del grupo aldehído, puesto que ocupa el extremo de la cadena (localizador 1). Cuando la cadena contiene dos funciones aldehído se emplea el sufijo -dial.



Algunos nombres comunes de aldehídos aceptados por la IUPAC son:

a.4) CetonasLas cetonas se nombran sustituyendo la terminación -ano del alcano con igual longitud de cadena por la terminación -ona. Se toma como cadena principal la de mayor longitud que contiene el grupo carbonilo y se numera para que éste tome el localizador más bajo.

a.5) AlcoholesSe selecciona como cadena principal la de mayor longitud que contenga el grupo -OH. Se numera la cadena principal para que el grupo -OH tome el localizador más bajo. El grupo hidroxilo tiene preferencia sobre cadenas carbonadas, halógenos, dobles y triples enlaces. El nombre del alcohol se construye cambiando la terminación -o del alcano con igual número de carbonos por la terminación -ol

Cuando en la molécula hay grupos grupos funcionales de mayor prioridad, el alcohol pasa a ser sólo un sustituyente y se llama hidroxi-. Son prioritarios frente a los alcoholes: ácidos carboxílicos, anhídridos, ésteres, haluros de alcanoilo, amidas, nitrilos, aldehídos y cetonas.

El grupo -OH es prioritario frente a los alquenos y alquinos. La numeración otorga el localizador más bajo al -OH y el nombre de la molécula termina en -ol.

a.6) ÉterLos éteres pueden nombrarse como alcoxi derivados de alcanos (nomenclatura IUPAC sustitutiva). Se toma como cadena principal la de mayor longitud y se nombra el alcóxido como un sustituyente.

La nomenclatura funcional (IUPAC) nombra los éteres como derivados de dos grupos alquilo, ordenados alfabéticamente, terminando el nombre en la palabra éter.

Los éteres cíclicos se forman sustituyendo un -CH2- por -O- en un ciclo. La numeración comienza en el oxígeno y se nombran con el prefio oxa- seguido del nombre del ciclo.



Nitrogenadosb.1) AmidasLas amidas se nombran como derivados de ácidos carboxílicos sustituyendo la terminación -oico del ácido por la terminación -amida.

Las amidas son grupos prioritarios frente a aminas, alcoholes, cetonas, aldehídos y nitrilos.

b.2) AminaLas aminas se pueden nombrar como derivados de alquilaminas o alcanoaminas.

Si un radical está repetido varias veces, se indica con los prefijos di-, tri-,... Si la amina lleva radicales diferentes, se nombran alfabéticamente.

Los sustituyentes unidos directamente al nitrógeno llevan el localizador N. Si en la molécula hay dos grupos amino sustituidos se emplea N,N’.

Cuando la amina no es el grupo funcional pasa a nombrarse como amino-. La mayor parte de los grupos funcionales tienen prioridad sobre la amina (ácidos y derivados, carbonilos, alcoholes).

b.3) NitrilosLa IUPAC nombra los nitrilos añadiendo el sufijo -nitrilo al nombre del alcano con igual número de carbonos.

Cuando actúan como sustituyentes se emplea la partícula ciano....., precediendo el nombre de la cadena principal.

HalogenadosPara nombrar estos compuestos se siguen las mismas reglas que en los hidrocarburos (alcanos, alquenos, alquinos...). Primero se elige la cadena principal, a continuación, se numera la cadena y finalmente se nombra el compuesto teniendo en cuenta el nombre de los nuevos radicales (fluoro, cloro, bromo y yodo).

IsomeríaEn 1825, tres años antes de que Friedrich Wöhler sintetizara la urea a partir de sustancias inorgánicas, el químico alemán Justus von Leibig junto a su profesor Gay-Lussac en Paris trabajaban con el fulminato de plata [AgCNO]. A mismo tiempo Friedrich Wöhler en Estocolmo, analizaba el cianato de plata [AgOCN].

Así, mientras Liebig descubría que el fulminato de plata originaba un 77,53% de óxido de plata y un 22,47% de ácido ciánico. Wöhler encontraba la misma relación para el cianato de plata

Sin embargo, el fulminato de plata era explosivo y el cianato de plata no lo era. La identidad de los ácido ciánico y fulmínico en cuanto a su composición química se demostró posteriormente, y llevó a Berzelius a enunciar la doctrina de la isomería, de enorme trascendencia en la química orgánica porque indujo a pensar que las sustancias no sólo se definen por el número y clase de átomos que las componen, sino también por su organización.



Estos trabajos fueron el origen de la amistad inquebrantable entre ambos estudiantes. Ambos demostraron que la riqueza de la química orgánica estaba basada en las infinitas posibilidades que poseen los elementos simples CARBONO, HIDRÓGENO, OXÍGENO y NITRÓGENO.

Isómero : Sustancias que tienen igual fórmula molecular, pero distinta estructura química y que, por lo tanto, tendrán distintas propiedades.

Isoméros estructurales o constitucionalesSon compuestos que tienen la misma fórmula molecular, pero diferentes fórmulas estructurales.

De cadenaPresentan isomería de cadena u ordenación aquellos compuestos que tienen distribuidos los átomos de C de la molécula de forma diferente.

De posiciónLa presentan aquellos compuestos que teniendo los mismos grupos funcionales están en posiciones diferentes.

De funciónLa presentan aquellos compuestos que tienen distinto grupo funcional.

EstereoisomeríaSon compuestos que tienen la misma fórmula molecular y también la misma secuencia de átomos enlazados, con los mismos enlaces entre sus átomos, pero difieren en la orientación tridimensional de sus átomos en el espacio.

GeométricaSon compuestos que difieren en la disposición espacial de sus grupos. Se llaman cis los isómeros geométricos que tienen los grupos al mismo lado y trans los que lo tienen a lados opuestos.

ÓpticaSon compuestos cuyas imágenes especulares no son superponibles. Se caracterizan por poseer un átomo unido a cuatro grupos distintos llamado asimétrico o quiral.

Una mezcla racémica contiene cantidades iguales de los dos enantiómeros. Por ejemplo, el ibuprofeno.



Nota importante: nuestro cuerpo es capaz de transformar enzimáticamente hasta un 60% del enantiómero R en el enantiómero S activo. Así una dosis de 600 mg de Ibuprofeno, como mezcla de sus dos enantiómeros o mezcla racémica, 300 mg del enantiómero S, 300 mg del enantiómero R. Sin embargo, nuestro cuerpo se encarga de convertir el 60% del enantiómero R en el activo S, asó la carga efectiva es de 480 mg.

QuimiEjercita: ¿Cómo resolver?Ejemplo 1: Indique el nombre IUPAC de los siguientes compuestos orgánicos:

a) b)

QuimiEntrénate: Ejercicios propuestosÁtomo de Carbono1. Completa la siguiente tabla:

Etano Eteno Etino

Representación

Geometría átomo C

Hibridación átomo C

Cantidad enlace σ

Cantidad enlace π

2. Indique el nombre IUPAC de los siguientes compuestos:



3. Dibuje los siguientes compuestos orgánicos:N-2,3-trimetilbutanamidaN-4-dimetil-3-hexanamina4-etil-2,5-dimetilanilinaÁcido-4-cloro-2,3-dimetylpentanoico3,6-dietil-2,5,7-trimetil-4-octanonaButanoato de metilo

4. Dibuje 2 isómeros constitucionales de cadena que puede presentar el 2-metil hexano mostrado a continuación:

5. Dibuje los compuestos con las isomerías geométricas (cis y trans), del siguiente alqueno:

3-hexeno, CH3CH2CH=CHCH2CH3

6. Dibuje los isómeros R y S para el siguiente compuesto:

SolucionarioÁtomo de CarbonoCompleta la siguiente tabla:

Etano Eteno Etino

Representación

Geometría átomo C Tetraédrica Trigonal plana LinealHibridación átomo C sp3 sp2 spCantidad enlace σ 7 5 3Cantidad enlace π 0 1 2

Indique el nombre IUPAC de los siguientes compuestos:

4-tert-butil-2-isopropilfenol 4-isopropil-3-meti hex-5-en-2-ol 2,3,4,6,7-pentametil octanal

bencil propil eter N-etil-N-metil propanamina Ácido 2,3-dimetil pentanoico



Dibuje los siguientes compuestos orgánicos:

a) b) c)

d) e) f)

Dibuje 2 isómeros constitucionales de cadena que puede presentar el 2-metil hexano mostrado a continuación:

2,3-dimetilpentano

HeptanoOtra opción:

2,2,3-trimetilbutano

Dibuje los compuestos con las isomerías geométricas (cis y trans), del siguiente alqueno:3-hexeno, CH3CH2CH=CHCH2CH3

Dibuje los isómeros R y S para el siguiente compuesto:

(R) (S)

86MANUAL DE QUÍMICA

UNIDAD DE ACOMPAÑAMIENTO Y ACCESO A LA UNIVERSIDAD

Bibliografía

- Ávila Garrido, M., Calderón Valdés, P., & Maureira Quintanilla, C. (2007). Química. Santiago: Santillana.- Brown, T., LeMay, E., Bursten, B., & Burdge, J. (2004). Química la ciencia central. Naucalpan de Juárez: Pearson Educación.- Chang, R. (2010). Química. Ciudad de México: McGraw Hill.- Martínez-Reina, M., & Amado-González, C. (2016). Filatelia y Didáctica de la Química: un ejemplo con los Gases Ideales. Revista Cubana de Química, 843-870. Obtenido de http://scielo.sld.cu/pdf/ind/v28n3/ind09316.pdf- Petrucci, R., Harwood, W., & Herring, F. (2006). Química General. Madrid: Pearson Prentice Hall.

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