notas de química 2013
TRANSCRIPT
NOTAS DE QUÍMICA
UNI VERSI DAD DE SO NO R A
DIVISIÓN DE CIENCIAS BIOLÓGICAS Y AGROPECUARIAS
DEPARTAMENTO DE CIENCIAS QUÍMICO BIOLÓGICAS Y
AGROPECUARIAS
Taller Extracurricular: “Inducción a la vida universitaria e
introducción a la ciencia básica”. 5 al 9 de agosto de 2013
M.C. GRELDA ACELA YAÑEZ FARIAS
DR. JOSE GPE. SOÑANEZ ORGANIS
DR. JESÚS ALFREDO ROSAS RODRÍGUEZ.
DR. ADOLFO VIRGEN ORTIZ
Página 2
NOTAS DE QUÍMICA
BIENVENIDA
La Universidad de Sonora les da la bienvenida a todos los jóvenes que inician sus
estudios en este Departamento de Ciencias Químico Biológicas y Agropecuarias, en el
cual se encuentran las Carreras de Químico Biólogo Clínico y la Carrera de Químico
Biólogo en Alimentos.
Es para ustedes un logro haber sido seleccionados para ingresar a esta universidad. Este
es un gran privilegio que deben valorar, ya que no todos tienen la oportunidad de
ingresar y pertenecer a estas carreras. A su vez, implica una gran responsabilidad debido
a que adquieren un compromiso con la institución, su familia y ustedes mismos.
El país demanda gente preparada que pueda enfrentar los retos actuales, motivo por el
cual se les exhorta a que aprovechen esta oportunidad, den su máximo esfuerzo y
dedicación para formarse como profesionistas exitosos del mañana.
La Universidad de Sonora los recibe con los brazos abiertos.
No olviden hacer honor al lema universitario:
“El saber de mis hijos hará mi grandeza”
BIENVENIDOS !!!
Página 3
NOTAS DE QUÍMICA
JUSTIFICACIÓN
Uno de los objetivos principales dentro del plan de desarrollo institucional, es llevar a
cabo estrategias que permitan que el estudiante se adapte, no solo ambientalmente a la
institución sino que también se adapte académicamente. Es por esto, que se ofrecen los
cursos propedéuticos con la finalidad de proporcionar a los estudiantes, las herramientas
básicas para un mejor desempeño académico en el área de Química. El presente curso
está diseñado para apoyar y reforzar los conocimientos previamente adquiridos y que
serán de utilidad en los cursos del programa del de las carreras de Químico Biólogo
Clínico y Químico Biólogo en Alimentos.
Página 4
NOTAS DE QUÍMICA
PREFACIO
Uno de los aspectos más importantes para aspirar a una carrera de las ciencias exactas, es
la aptitud que se tenga para ello, ya que debe de tener: capacidad de análisis y un
razonamiento lógico abstracto, con la finalidad de evitar tropiezos durante el estudio de la
misma.
Los cursos propedéuticos son una puerta abierta al estudio de estas carreras que se
imparten no sólo en el Departamento sino en todas las carreras de la División. Estos
cursos pretenden reafirmar lo ya estudiado en los centros de bachillerato dentro de las
áreas de Matemáticas y Química.
Este resumen se elaboró retomando los aspectos generales del contenido en el curso de
química, pensando en elaborar y diseñar el material didáctico como apoyo para el óptimo
desarrollo del mismo, a la vez que servirá de guía tanto para el maestro que lo imparte, así
como para el estudiante. Se pretende que para los próximos cursos propedéuticos, se
cuente con este material editado y se refuerza con ejemplos y ejercicios para que el
alumno los realice tanto en las aulas como fuera de ellas.
Se espera que con este material, el estudiante logre su máximo aprovechamiento e inicie
con más seguridad las materias del programa y dé su máximo rendimiento finalizando sus
estudios con éxito.
Página 5
NOTAS DE QUÍMICA
CONTENIDO
ESTRUCTURA ATOMICA Y TABLA PERIODICA .................................................... 7
Estructura Atómica ....................................................................................................... 7
Número Atómico o Carga Nuclear (Z) ..................................................................... 7
Número de Masa o Masa Atómica (A) ..................................................................... 8
Estructura Atómica en base a los Números Cuánticos ................................................. 8
Número Cuántico Principal (n). ............................................................................... 8
Número Cuántico Secundario o Azimutal (l) ........................................................... 8
Número Cuántico Magnético (m) ............................................................................. 9
Número Cuántico de Giro (s) ................................................................................. 10
Configuración Electrónica .......................................................................................... 11
Kernel y Electrones de Valencia ............................................................................ 12
Descripción de la Tabla Periódica ............................................................................. 12
Bloque “s” .............................................................................................................. 12
Bloque “p” .............................................................................................................. 12
Bloque “d” .............................................................................................................. 13
Bloque “f” ............................................................................................................... 13
Ejercicios: ................................................................................................................... 13
ENLACE QUÍMICO ...................................................................................................... 15
Fuerzas Intramoleculares ............................................................................................ 16
Enlace iónico .......................................................................................................... 16
Enlace covalente ..................................................................................................... 17
Polaridad de Enlace .................................................................................................... 18
Fuerzas Intermoleculares ............................................................................................ 20
Interacción dipolo-dipolo ....................................................................................... 20
Fuerzas de dispersión de London ........................................................................... 20
Enlace o puente de hidrógeno ................................................................................. 21
Interacción ión-dipolo............................................................................................. 21
Ejercicios .................................................................................................................... 21
NOMENCLATURA QUÍMICA .................................................................................... 24
Compuestos Inorgánicos ............................................................................................ 24
Función óxido (metálico o básico) ......................................................................... 25
Función anhídrido u óxido ácido (no metálico) ..................................................... 26
Función hidruro metálico ....................................................................................... 26
Función hidróxido .................................................................................................. 27
Función ácido ......................................................................................................... 27
Página 6
NOTAS DE QUÍMICA
Función Sal ............................................................................................................. 28
Nomenclatura de los compuestos orgánicos ............................................................... 29
Nomenclatura de hidrocarburos saturados - Los alcanos ........................................... 29
Nomenclatura de hidrocarburos insaturados - Los alquenos y alquinos .................... 30
Nomenclatura de los compuestos aromáticos ............................................................. 30
Nomenclatura de compuestos con grupos funcionales ............................................... 30
Ejercicios. ................................................................................................................... 32
ESTEQUIOMETRIA ..................................................................................................... 34
Conceptos Básicos. ..................................................................................................... 34
Pasos para realizar un cálculo estequiométrico: ......................................................... 35
Pasos para calcular reactivo limitante: ....................................................................... 35
Cálculo de moles ........................................................................................................ 35
Ejercicios .................................................................................................................... 36
CONCENTRACIONES QUÍMICAS ............................................................................ 36
Molaridad y molalidad ............................................................................................... 37
Composición en tanto porciento ................................................................................. 37
Partes por millón y partes por billón .......................................................................... 37
PREPARACIÓN DE DISOLUCIONES ........................................................................ 38
Ejercicios de soluciones: ............................................................................................... 38
REFERENCIAS: ............................................................................................................ 40
Página 7
NOTAS DE QUÍMICA
ESTRUCTURA ATOMICA Y TABLA PERIODICA
Estructura Atómica
La química estudia las propiedades y comportamiento de la materia. La materia es el
material físico del universo, tiene masa, ocupa un lugar en el espacio y su unidad básica
es el átomo.
Los átomos están constituidos por tres principales partículas subatómicas: protones,
neutrones y electrones (Figura 1). La cantidad de protones es igual a la cantidad de
electrones, lo cual determina la neutralidad del átomo. La concepción moderna del
átomo, es que es un sistema energético en equilibrio.
El átomo está constituido por dos zonas importantes: el núcleo y la nube electrónica. En
el núcleo se encuentra concentrada casi la totalidad de la masa del átomo y lo
conforman las partículas más estables: protones y neutrones, también llamados
nucleones. Los protones son partículas de carga eléctrica positiva y los neutrones no
tienen carga (su masa es igual al protón).
Los electrones giran alrededor del núcleo formando una nube electrónica que lo
envuelve. Contrario al protón, los electrones tienen carga eléctrica negativa. Cuando se
le da valor en UMA (masa) se le atribuye el valor CERO. No significa que lo sea pero
su valor es despreciable frente al del protón.
Figura 1. Partes que integran un átomo.
Número Atómico o Carga Nuclear (Z)
Nos indica el número de protones contenidos en el núcleo del átomo y determina a qué
elemento pertenece un átomo; es decir, es único para cada elemento, ya que conociendo
el Z se identifica el elemento. Como en un átomo neutro la cantidad de protones es igual
a la de electrones, el Z de un átomo también describe el número de electrones (Z = p+).
Página 8
NOTAS DE QUÍMICA
Para un átomo eléctricamente neutro se cumple que Z = p+ = e
-
Ejemplo: Z = 6, p+= 6, e
- = 6
Número de Masa o Masa Atómica (A)
Nos indica la suma total de protones y neutrones contenidos en el núcleo atómico (A =
p + n). Como Z = p+, obtenemos:
A = Z + n
Despejando los neutrones (n) obtenemos: n = A - Z donde A > Z
Estructura Atómica en base a los Números Cuánticos
El modelo actual de los átomos fue realizado por Erwin Schrödinger, usando un
tratamiento matemático que se basó en las propiedades ondulatorias y en la
cuantificación de la energía, tanto cinética como potencial del electrón dentro del
átomo. Uno de los resultados de estos tratamientos matemáticos es la división en
diversos niveles de energía del átomo, que se pueden identificar mediante los números
cuánticos.
Número Cuántico Principal (n).
Determina el tamaño del orbital que puede tomar cualquier valor natural distinto de
cero: n = 1, 2, 3, 4. Varios orbitales pueden tener el mismo número cuántico principal ,
por lo que se agrupan para formar una capa electrónica. Cuanto mayor sea el número
cuántico principal, mayor será el tamaño del orbital y, a la vez, más lejos del núcleo
estará situado.
Número Cuántico Secundario o Azimutal (l)
Indica la forma del orbital, circular si vale 0 o elíptica si tiene otro valor. El valor del
número cuántico azimutal depende del valor del número cuántico principal. Desde 0 a
una unidad menos que n. Si el número cuántico principal vale 1 (n = 1) el número
cuántico azimutal sólo puede valer 0, ya que sus posibles valores van desde 0 hasta una
unidad menos que n. Si por el contrario el número cuántico principal vale 6 (n = 6), el
número cuántico azimutal puede tomar seis valores distintos, desde cero hasta cinco: l
= 0, 1, 2, 3, 4 o 5 a cada valor del número cuántico azimutal le corresponde una forma
de orbital, que se identifica con una letra minúscula:
l Letra
0 s
1 p
2 d
3 f
4 g
Página 9
NOTAS DE QUÍMICA
Cuanto mayor sea el número cuántico azimutal, más elíptico y achatado será el orbital.
Cuando vale cero, el orbital es circular. Cuando vale uno, es algo elíptica. Si dos, es más
achatado; si tres, más todavía... etc (Figura 2).
Figura 2. Forma y niveles presentes dentro de un átomo. Los valores desde 0 hasta n-1.
Número Cuántico Magnético (m)
Determina la orientación del orbital. Los valores que puede tomar depende del valor del
número cuántico azimutal, m puede variar desde - l hasta + l (Figura 3). Si el número
cuántico azimutal vale 0 (l = 0) m sólo puede tomar el valor 0, por lo que sólo hay un
orbital s. Si l = 1, m puede tomar los valores -1, 0 y 1 debido a que sus posibles valores
van desde – l hasta l. Por lo tanto, existen tres orbitales p, ya que si l = 1 el orbital se
llama p. En general, para un valor l, habrá 2·l + 1 orbitales:
l (tipo) Orbitales
0 (s) 1
1 (p) 3
2 (d) 5
3 (f) 7
4 (h) 9
Puesto que el valor de m depende del valor que tenga el número cuántico azimutal, l, y
éste toma valores dependiendo del número cuántico principal, n, y por tanto, de la capa
electrónica, el número de orbitales variará de una capa a otra. En la primera capa
electrónica n = 1, por lo tanto l = 0 y, forzosamente, m = 0.Sólo hay un único orbital, de
tipo s. En la tercera capa electrónica n = 3, de forma que l puede tomar 3 valores: 0,
1, 2. Habrá orbitales s, p, d. El orbital s indica que l = 0, por lo que m = 0, sólo hay un
orbital s. El orbital p significa que l = 1, de forma que m = -1, 0 y 1. Hay3 orbitales p.
Página 10
NOTAS DE QUÍMICA
Finalmente, si el orbital es d indica que forzosamente l = 2, y, por lo tanto, m = -2, -1,
0, 1 y 2. Hay 5 orbitales d.
En la tercera capa, por tanto, hay 9 orbitales: 1 s, 3 p y 5 d. El número de orbitales de
cada tipo viene determinado por los valores que puede tomar el número cuántico
magnético, m, y será: 2·l+1. Si l = 0 hay un único orbital, si l = 4 habrá 9. Define la
orientación en el espacio de los subniveles permitidos por el número cuántico
secundario. Los valores que adquiere el número magnético son: de + l Hasta - l pasando
por cero.
Figura 3. Orbitales electrónicos de un átomo.
Número Cuántico de Giro (s)
Si consideramos el electrón como una pequeña esfera, lo que no es estrictamente cierto,
puede girar en torno a sí misma, como la Tierra gira ocasionando la noche y el día. Son
posibles dos sentidos de giro, hacia la izquierda o hacia la derecha. Este giro del
electrón sobre sí mismo está indicado por el número cuántico de espín, que se indica
con la letra s. Como puede tener dos sentidos de giro, el número de espín puede tener
dos valores: ½ y - ½ (Figura 4).
Página 11
NOTAS DE QUÍMICA
Figura 4. Giro del electrón, con números de espín de ½ y - ½.
La corteza electrónica se organiza en capas, representada por el número cuántico
principal, n, que indica su lejanía al núcleo. Dentro de las capas hay distintos orbitales,
representados por el número cuántico azimutal, l, y que indica la forma del orbital. El
número de orbitales de cada tipo está dado por el número cuántico magnético, m, que
nos señala la orientación del orbital. Finalmente, el número cuántico de espín, s, t indica
el giro del electrón sobre sí mismo.
Configuración Electrónica
Debido a que los niveles dentro del átomo difieren en energía, los electrones en los
átomos poli electrónicos se distribuyen de acuerdo a la energía de cada orbital, de tal
manera que los electrones ocupan primero orbitales de menor energía. El orden de
llenado de orbitales se muestra en la figura 5:
1s22s
22p
63s
23p
64s
23d
104p
65s
24d
105p
66s
24f
145d
106p
67s
25f
146d
107p
6
Figura 5. Orden en que se llenan los orbitales atómicos
Página 12
NOTAS DE QUÍMICA
Kernel y Electrones de Valencia
Se llaman electrones de valencia a los electrones que se encuentran en el último nivel
energético, y son los que participan directamente en el enlace químico. En el diagrama
atómico, a los niveles de energía que no intervienen en el enlace químico incluyendo al
núcleo se le conoce como Kernel .
Ejemplo: Determine la configuración electrónica del Na
Na con número atómico 11 = 1s2 2s
2 2p
63s
1
¿Qué información podemos obtener basándose en esa configuración?
El Na tiene tres niveles energéticos y posee un electrón de valencia en el orbital “s “
Descripción de la Tabla Periódica
La tabla periódica actual se basa en la Tabla de Mendeleev y Moseley donde los
elementos se enlistan de acuerdo a su número atomico, y la que su estructura general
tiene las siguientes características: 1) los elementos están ordenados en 7 lineas
horizontales llamadas períodos, los cuales indican cada capa o nivel de energía; 2) las
columnas verticales forman 18 líneas llamadas, de los cuales los 2 primeros y los 6
últimos constituyen los subgrupos “A” o elementos representativos, y los restantes
corresponden a los subgrupos “B” o elementos de transición; y 3) cuatro bloques que
indican el orbital que ocupan los electrones, los bloques s y p que forman los elementos
del grupo principal, los del bloque d también llamados elementos de transición y los del
bloque f que se dividen en lantánidosactínidos
Bloque “s”
Lo constituyen los grupos 1A 2A de la tabla periódica, llamados metales alcalinos y
alcalinotérreos respectivamente y se caracterizan por poseer sus electrones de valencia
en sus orbitales s.
Bloque “p”
Lo constituyen los grupos del boro (3A), carbono (4A), nitrógeno (5A), oxígeno (6A),
flúor (7A), y gases nobles (8A), todos ellos tienen su electrón diferencial en orbitales p.
Se denomina electrón diferencial de un átomo, a aquel que entra en el último lugar al
constituir su configuración electrónica, es decir al electrón que diferencia un átomo del
anterior en la tabla periódica.
Página 13
NOTAS DE QUÍMICA
Bloque “d”
Lo forman los elementos de los grupos 3B al 2B, situados en el centro de la tabla
periódica. Todos ellos tienen un electrón diferencial en orbitales d, aunque ya posee
electrones en un orbital de número cuántico más alto, por lo tanto tienen dos niveles
energéticos incompletos.
Ejemplo: Sc: (Ar) 3d1 4s
2
Fe: (Ar) 3d6
4s2
Bloque “f”
Lo constituyen los elementos llamados lantánidos y actínidos, a menudo también se les
llama tierras raras. Estos elementos tienen su electrón diferencial en orbitales f, aunque
ya poseen electrones en orbitales con número cuántico más alto.
Ejemplo: Lantánidos 4f 5d 6s
Actínidos 5f 6d 7s
Ejercicios:
I. Coloca por orden de menor a mayor número atómico los grupos que se indican:
1. Grupo de los halógenos:
---------> Símbolos: (1)_______ , (2)_______ , (3)_______ , (4)_______ , (5)_______
---------> Nombres: (6)_______ , (7)_______ , (8)_______ , (9)_______ , (10)_______
2. Grupo de los alcalinos:
---------> Símbolos: (11)_______ , (12)_______ , (13)_______ , (14)_______ ,
(15)_______ , (16)_______
---------> Nombres: (17)_______ , (18)_______ , (19)_______ , (20)_______ ,
(21)_______ , (22)_______
Astato At, Br Bromo, Cs Cesio, Cl Cloro, F Flúor, Fr Francio, I Iodo, Li Litio, K
Potasio, Rubidio Rb, Sodio Na.
II. Considera el elemento cuya configuración electrónica es: 1s22s
2p
63s
2p
64s
2
Se trata de un gas noble
Está en el cuarto grupo
Se encuentra en el cuarto periodo
Se trata de un metal de transición
Página 14
NOTAS DE QUÍMICA
III. Dadas las siguientes configuraciones electrónicas:
A: 1s2 2s
2 2p
6 3s
2 3p
4
B: 1s2 2s
2
C: 1s2 2s
2 2p
6
Indíque, razonadamente:
a) El grupo y período en los que se hallan A, B y C
b) El número de protones, neutrones y electrones de cada átomo si sus números
másicos son 32, 9 y 20, respectivamente.
IV. a) Escriba la estructura electrónica de los átomos de los elementos cuyos
números atómicos son 11, 13 y 16.
b) ¿En qué grupo y período del sistema periódico está situado cada elemento?
Página 15
NOTAS DE QUÍMICA
ENLACE QUÍMICO
Todo a nuestro alrededor se compone de una mezcla compleja de elementos químicos
que están unidos con distintos tipos de átomos. La forma en que los átomos se unen
impacta en sus propiedades físicas y químicas. Los tipos generales de enlace químico
son el enlace iónico y covalente.
La unión de las moléculas da lugar a la formación de compuestos a través de un
enlace químico, sin embargo, la interacción que ocurre entre dichas moléculas
obedece a leyes según las propiedades de cada una de ellas. A través de la explicación
de distribución de los átomos por Gilbert Lewis (Figura 6), es posible conocer la
configuración electrónica más estable al combinarse los átomos. Las estructuras de
puntos de Lewis son una taquigrafía para representar los electrones de valencia de un
átomo y están escritas como el elemento del símbolo con puntos que representan los
electrones de valencia.
Figura 6. Símbolos de puntos de Lewis para los elementos representativos y los gases nobles
Las estructuras de Lewis también pueden ser usadas para mostrar el enlace entre
átomos. Los electrones que se enlazan se colocan entre los átomos y pueden ser
representados por un par de puntos, o un guion (cada guion representa un par de
electrones, o un enlace). Las estructuras de Lewis para el H2 y el O2 se muestran a
continuación.
H2 H:H
o
H - H
O2
O = O
Página 16
NOTAS DE QUÍMICA
Fuerzas Intramoleculares
Enlace iónico
Son más fuertes que los enlaces covalentes ycontienen una elevada energía de enlace, la
cual es necesaria para para romper el enlace. Los compuestos iónicos son formados
cuando un átomo pierde un electrón (catión, usualmente un metal) y reacciona con un
átomo que gana un electrón (anión, usualmente un no metal). La composición de una
gran variedad de compuestos iónicos resulta de la combinación de un metal del grupo
1A o 2A en la tabla periódica y un no metal generalmente un halógeno u oxígeno. La
fuerza electrostática que une a los iones en un compuesto iónico se denomina enlace
iónico. El número de electrones de valencia de cada átomo es igual al número de grupo
del elemento, con excepción del helio. Por ejemplo el Li es un elemento del grupo 1A y
tiene un electrón de valencia; el Be es un elemento del grupo 2A y tiene dos electrones
de valencia, y así sucesivamente. Es de gran importancia conocer el manejo adecuado
de la tabla periódica y las configuraciones electrónicas, para estimar el tipo de enlace
que puede ser formado.
Cuando se transfieren electrones de un elemento metálico a uno no metálico, existe una
atracción electrostática entre el catión y el anión, lo cual produce un compuesto de tipo
iónico y cuya estructura generalmente es cristalina. Por ejemplo el caso del sodio y del
cloro, que por sus distribuciones electrónicas buscan una mayor estabilidad formando
una sal donde cada ión de cloro está rodeado por seis cationes de sodio y cada sodio
rodeado por seis aniones de cloro.
Mediante una transferencia de un electrón al cloro de cada sodio adquiere la
distribución del neón: Na = [Ne]3s1 Na
+ = [Ne] + e
-
Mediante la transferencia de un electrón del sodio, el cloro adquiere la distribución del
argón: Cl = [Ne]3s23p
5 + e
- Cl
- = [Ar]
La energía de interacción (energía de enlace) puede ser calculada utilizando la ley de
Coulomb. La cual establece que la energía potencial entre dos iones es directamente
proporcional al producto de sus cargas e inversamente proporcional a la distancia que
las separa.
Ejemplo: Encuentre la energía de interacción entre los iones Na+ y Cl
- cuando la
distancia entre ellos es de 2.76 Å (0.276 nm).
Para realizar esta operación aplicamos la ecuación de Coulomb de la siguiente forma:
Página 17
NOTAS DE QUÍMICA
E = (2.31 x10-19
J nm)[(Q1 Q2)/r)]
E = (2.31 x10-19
J nm) [(+1 )(-1)/0.276 nm]
E = - 8.37 x 10-19
J
El signo negativo significa que tenemos una fuerza de atracción
Esta es la energía de enlace del NaCl
Los compuestos iónicos comparten muchas características en común:
Se forman entre metales y no metales.
Al nombrar compuestos iónicos simples, el metal siempre viene primero, el no
metal segundo (por ejemplo, el cloruro de sodio).
Se disuelven fácilmente en el agua y otros solventes polares,
conducen fácilmente la electricidad en una solución.
forman sólidos cristalinos a temperaturas muy altas.
Enlace covalente
Resulta de la transferencia de electrones entre átomos del grupo de los no metales. El
principio del enlace químico está basado en que los átomos que están interaccionando
compartan electrones, sin embargo, estrictamente en un enlace covalente dos electrones
son compartidos por dos átomos. Cada electrón del par compartido es atraído por el
núcleo de ambos átomos.
Un ejemplo de un enlace covalente es el que ocurre entre dos átomos de hidrógeno. Los
átomos de hidrógeno (H) tienen un electrón de valencia en su único nivel de energía.
Puesto que la capacidad de este nivel (1s) es de dos electrones, cada átomo de hidrógeno
tiende a atraer un segundo electrón. Por lo tanto, el átomo de hidrógeno reaccionará con
átomos de H vecinos para formar el compuesto H2, formando así un enlace covalente.
De esta manera, ambos átomos comparten los electrones para alcanzar un estado más
estable completando sus dos electrones en su único nivel energético.
Ya que los electrones están compartidos, no se forman cargas iónicas. Por consiguiente,
no hay fuerzas intramoleculares fuertes en los compuestos covalentes tal como las hay
en los compuestos iónicos. En caso de los átomos que contienen más de un electrón
para compartir (polielectrónicos), solo participan en la formación del enlace covalente
los electrones de valencia. Al resto de los electrones que no participan en el enlace se
les conoce como “pares libres o no enlazantes”. Debido a que el enlace covalente es
menos fuerte que el iónico, los compuestos que forman casi siempre son gases, líquidos
En donde:
Q1 = Carga del ión 1
Q2 = Carga del ión 2
R = distancia entre centros de los iones.
Página 18
NOTAS DE QUÍMICA
o sólidos de bajo punto de fusión. Por otro lado, las fuerzas electrostáticas que unen a
los iones son muy fuertes, de tal forma que los compuestos iónicos a temperatura
ambiente son sólidos con puntos de fusión elevados.
Tipos de enlace covalente:
Existen diferentes tipos de enlaces covalente:
1) Sencillo. Se forma cuando se comparte un solo par de electrones entre los átomos que
forman el enlace; en otras palabras, también denominado enlace simple (alcanos).
2) Múltiple. Algunos elementos tienen la particularidad de poder establecer uniones en
las que se comparten varios electrones, pudiendo ser dobles o triples:
Doble. Un átomo comparte con otro, 4 electrones 2 de cada átomo (alquenos).
Triple. Cuando un átomo comparte con otro, 6 electrones 3 de cada átomo (alquinos).
3) Coordinado o Dativo. El par de electrones compartidos pertenece solo a uno de los
átomos. El átomo que aporta el par de electrones se llama donador y el que los recibe
receptor o aceptor.
En el ejemplo anterior el nitrógeno es el átomo donador y el hidrógeno es el átomo
receptor.
Polaridad de Enlace
En los enlaces también debemos considerar la distancia de enlace, que hace referencia a
la distancia entre 2 átomos (o iones), en donde la energía es mínima. Entre menor sea la
distancia, mayor será la fuerza de enlace y por lo tanto se requiere mayor energía para
romperlo. Cuando los átomos están demasiado juntos, la repulsión entre núcleos es
severa y supera las atracciones entre núcleo y electrón. El estado más estable es aquel
que logra la energía mínima del sistema y en donde las fuerzas de atracción entre núcleo
y electrón superan las fuerzas de repulsión de núcleo – núcleo.
Página 19
NOTAS DE QUÍMICA
En base a lo anterior, podemos diferenciar entre un enlace iónico y un enlace covalente
si tomamos en cuenta la diferencia en electronegatividad de los 2 átomos que están
interaccionando. Recordando, la electronegatividad es la habilidad de un átomo para
atraer electrones hacia el mismo. Los valores de electronegatividad de los elementos de
la tabla periódica están en el rango de 0.7 a 4.0, siendo 4.0 el más electronegativo.
Para identificar si un enlace es iónico o covalente debemos restar la electronegatividad
de los 2 átomos que están participando en el enlace. Los resultados se comparan en base
al valor de la diferencia en electronegatividad de los átomos que interaccionan.
Ejemplos:
Se ordenaran los siguientes compuestos de acuerdo a su polaridad: H – H, O – H, Cl –
H, S – H, F – H, Na – Cl. Utilice la tabla periódica para calcular la electronegatividad de
cada uno de ellos. Electronegatividad
H – H O – H H – Cl S – H H – F Na – Cl
2.1 2.1 3.5 2.1 2.1 3.0 2.5 2.1 2.1 4.0 0.9 3.0
0 1.4 0.9 0.4 1.9 2.1
Covalente no
polar
Covalente
polar
Covalente
polar
Ligeramente
polar. Enlace
covalente
Covalente
polar Enlace iónico
Orden de polaridad
H – H < S – H <H – Cl < O – H <H – F < Na – Cl
Cuando los enlaces son polares (sea iónicos o covalentes), tienen un momento dipolar.
El momento dipolar nos habla de la dirección de la polaridad, indicada por el símbolo
Ejemplos: Para cada molécula o compuesto iónico, indique cuales son completamente
polares (cuáles tienen momento dipolar). Además, indique la dirección de las
polaridades individuales de los enlaces.
Enlace iónico (Metal + No Metal)
Enlace covalente polar (No Metal + No Metal)
Enlace covalente no polar (No Metal + No Metal)
0
0.3
1.7
3.3
Tipo de enlace
Se incrementa
la polaridad
Diferencia en
electronegatividad
0 % carácter iónico
5 %
50 %
100 % Carácter iónico
Página 20
NOTAS DE QUÍMICA
Fuerzas Intermoleculares
Los átomos al unirse mediante enlaces covalentes pueden formar moléculas. Así, por
ejemplo, sabemos que cuando el hidrógeno reacciona con el oxígeno se obtiene agua y
que cada molécula de agua está formada por dos átomos de hidrógeno y uno de oxígeno
unidos mediante enlaces covalentes. Como ya se ha señalado, las fuerzas de atracción
entre moléculas se conocen con el nombre de fuerzas intermoleculares o fuerzas de van
der Waals. Existen tres tipos: interacción dipolo-dipolo, fuerzas de dispersión de
London y enlace de hidrógeno. Las dos primeras formas de atracción se les denomina
fuerzas de van der Waals. Otro tipo de fuerza de atracción es la del ión-dipolo.
Interacción dipolo-dipolo
Esta interacción ocurre entre moléculas polares cuando la carga parcial positiva (menor
densidad de electrones) de una molécula está cerca de la carga parcial negativa (mayor
densidad de electrones) de la otra. Por ejemplo, los gases fluoruro de hidrógeno (HF),
cloruro de hidrógeno (HCl), bromuro de hidrógeno (HBr) e ioduro de hidrógeno (HI).
Fuerzas de dispersión de London
Esta interacción ocurre entre átomos y moléculas no polares, debido a que estas no
tienen un momento dipolar. Sin embargo, sus dipolos se inducen por la cercanía con una
molécula polar o un ión. Además, en un instante cualquiera de los átomos no polares
pueden tener un momento dipolo generado por las posiciones específicas de los
electrones formando un dipolo instantáneo.
Página 21
NOTAS DE QUÍMICA
Enlace o puente de hidrógeno
Este enlace resulta de una interacción dipolo-dipolo, la cual se produce cuando un
átomo de hidrógeno se une a a un átomo electronegativo como el O, N o F de otra
molécula. El átomo de hidrógeno tiene una carga parcial positiva, por lo que atrae a la
densidad electrónica de un átomo cercano en el espacio. El enlace de hidrógeno es débil
en comparación con el enlace covalente. Ejemplos: H2O, HF o NH3donde los átomos de
hidrógeno se encuentran unidos a otros átomos mucho más electronegativos.
Interacción ión-dipolo
Este tipo de interacción existe entre un ión y la carga parcial de una molécula polar. Los
iones positivos son atraídos por la carga parcial negativa de un dipolo, mientras que los
iones negativos son atraídos por la carga parcial positiva. La magnitud de la atracción se
incrementa ya sea por la carga del ión o por la magnitud del momento dipolar.
Ejercicios
1.- Al combinarse los átomos de potasio (un metal alcalino) con los átomos de bromo
(un no metal del grupo de los halógenos), lo más probable es que entre ellos se
establezca:
a) Enlace covalente
b) Enlace Metálico
c) Enlace por puentes de hidrógeno
d) Enlace iónico
2.- ¿Cuál será la clase de enlace químico más probable que puede establecerse entre los
átomos de los siguientes elementos?
Hierro-hierro:_______________________
Cloro-magnesio:_____________________
Carbono-oxígeno;____________________
Flúor-flúor:__________________________
Neón-neón:_________________________
3.- Señala cuáles de los siguientes compuestos serán de tipo iónico:
a) CaO (óxido de calcio)
b) O2 (oxígeno)
c) NaF (fluoruro de sodio)
d) N2O (óxido de dinitrógeno)
e) NH3 (amoníaco)
Página 22
NOTAS DE QUÍMICA
4.- De los sólidos siguientes, marca los que son muy solubles en agua:
a) Cobre (Cu)
b) Cuarzo (SiO2)
c) Fluorita (CaF2)
d) Hierro (Fe)
5.- Cuáles de las siguientes especies contiene al menos un átomo que viola la regla del
octeto
FCl
O-Cl-O
F-Xe-F
SO42-
6.- Determina si los enlaces de los siguientes compuestos son iónicos o covalentes:
HI
SrCl2
CO
MgF2
AsH3
7.- Enliste los siguientes compuestos en orden de incremento según la polaridad de sus
enlaces: H2Se, H2O, H2S, H2Te.
8.- Complete cada una de las siguientes oraciones:
Cuando cada átomo utiliza 2 electrones para formar el enlace es llamado un enlace
covalente ________________
Cuando cada átomo utiliza 3 electrones para formar el enlace es llamado un enlace
covalente ________________
Cuando cada átomo utiliza 1 electrón para formar el enlace es llamado un enlace
covalente ________________
9.- Describa el tipo de fuerzas que pueden estar involucradas entre dos moléculas y
entre iones y moléculas.
10.- Explique la diferencia entre enlace iónico y enlace covalente.
11.- Discuta por que el sodio no forma el ión Na2+
en sus compuestos.
12.- ¿Cuál es el número máximo de enlaces covalentes que un elemento del segundo
período puede formar?
13.- ¿Es posible que un compuesto sea de carácter iónico y de carácter covalente al
mismo tiempo o existe un malentendido en esta declaración?
Página 23
NOTAS DE QUÍMICA
14.- Enliste los siguientes compuestos en base a su temperatura de ebullición:
CH4
CH3CH2CH3
CH3CH2CH2OH
Cl2
15.- Escriba la estructura de Lewis de los siguientes compuestos:
PCl5
BF3
CHCl3
HCHO
16.- Proponga en base a los conocimientos adquiridos un procedimiento experimental
que te permita concluir si lo enlaces intermoleculares o intramoleculares se rompen
durante el cambio del estado físico de un compuesto. Evalúe el plan de acción e
identifique los puntos débiles del protocolo que propone.
Página 24
NOTAS DE QUÍMICA
NOMENCLATURA QUÍMICA
La nomenclatura química es el conjunto de reglas adoptadas para nombrar a las
sustancias o compuestos químicos, ya sean orgánicos o inorgánicos. Actualmente
existen tres tipos de nomenclatura:
1. La Stock en honor al químico Alemán Alfred Stock, su referencia fundamental
es el uso de números romanos entre paréntesis relativos a la valencia del
elemento que forma parte del compuesto.
2. La tradicional, lenguaje químico frecuentemente utilizado a nivel industrial y
comercial, este utiliza prefijos y sufijos dependiendo del estado de valencia del
elemento que forma parte del compuesto.
3. La establecida por la I.U.P.A.C. (Unión Internacional de Química Pura y
Aplicada), llamada también sistemática, con el tiempo se espera que esta última
sustituya el uso de los otros sistemas de nomenclatura. Utiliza prefijos que
indica el número de átomos de los elementos que forman el compuesto.
Compuestos Inorgánicos
Se clasifican tomando en cuenta dos criterios:
1. Por el número de elementos químico diferentes que lo forman, es decir si en su
molécula y fórmula química, tienen 2, 3, 4, etc., elementos diferentes son
compuestos binarios, terciarios, cuaternarios, etc., respectivamente.
Ejemplos:
Binarios: HCl, Al2S3
Terciarios: H2SO4, H3PO4
Cuaternarios: Na2HPO4, NaHSO4
2. Por la función química que presentan, siendo ésta el conjunto de propiedades y
características químicas y físicas comunes a un grupo de sustancias que permiten
distinguirlas y clasificarlas. Las principales son óxido, anhídrido, hidróxido o
base, ácido y sal (Figura 7).
Figura 7. Clasificación de los compuestos químico inorgánicos según su función.
Página 25
NOTAS DE QUÍMICA
Existen algunas reglas que han sido adoptados para escribir la fórmula de las diferentes
funciones químicas:
1. Para escribir la fórmula de los óxidos, ácidos y sales se acostumbra a escribir los
símbolos de los elementos de los componentes en orden, según su
electronegatividad, el más electronegativo siempre va a la derecha, como en los
siguientes ejemplos donde el átomo más electronegativo es el O2-
y el Cl- :
2. Escribir a la izquierda el ión positivo o catión y a la derecha el ión negativo o
anión, como se observa en el siguiente ejemplo:
Los cationes (metales), tienen un número de oxidación positivo (+) y los aniones (no
metales), con un número de oxidación negativo (-). La carga eléctrica aparece en la
parte superior derecha del símbolo y corresponde al número de oxidación de cada
elemento. Los números de oxidación permiten escribir las fórmulas químicas, la
predicción de las propiedades de los compuestos y son de ayuda en el balanceo de
ecuaciones de óxido-reducción.
Función óxido (metálico o básico)
Son aquellos compuestos que resultan de la combinación de un metal con el oxígeno.
metal + oxígeno óxido básico o metálico
2Cu + O2 2CuO
Para nombrarlos se antepone la palabra óxido al nombre del metal correspondiente.
Considerando las valencias o números de oxidación se tiene:
Elementos de una sola valencia
Na2O óxido de sodio
Li2O óxido de litio
CaO óxido de calcio
Página 26
NOTAS DE QUÍMICA
Elementos con más de una valencia Sistema tradicional Sistema Stock
PbO óxido plumboso óxido de plomo (II)
PbO2 óxido plúmbico óxido de plomo (III)
Este tipo de óxidos tienen la propiedad de que al reaccionar con el agua producen
compuestos llamados hidróxidos.
Función anhídrido u óxido ácido (no metálico)
Son aquellos compuestos que resultan de la combinación de un no metal con el oxígeno.
no metal + oxígeno óxido ácido o no metálico
C + O2 CO2
Sistema tradicional Sistema IUPAC
CO anhídrido carbonoso monóxido de carbono
CO2 anhídrido carbónico dióxido de carbono
SO2 anhídrido sulfuroso dióxido de azufre
SO3 anhídrido sulfúrico trióxido de azufre
Cuando un elemento al reaccionar con el oxígeno produce más de dos óxidos:
Cl2O anhídrido hipocloroso
Cl2O3 anhídrido cloroso
Cl2O5 anhídrido clórico
Cl2O7 anhídrido perclórico
En el caso de los óxidos donde la cantidad de elementos unidos al oxígeno sea mayor de
uno:
N2O óxido de dinitrógeno
N2O5 pentóxido de dinitrógeno
P4O10 decaóxido de tetrafósforo
Cl2O7 heptóxido de dicloro
Este tipo de óxidos tiene la propiedad de que al reaccionar con el agua producen
sustancias llamadas ácidos, de ahí su nombre.
Función hidruro metálico
Resultan de la combinación del hidrógeno con metales del grupo 1 y 2 de la tabla
periódica principalmente, pero con la particularidad de que el hidrógeno (H) tiene una
valencia de -1. metal + hidrógeno hidruro (con valencia negativa)
2K + H2 2KH
Se nombran anteponiendo la palabra hidruro seguida del nombre del metal
correspondiente.
KH hidruro de potasio
NaH hidruro de sodio
Página 27
NOTAS DE QUÍMICA
CaH2 hidruro de calcio
FeH3 hidruro férrico o hidruro de hierro (III)
A este tipo de compuestos también se les llama hidruros metálicos o iónicos. A su vez,
hay una clase de hidruros llamados no metálicos o covalentes. En éstos el número de
oxidación de hidrógeno es +1 y se combina de forma covalente con los elementos de los
grupos 13 al 17 de la tabla periódica. Ejemplos: HCl (cloruro de hidrógeno) o el H2S
(sulfuro de hidrógeno), a estos compuestos suele conocérseles mejor como hidrácidos
(ácido clorhídrico y ácido sulfhídrico respectivamente).
Función hidróxido
Los hidróxidos o bases, resultan de la reacción entre un óxido básico o metálico con el
agua. En su fórmula siempre estará presente el radical OH unido al metal participante.
óxido básico + agua hidróxido
Hg2O + H2O 2HgOH
Se nombran anteponiendo la palabra hidróxido al nombre del metal correspondiente.
Considerando las valencias o números de oxidación:
Elementos de una sola valencia
NaOH hidróxido de sodio
KOH hidróxido de potasio
Ba(OH)2 hidróxido de bario
Elementos con más de una valencia Sistema tradicional Sistema Stock
HgOH hidróxido mercuroso hidróxido de mercurio (I)
Hg(OH)2 hidróxido mercúrico hidróxido de mercurio (II)
Fe(OH)3 hidróxido férrico hidróxido de fierro (III)
Función ácido
Hidrácidos. Compuestos que resultan de la combinación del hidrógeno con un no metal,
se distinguen por no contener oxígenos en su molécula.
hidrógeno + no metal hidrácido
H2 + Br2 2HBr
Se nombran de acuerdo a la IUPAC de la siguiente manera:
Compuesto puro Solución acuosa
HCl cloruro de hidrógeno ácido clorhídrico
HBr bromuro de hidrógeno ácido bromhídrico
H2S sulfuro de hidrógeno ácido sulfhídrico
Oxiácidos. Estos resultan de la combinación de óxidos ácidos o anhídridos con el agua.
óxido ácido + agua oxiácido
SO3 + H2O H2SO4
Página 28
NOTAS DE QUÍMICA
Se nombran anteponiendo la palabra ácido al nombre del no metal, este último con la
terminación -oso o –ico según su número de oxidación. Observa que esta nomenclatura
corresponde a la tradicional y es la más conocida.
H2SO3 ácido sulfuroso
H2SO4 ácido sulfúrico
HNO3 ácido nítrico
HClO2 ácido cloroso
HClO3 ácido clórico
HClO4 ácido perclórico
Función Sal
Sales binarias. Estos compuestos resultan de la combinación de los hidróxidos con los
hidrácidos y se les llama binarias por contener dos elementos diferentes en su molécula.
hidróxido + hidrácido sal + agua
NaOH + HCl NaCl + H2O
Se nombran cambiando la terminación –hídrico del ácido por –uro, seguida del nombre
del metal correspondiente.
NaCl cloruro de sodio
RbI yoduro de rubidio
AlBr3 bromuro de aluminio
Cuando el metal tiene varias variables y da varias sales:
FeCl3 cloruro de hierro (II)
FeS3 sulfuro de hierro (III)
Oxisales. Estas resultan de la combinación de los hidróxidos con lo oxiácidos.
hidróxido + oxiácido sal + agua
2KOH + H2SO4 K2SO4 + H2O
Se nombran cambiando el sufijo del ácido (-oso o –ico) por el de –ito o –ato, y se le
añade el nombre del radical formado:
Na2SO3 sulfito de sodio
K2SO4 sulfato de potasio una sola valencia
Ca(ClO)2 hipoclorito de calcio
Pb(NO3)2 nitrato de plomo (II) o nitrato plumboso valencia
Cu(NO3)2 nitrato de cobre (II) o nitrato cúprico variable
Las sales dependiendo de su carácter ácido o básico se clasifican también en:
Básicas: Mg(OH)Cl hidroxicloruro de magnesio
Cu2(OH)Cl trihidroxicloruro de cobre (II)
Neutras: NaCl cloruro de sodio
KNO3 nitrato de potasio
Acidas: LiHCO3 carbonato ácido de litio o hidrógeno carbonato de litio
Página 29
NOTAS DE QUÍMICA
Ca(HSO4)2 sulfato ácido de calcio o hidrógeno sulfato de calcio
Nomenclatura de los compuestos orgánicos
Los compuestos orgánicos están constituidos por cadenas carbonadas. El carbono tiene
la capacidad de unirse consigo mismo para formar millones de compuesto, desde
simples hidrocarburos hasta biomoléculas como proteínas, lípidos, carbohidratos y
ácidos nucleicos. Los compuestos orgánicos se nombran en base a las normas dictadas
por la Unión Internacional de Química Pura y Aplicada (I.U.P.A.C.).
Los compuestos orgánicos más simples son los hidrocarburos, los cuales están formados
de carbono e hidrogeno. Existen cuatro tipos o clases de hidrocarburos:
1) Alcanos, contienen enlaces sencillos C-C y también son llamados hidrocarbonos
saturados
2) Alquenos, contienen al menos un doble enlace en su estructura C=C
3) Alquinos, contienen al menos un triple enlace en su estructura C≡C. Alquinos y
alcanos son llamados hidrocarburos insaturados.
4) Hidrocarburos aromáticos, contienen en un anillo benceno en su estructura
Nomenclatura de hidrocarburos saturados - Los alcanos
Los nombres de los alcanos se derivan del prefijo Griego para el numero particular de
átomos de carbonos en el compuesto con la terminación –ano. Por ejemplo, CH4
metano, C2H6 etano, C3H8 propano, C4H10 butano, C5H12 pentano, y así sucesivamente.
No todos los alcanos son de cadena lineal, por lo que pueden tener cadenas laterales o
ramificaciones en su estructura. Estos compuesto, llamados isómeros, tienen el mismo
número de átomos de carbonos e hidrógenos, pero diferente arreglo o posición en su
estructura.
Existen 4 reglas para nombrar a los hidrocarburos ramificados:
1) La cadena principal, indica el número de átomos de carbono encontrados
encuentran en la cadena continua más larga: met=1, et=2, prop=3, but=4 y
pent=5
2) El sufijo, indica el tipo de compuesto: ano=un alcano, eno=un alqueno y ino=un
alquino.
3) El prefijo, indica que grupo o ramificación están unidas a la cadena principal:
metil=-CH3, etil=-CH2-CH3, propil=-CH2-CH2-CH3
4) La ubicación, indica donde los grupos o ramificaciones están unidas a la cadena
principal: 2=2do
carbono, 3=3ero
carbono, 4=4to
carbono
Página 30
NOTAS DE QUÍMICA
Nomenclatura de hidrocarburos insaturados - Los alquenos y alquinos
La nomenclatura de los alquenos y alquinos es muy similar a la de los alcanos, excepto
por la cadena principal que contiene en su estructura átomos de carbonos unidos por
enlaces dobles o triples. El nombre se deriva cambiando el sufijo del correspondiente
alcano a –eno para los alquenos y –ino para los alquinos, y se añade un número para
indicar la posición del enlace múltiple.
Ejemplo 1. CH3-CH=CH-CH3 la cadena principal del compuesto anterior contiene
cuatro carbonos, por lo que podría ser nombrado como but + eno (indica el doble
enlace). La numeración inicia en la izquierda del enlace doble ubicado entre el carbono
No. 2 y No. 3. Aunque el enlace doble implica dos carbonos, su posición se designa por
el número del primer carbono con doble enlace. Por lo tanto, el compuesto sería
nombrado 2-buteno.
Ejemplo 2. CH3-CH2-CH=CH2 el enlace doble está localizado entre el 1ero
y 2do
carbono
por lo que el compuesto se llama 1-buteno.
Ejemplo 3.CH3-CH=CH-CH=CH2 este compuesto tienen cinco carbonos y dos enlaces
dobles, por lo que el compuesto podría llamarse pentadieno. Los enlaces dobles están
ubicados en la posición 1, 2, 3 y 4, por lo que el compuesto se nombra como 1,3-
pentadieno.
Nomenclatura de los compuestos aromáticos
Los compuestos aromáticos son hidrocarburos cíclicos que contienen una estructura de
benceno. En un compuesto aromático que está formado por un grupo alquilo unido a un
anillo benceno es nombrado por el prefijo del nombre del grupo alquilo a la palabra
benceno. Ejemplo, metilbenceno. Si hay solo dos grupos unidos al benceno, su
posición es designada por números o por los términos ortho, meta o para.
Nomenclatura de compuestos con grupos funcionales
Se forman por la sustitución de uno o más de los hidrógenos de un hidrocarburo por un
grupo funcional. El grupo funcional es responsable de dar a un compuesto inactivo las
características químicas y propiedades físicas de otra clase de compuesto.
A) Derivados halogenados. Grupo funcional –X (F, Cl, Br, I) y formula general R-X.
Los grupos halógenos unidos a un hidrocarburo se nombran de la misma manera como
Página 31
NOTAS DE QUÍMICA
las ramificaciones de grupos alquilo. Ejemplo: CH3-Br bromometano, CH3CH2-I
iodoetano.
B) Derivados con oxígeno. Estos compuestos tienen al menos un oxígeno en su
estructura y se dividen en:
1) Alcoholes: Grupo funcional –OH y formula general R-OH. Se nombran usando el
nombre de los alcanos cambiando la terminación –e por –ol. Ejemplo: CH3OH metanol
o alcohol metil, CH3CH2OH etanol o alcohol etílico, CH2CH2CH2OH 1-propanol o
alcohol propílico.
2) Éteres con grupo funcional –O- y formula general R-O-R. Son llamados por el
nombre de cada grupo unido al oxigeno seguido por la palabra éter. Ejemplo: CH3-O-
CH3 dimetil eter, CH3-O-CH2CH3 metil etil éter, CH3CH2-O-CH2CH3 dietil eter.
3) Compuestos carbonil, contienen un grupo =O e incluye los siguientes tipos de
compuestos:
a) Aldehídos: grupo funcional y formula general . Se nombran
usando el nombre de los alcanos cambiando la terminación –e por –al.
Ejemplos:
Metanal Etanal
b) Cetonas: grupo funcional y formula general . Se nombran
usando el nombre de los alcanos cambiando la terminación –e por –ona.
Ejemplos:
Propanona 2-butanona
c) Ácidos carboxílicos: grupo funcional y formula general
. Se nombran usando el nombre de los alcanos cambiando la
terminación –e por –oxi acido. Ejemplos:
ácido metanoico ácido etanoico
Página 32
NOTAS DE QUÍMICA
d) Esteres: grupo funcional , formula general y
están formados por la combinación de un ácido carboxílico y un alcohol. Se
nombran usando el nombre del grupo R’ (de un alcohol) como un grupo acil
seguido por el nombre del ácido (el grupo R-C) con la terminación –oato.
Ejemplos:
etil metanoato pentil etanoato 3-metilbuteril etanoato
Amidas: grupo funcional , formula general . Se nombran
de manera similar a los acidos carboxilicos, reemplazando el sufijo –oxi acido
por amida. Ejemplo:
Formamida Etinamida
(metilamida) (atilamida o acetamida)
Ejercicios.
Completa la tabla.
Fórmula N. sistemática N. stock N. tradicional
AuH3
Hidruro de plomo (II)
Fosfina
Metano
Trihidruro de arsénico
N2O3
Pentaóxido de dinitrógeno
Óxido ferroso
Hidruro niquélico
PbO2
Óxido de bromo (VII)
Hidruro de calcio
Cr(OH)2
Hidróxido de talio (I)
Hidróxido de mercurio
(II)
Dihidróxido de cadmio
Hidróxido
Página 33
NOTAS DE QUÍMICA
estannoso
K(OH)
Ácido selenioso
Ácido telúrico
N2O3
Cloruro de estaño (IV)
Cloruro sódico
Yoduro de plata
Clorato de potasio
Hipobromito de calcio
Ejercicios nomenclatura compuestos orgánicos:
¿Cuál es el nombre de un alcano lineal con siete átomos de carbono?
¿Cual es el nombre del siguiente alcano lineal?
Relacione los nombres con las fórmulas:
4-metil-2-penteno CH3–CH2–CH=CH–CH2–CH2–CH3
4-metilpent-1-eno
3-hepteno
Seleccione de los siguientes nombres (Ciclohexiletino; 3-metil-butino; acetileno; 5-
metilhex-2-ino) el correcto para cada compuesto:
Indique el nombre de los siguientes alcoholes.
CH2 - CH3
|
a) HO - CH2 - CH - CH2 - CH3
HO - CH - CH3
|
CH - OH
|
b) CH3 - CH2 - CH2 - CH2 - CH2 - CH2 - CH - CH2 - CH2 - CH3
Página 34
NOTAS DE QUÍMICA
ESTEQUIOMETRIA
La estequiometría estudia la concentración de reactantes y productos involucrados en
las reacciones químicas. Los cambios que ocurren durante cualquier reacción son
meramente reacomodo de átomos. El mismo número de átomos está presente antes y
después de la reacción. Por lo que la ecuación balanceada de la reacción describe su
estequiometría.
Conceptos Básicos.
El peso molecular (PM) de una sustancia es la suma de los pesos atómicos de todos los
átomos en una molécula de la sustancia y se expresa en unidades de masa atómica
(uma). Por ejemplo, la masa de una molécula de agua, H2O, es 18 uma y la masa de un
mol de agua es 18g. Entonces, la masa molar del agua es 18g/mol.
El peso fórmula (PF) de una sustancia es la suma de los pesos atómicos de todos los
átomos en una unidad formular del compuesto, sea molecular o no. Por ejemplo, el
cloruro de sodio (NaCl), tiene un peso fórmula de 58.44 uma (Na = 23, Cl = 35.44).
Un mol se define como la cantidad de una sustancia dada que contiene tantas moléculas
o unidades formulares como el número de átomos en exactamente 12 g de carbono-12.
El número de átomos en una muestra de 12 g de carbono-12, se llama número de
Avogadro (NA) y tiene un valor de 6.023 x 1023
. Por ejemplo, un mol de etanol es igual
a 6.023 x1023
moléculas de etanol.
La masa molar de una sustancia es la masa de un mol de la sustancia. El carbono-12
tiene por definición una masa molar de exactamente 12 g/mol. Para todas las sustancias,
la masa molar en gramos por mol es numéricamente igual al peso fórmula en unidades
de masa atómica.
Átomo gramo es el peso atómico expresado en gramos.
Ley de la conservación de la materia. La masa total de todas las sustancias presentes
después de una reacción química es la misma que la masa total antes de la reacción. “La
materia no se crea ni se destruye, solo se transforma”.
El reactivo limitante es aquel que se encuentra en una proporción menor a la requerida
estequiométricamente de acuerdo a la reacción balanceada, por lo que es consumido
completamente cuando se efectúa una reacción hasta ser completa.
Reactivo en exceso. Es el reactivo que no se consume completamente, una vez que uno
de los reactivos se agota, se detiene la reacción, por lo que las moles de producto
siempre son determinadas por las moles presentes del reactivo limitante.
Página 35
NOTAS DE QUÍMICA
El rendimiento teórico de una reacción es la cantidad máxima de producto que se puede
obtener por una reacción a partir de cantidades dadas de reactivos y se calcula a partir
de la estequiometría basada en el reactivo limitante.
El porcentaje de rendimiento de un producto es el rendimiento real (determinado
experimentalmente) expresado como un porcentaje del rendimiento teórico calculado.
( )
Pasos para realizar un cálculo estequiométrico:
Balancear la ecuación química.
Calcular el peso molecular o fórmula de cada compuesto.
Calcular el peso molecular o fórmula de cada compuesto.
Convertir las masas a moles.
Usar la ecuación química para obtener los datos necesarios.
Reconvertir las moles a masas si se requiere.
Pasos para calcular reactivo limitante:
Se calcula la cantidad del producto (moles o gramos según se necesite) que se
pueden formar a partir de cada reactivo.
Se determina cual es el reactivo limitante (es el reactivo que origina la cantidad
mínima de producto, los demás reactivos están en exceso) algunas veces es
necesario encontrar el reactivo en exceso.
Se calcula la cantidad de reactivo que se requiere para reaccionar con el reactivo
limitante. A continuación se resta el resultado del reactivo inicial. La diferencia
es la cantidad de esa sustancia que permanece sin reaccionar.
Cálculo de moles
La ecuación balanceada muestra la proporción entre reactivos y productos en la
reacción:
Zn+ 2AgNO3 2Ag + Zn(NO3)2
De manera que, para cada sustancia en la ecuación se pueden calcular las moles
consumidas o producidas debido a la reacción. Si conocemos los pesos moleculares,
podemos usar cantidades en gramos.
Conversión de moles a gramos:
Ejemplo: ¿Cuántos moles de N2 hay en 14 g?
Respuesta 0.50 moles
Página 36
NOTAS DE QUÍMICA
Cálculos de masa. Los pesos moleculares y las ecuaciones químicas nos permiten usar
masas o cantidades molares.
Ejercicios
Se hicieron reaccionar 44.47 g de cobre con 189 g de ácido nítrico efectuándose la
siguiente reacción:
Cu + 4 HNO3 Cu(NO3)2 + 2 NO2 + 2 H2O
a) ¿Cuál es el reactivo limitante y cuál el reactivo en exceso?
b) ¿Cuántos gramos de nitrato de cobre se obtuvieron?
c) ¿Qué masa de reactivo en exceso no reaccionó?
d) ¿Cuál fue el % de rendimiento, si en el laboratorio se formaron 120 g?
Para obtener la urea se hicieron reaccionar 637.2 g de amoníaco con 1142 g de óxido de
carbono, según la siguiente ecuación:
2 NH3 + CO2 CO(NH2)2 + H2O
a) ¿Cuál es el reactivo limitante y cuál el reactivo en exceso?
b) ¿Qué masa de producto (urea) se formó?
c) ¿Qué masa de reactivo en exceso quedó sin reaccionar?
d) ¿Cuál fue el % de rendimiento si se sintetizó 1 kg de urea?
El compuesto sulfato de amonio puede usarse como analgésico local (para aliviar el
dolor). Este compuesto puede prepararse mediante una reacción de cloruro de amonio y
de ácido sulfúrico.
a) ¿Cuántos gramos de Ácido sulfúrico se necesitan para reaccionar con 15.9 g de
cloruro de amonio?
b) ¿Cuántos gramos de sulfato de amonio y de cloruro de hidrógeno se producen?
CONCENTRACIONES QUÍMICAS
La disolución es una mezcla homogénea de dos o más sustancias. La especie minoritaria
de la disolución se llama soluto, y la especie mayoritaria, disolvente. La concentración
indica la cantidad de soluto que hay en un volumen dado de masa y de disolución o de
disolvente.
Página 37
NOTAS DE QUÍMICA
Molaridad y molalidad
Un mol es el número de Avogadro de moléculas. Molaridad (M) es el número de moles
de una sustancia por litro de solución. Un litro (l) es el volumen de un cubo de 10 cm de
lado. Puesto que 10 cm = 0.1 m, 1litro = (0.1 cm)3 = 10
-3 m
3. Las concentraciones
químicas, que se indican poniendo la fórmula química dentro de paréntesis cuadrados [
], se expresan normalmente en moles por litro.
La masa atómica de un elemento es el número de gramos que contienen el número de
Avogadro de átomos. La masa molecular (Pm) de un compuesto es la suma de las masas
atómicas de los átomos que hay en la molécula. Es el número de gramos que contiene el
número de Avogadro de moléculas.
Un electrolito es una sustancia que se disocia en iones cuando está en disolución y están
más disociados en agua que en otros disolventes. Un compuesto que está disociado en
iones en su mayor parte se llama un electrolito fuerte, mientras uno que apenas se
disocia se llama un electrolito débil. A veces la molaridad de un electrolito fuerte se
llama concentración Formal (F) y la masa molecular de un electrolito fuerte se le llama
Peso Fórmula (PF).
Molalidad (m) designa la concentración expresada como número de moles de sustancia
por kilogramo de disolvente (no disolución). A diferencia de la molaridad, la molalidad
es independiente de la temperatura. La molaridad cambia con la temperatura, porque el
volumen de una disolución normalmente aumenta cuando se calienta.
Composición en tanto porciento
El porcentaje de un componente (soluto) en una mezcla o disolución normalmente se
expresa como tanto por ciento en peso (% p).
Tanto por ciento en volumen (% v) se define como:
Partes por millón y partes por billón
Partes por millón (ppm) o partes por billón (ppb) significan gramos de sustancia por
millón o billón de gramos de disolución o mezcla total. Dado que la densidad de una
disolución acuosa diluida es próxima a un g/ml, de ordinario equiparamos 1 g de agua
Página 38
NOTAS DE QUÍMICA
con 1 ml de agua, aunque esta equivalencia es solo una aproximación. Y por tanto, 1
ppm equivale a 1g/ml (= 1 mg/l), y una ppb a 1 ng/ml (= 1g/l).
PREPARACIÓN DE DISOLUCIONES
Para preparar una disolución acuosa de una molaridad deseada a partir de un sólido o
líquido puro, se pesa la masa correcta del reactivo y se disuelve en el volumen deseado
en un matraz volumétrico (Figura 8).
Figura 8. Un matraz volumétrico contiene un volumen especificado cuando el nivel del líquido se
ajusta en el punto medio de la marca de enrase que hay en el cuello del matraz.
Dilución
Las disoluciones diluidas se pueden preparar a partir de disoluciones concentradas. Para
ello se transfiere el volumen o masa deseados de la disolución concentrad a un matraz
vacío, y se diluye al volumen o masa final requerido.
Formula de dilución:
Ejercicios de soluciones:
1.- Cuando se evaporan 50 g de solución de sulfato de sodio( Na2SO4 ) hasta sequedad,
reproducen 20 g de sal ¿ Cuál es el % de sal en la solución?
2.-¿Qué Molaridad tiene una solución de ácido sulfúrico ( H2SO4 ), si 600 ml de la
solución contienen 50 g del ácido?
Moles tomados de la
disolución concentrada
Moles añadidos a la
disolución diluida
Página 39
NOTAS DE QUÍMICA
4.- ¿Cuantos gramos de hidróxido de calcio ( Ca(OH)2 ) se necesitan para preparar 750
ml de una solución 0.15 M ?
5.-Si se desea obtener una solución de 0.5 M de KOH disolviendo 50 g de hidróxido
¿Qué volumen de solución se obtendrá?
6.- ¿Cómo prepararía 2.00x102 ml de una disolución 0.866 M de NaOH, a partir de una
disolución concentrada 5.07 M?
7.-¿ Cuál es la Molalidad de una solución que contiene 40 g de azúcar (C12 H22OH) en
150 g de agua?
8.- ¿Cuál es la normalidad de una solución que resulta al disolver 49.05g de H2SO4 en
500 ml de solución?
9.- ¿Cuántos gramos de nitrato de sodio (NaNO3) son necesarios para preparar 300 ml de
una solución1.5 N?
10.- ¿Cuantos litros de una solución 0.5 N se pueden preparar a partir de 80 g de HNO3?
11.-¿Cuántos mililitros de solución de H2SO4 de CM=0,75 mol/l contienen exactamente
50 gramos de Ácido?
12.-Se mezclan 80 ml de solución de HCl al 32% m/m y D=1,16 g/ml con 220 ml de
solución del mismo ácido de CM=0,75 mol/l Determine: A) Concentración molar de la
solución final y B) % m/v de solución final.
Página 40
NOTAS DE QUÍMICA
REFERENCIAS:
Atkins P., Overton T., Rourke., Weller M. y Armostrong F. 2008. Química Inorgánica.
4taed. The McGraw-Hill Companies, Inc. México, D.F.
Brown T.L., LeMay Jr. H.E., Bursten B.E. and Murphy C.J. 2009. Chemistry The Central
Science. 11th
ed. Pearson Prentice Hall. Upper Saddle River, NJ (USA).
Brown, I.D. The bond valence model as tool for teaching inorganic chemistry: the ionic
model revisited. Journal of Chemical Education. Vol 77. No. 8. 2000.
Harris D. C. 2001. Análisis Químico Cuantitativo. 2da edición. Editoril Reverte C.A.
España.
Housecroft C.E. y Sharpe A.G. 2006. Química Inorgánica. 2da
ed. Pearson Educación,
S.A. Madrid, España.
García Becerril M. de L. 2010. Química I. Enfoque por competencias. 2da ed. McGraw
Hill/Interamericana Editores S.A. de C.V., México, D.F.
Logan, S. R. The role of Lewis structures in teaching covalent bonding. Journal of
Chemical Education. Vol 78. No. 11. 2001.
Raymond Chang y Williams College. 2002. Química. 7ma edición. Ed. McGraw Hill.
México, D.F.
Santillán M.J. 2003.Cálculos químicos para la preparación de soluciones. 1a ed.
Ed.Trillas. México, D.F.
Solís Garcia, J.J. 2011. Química Integral. 1era ed. Editorial Trillas S.A. de C.V. México,
D.F.