Curso Basico de Quimica General

© 2008 Universidad Nacional de EducaciÃ³n a Distancia

INTRODUCCIÓN

Introducción

AUTOEVALUACIÓN INICIAL

Autoevaluación inicial

CONCEPTOS GENERALES. Autora: Mercedes de la Fuente Rubio

Ficha 1 Átomo: estructuraFicha 2 Átomo-gramoFicha 3 Moléculas y otras posibilidadesFicha 4 MolFicha 5 DisolucionesFicha 6 EstequiometríaFicha 7 Termoquímica

FORMULACIÓN QUÍMICA INORGÁNICA. Autora: Mª IsabelGómez del Río

Ficha 8 Conceptos básicosFicha 9 Compuestos binariosFicha 10 Compuestos ternariosFicha 11 Compuestos cuaternarios

QUÍMICA DEL CARBONO. Autora: Mª José Morcillo Ortega

Ficha 12 Compuestos del Carbono. Su representaciónFicha 13 HidrocarburosFicha 14 IsomeríaFicha 15 Principales funciones orgánicasFicha 16 Formulación y nomenclatura orgánicaFicha 17 Principales Tipos de Reacciones Orgánicas

BIBLIOGRAFÍA

Bibliografía

AUTOEVALUACIÓN FINAL

Autoevaluación final

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Átomo: estructura 1/4

QUÍMICA La materia está formada por átomos Estructura del átomo

Cualquier sistema que nos propongamos estudiar estará formado por materia y energía. Conocer la estructura de la materia es uno de los dos intereses principales de la química (el otro es conocer como esta materia puede transformarse). Hoy sabemos que la materia, esto es, todas las sustancias que podemos encontrar en el Universo, está constituida por átomos. Ahora bien ¿cuál es la estructura de estas unidades de materia? ¿Son estas partículas indivisibles o están constituidas por entidades más pequeñas? El conocimiento de estos aspectos de la estructura del átomo se hace imprescindible ya que son el fundamento del comportamiento químico de todos los sistemas. Las unidades estructurales de la materia: los átomos.

IImagen adaptada de The Particles Adventure: Fundamental Particles and Interactions, 2006; Particle Data Group del Lawrence Berkeley National Laboratory (EEUU) http://www.cpepweb.org/particles.html (imagen no representada a escala: si el átomo tuviese un diámetro de aprox. 6 cm, como el la figura, el núcleo debería ser menor de 0.01 mm y los quarks y los electrones más pequeños de 0.000001 mm).

Toda la materia que podemos ver en el Universo está constituida por átomos. Hoy en día se sabe que ésta no es una unidad fundamental indivisible, como pensaba John Dalton cuando propuso su existencia (átomo del griego: que no se puede dividir). Por el contrario, actualmente está establecido que en el átomo podemos diferenciar dos regiones:

- El núcleo: región cuya principal característica es que presenta carga eléctrica positiva. En él encontramos dos tipos de partículas: protones y neutrones.

- Región externa al núcleo donde encontramos los electrones (con carga eléctrica negativa).

De las tres partículas subatómicas mencionadas, a los electrones se les considera partículas fundamentales. No es así a los protones y a los neutrones, ya que actualmente se sabe que, a su vez, están formados por otras partículas, que sí se consideran fundamentales y que se han denominado quarks. Distintas combinaciones de dos tipos de quarks forman los protones y los neutrones. Por tanto, podemos decir que toda la materia visible del universo está formada por unas partículas fundamentales denominadas quarks y electrones.

Desde un punto de vista químico, las propiedades de un átomo se pueden describir en función del número de protones, neutrones y electrones. Por tanto, para avanzar en nuestro conocimiento de la estructura química del átomo nos quedamos con:

- los protones, partículas subatómicas situados en el núcleo

atómico, que tienen carga eléctrica positiva (+1) y que, a su vez, están constituidas por unas partículas fundamentales que se han denominado quarks.

- los neutrones, partículas subatómicas también situadas en el núcleo atómico, sin carga, y de masa similar a la de los protones. También están constituidas por quarks y, por último,

- los electrones, partículas fundamentales que se sitúan alrededor del núcleo y tienen carga negativa (-1).

Cada uno de los átomos que nos encontramos en la naturaleza (o que se han obtenido de forma artificial) son el resultado de la combinación de un número concreto de estas partículas fundamentales. Por ejemplo, el átomo representado en la Figura 1 tiene 2 protones en su núcleo, junto con dos neutrones, y como cabe esperar, para un átomo neutro, encontramos dos electrones alrededor de él.

Átomos:

Unidades estructurales básicas constituyentes de toda la materia.

Núcleo atómico:

Región del átomo, con carga positiva, formada por protones y neutrones.

Protones: Constituyentes del núcleo atómico, con carga positiva (+1), formados por quarks.

Neutrones:

Constituyentes del núcleo atómico, con carga neutra, formados por quarks

Electrones: Partículas fundamentales subatómicas, con carga negativa (-1).

Quarks: Partículas fundamentales subatómicas. Podemos encontrar 6 tipos de quarks. Combinaciones de dos de ellos (quarks up y quarks down) son los que forman los protones y los neutrones.

Autora: Mercedes de la Fuente Rubio UNIVERSIDAD NACIONAL DE EDUCACIÓN A DISTANCIA

http://www.cpepweb.org/particles.html



Los átomos son unidades eléctricamente neutras: el número de protones debe ser igual al número de electrones

La carga eléctrica de los protones y los electrones es igual y de signo contrario. Se ha fijado como unidad de carga la carga de un protón o de un electrón. Por tanto decimos que sus cargas son, respectivamente, +1 y -1. Resulta obvio que, en un átomo neutro, el número de electrones debe ser igual al número de protones.

Unidad de carga:

La carga que posee un electrón, que es igual y de signo contrario a la de un protón.

Lo que determina el tipo de átomo es el número de protones Cada uno de los diferentes elementos químicos está

constituido por un único tipo de átomo. El tipo de átomo viene determinado por el número de protones que haya en su núcleo. Así por ejemplo, los átomos con un protón son los átomos de hidrógeno; con dos protones, los átomos de Helio; con tres protones, los átomos de Litio, etc. El nombre de cada uno de estos elementos lo podemos representar de forma abreviada, mediante su símbolo químico (H, He, Li, …).

Al número de protones que un átomo tenga en su núcleo es a

lo que denominamos número atómico (Z).

Figura 2. Esquema de la representación que caracteriza a un átomo (ejemplo: átomo de helio). (En muchas ocasiones se suprime de la representación el número atómico, ya que éste ya está implícito en el símbolo del elemento).

La masa atómica y el número másico

Las masas de los átomos se han establecido de forma relativa: se comprobó, por ej. , que el átomo más ligero era el H, y que el átomo de carbono, C, pesaba aproximadamente 12 veces más que el átomo de H, el átomo de oxígeno 16 veces más, etc. Para establecer las masa atómicas relativas de todos los átomos se decidió tomar como referencia el átomo de carbono-12 (12C), asignándole una masa de valor 12 unidades. A estas unidades es a lo que se denominó unidades de masa atómica (uma). Así, actualmente decimos que: el átomo de C tiene una masa de 12 uma (aprox.); el H 1 uma (aprox.), el oxígeno 16 uma (aprox.), etc.

Prácticamente toda la masa de un átomo está concentrada en ese pequeñísimo espacio que ocupa el núcleo atómico. Se ha podido comprobar que las masas de los protones y de los neutrones, que son prácticamente iguales entre sí, son, a la vez, del orden de 1840 veces superiores a la masa del electrón. Además sabemos, que en nuestra escala relativa de masas, el átomo de 1H (con 1 protón y ningún neutrón en su núcleo) tiene 1 uma de masa: es decir, la masa de 1 protón será aproximadamente 1 uma. Luego, con estos datos (masa de protones y neutrones aproximadamente igual y ambas próximas a la unidad de masa atómica) podemos concluir que la masa de un átomo será prácticamente igual a la suma del número de protones y de neutrones que lo compongan.

A la suma del número de protones y de neutrones es a lo que denominamos número másico (A).

Símbolo químico:

Representación abreviada del nombre de cada uno de los elementos químicos.

Número atómico (Z): Número de protones presente en los núcleos de los átomos de un determinado elemento. Lo representamos con la letra Z.

Número másico (A):

Suma del número de protones (Z) y del número de neutrones (N) presente en los núcleos de un determinado átomo. Lo representamos con la letra A.

Masa atómica relativa: Masa de un átomo de un elemento, referida a la del 12C (=12 uma), expresada en unidades de masa atómica.

Unidad de masa atómica (uma):

La doceava parte de la masa del átomo de carbono-12 (12C).




Diferente número de neutrones determina la presencia de diferentes isótopos dentro de un mismo tipo de átomos Los neutrones son partículas sin carga, pero, como acabamos de ver, su masa es similar a la del protón. En muchos de los diferentes elementos químicos existen átomos que presentan diferente número de neutrones en su núcleo. Es decir, existen átomos que aun siendo del mismo tipo (igual número de protones o número atómico) tienen diferente número de neutrones. Esto implica que existirán, dentro de ese elemento, átomos cuya masa sea ligeramente diferente, y que denominamos isótopos. Así, por ejemplo: para el átomo de hidrógeno se han encontrado tres isótopos distintos:

. el más abundante en la naturaleza (el que no presenta ningún neutrón): 1H, . además existen átomos de H con 1 neutrón: 2H (deuterio), y . átomos con dos neutrones: 3H (tritio).

El tener igual número de protones, y por tanto de electrones, implica que los diferentes isótopos de un mismo elemento, tendrán las mismas características químicas

Teniendo en cuenta la presencia de isótopos, la masa atómica de un elemento será la masa atómica ponderada de los diferentes isótopos, medida en unidades de masa atómica (uma).

Por ejemplo: existen tres isótopos para el carbono. Sus abundancias relativas son 98,892% para 12C (como hemos visto, átomo elegido como patrón), 1,108% para 13C y una cantidad despreciable de 14C. La masa atómica del carbono será por tanto:

MAC = (0,98892) x (12 uma) + (0,01108) x (13,00335 uma) = 12,011 uma

Es decir, consideramos como masa atómica del elemento la masa atómica promedio de una muestra de ese elemento teniendo en cuenta que, en cada 100 átomos, aproximadamente encontraremos 99 de 12C y 1 de 13C.

Algunos de los isótopos de los distintos elementos no son estables. Esto implica que los núcleos de esos átomos tienden, de forma espontánea, a emitir partículas o radiaciones de alta energía, transformándose en otros isótopos. A los átomos que presentan estas características los denominamos radioisótopos o isótopos radiactivos.

Isótopos Átomos de un mismo elemento que únicamente se diferencian en el número de neutrones que poseen en su núcleo, siendo exactamente igual el número de protones y, por tanto, de electrones.

Masa atómica de un elemento

Masa atómica ponderada de los diferentes isótopos que existen en ese elemento.

Otros conceptos relacionados que conviene recordar/consultar

Elemento químico: Sustancias puras compuestas por un único tipo de átomos y que no pueden descomponerse en variedades más

simples de materia. Ver ficha: Moléculas y otras posibilidades. Masa atómica en gramos: Ver ficha Átomo-gramo.




Ejemplo

Podrías completar el siguiente cuadro:

Elemento Símbolo Isótopo Número atómico

(Z)

Número másico

(A)

Número protones

Número neutrones

Número electrones

2 2 Hidrógeno 2 Li 4 U 238

92

56 26 Solución:

Elemento Símbolo Isótopo Número atómico

(Z)

Número másico

(A)

Número protones

Número neutrones

Número electrones

Helio He He42 2 4 2 2 2

Hidrógeno H H21 1 2 1 1 1

Litio Li 3 7 3 4 3 Uranio U 92 238 92 146 92 Hierro Fe Fe56

26 26 56 26 30 26

1. El elemento cuyo número atómico (Z) es 2 es el Helio. Decir que Z es 2 es igual que decir que tiene 2 protones en su núcleo. Como nos dicen que tiene además 2 neutrones sabremos que su número másico es 4. Por tanto se tratará del isótopo de Helio-4. En cualquier átomo, el número de protones será igual al número de electrones.

2. El elemento Hidrógeno siempre tendrá como número atómico 1, es decir, un protón en su núcleo, lo que a su vez implica que cada átomo tendrá un electrón. Como nos dicen que el número másico es 2, nos están diciendo que se trata del isótopo 2H (deuterio), y por tanto deberá tener 1 neutrón (2-1=1).

3. El símbolo Li representa al elemento Litio, o lo que es lo mismo, el elemento cuyo número atómico es el 3 (luego tendrá 3 protones y 3 electrones). Sabiendo que este isótopo tiene 4 neutrones en su núcleo, sabemos que el número másico será 7 (3+4). Luego se trata del isótopo Litio-7.

4. El símbolo representa al isótopo uranio-238. o lo que es lo mismo, el elemento cuyo número atómico es 92 (92

protones y 92 electrones) y que tiene 146 neutrones en su núcleo (número másico 238=92+146). U 238

92

5. El elemento cuyo con 26 protones en su núcleo (Z=26), que tendrá, por tanto, 26 electrones es el Hierro (Fe). Si nos dicen que este isótopo tiene 56 como número másico (isótopo Hierro-56), esto implica que tendrá 30 neutrones.

Li73

U 23892

Ejercicio de autoevaluación Analizamos una muestra de un elemento cuyos átomos tienen 80 protones en su núcleo. Dentro de esa

muestra observamos que existen átomos que presentan entre sí ligeras diferencias en sus masas y que están en las siguientes proporciones:

Abundancia relativa (%) Masa atómica (uma) 0,15 195,97 9,97 197,94

16,87 198,94 23,10 199,95 13,18 200,96 29,86 201,97 6,87 203,97

a) ¿Podrías decir de que elemento se trata? b) ¿Cómo se puede explicar la diferencia de masa entre los átomos c)Según estos datos ¿cuál será la masa atómica de este elemento? Solución: a)Hg; b) son distintos isótopos; c) 200,59 uma


Átomo-gramo 1/3

QUÍMICA Cantidades Químicas ¿Cuánto pesa un átomo?

Sabemos que el átomo es la unidad estructural que justifica la química de cualquier sistema. Desde un punto de vista práctico, en nuestro trabajo como químicos, tendremos que manejar estos átomos: necesitaremos tener una determinada cantidad de átomos, saber cuántos átomos tendremos en una cantidad concreta de materia…. Por otra parte, en realidad, en nuestro “mundo macroscópico”, la forma de cuantificar la materia es a través de la medida de una masa. Por ejemplo, tendremos gramos, miligramos, kilogramos… de una determinada sustancia. La conversión de esta masa a número de átomos se hace necesario, ya que, como hemos mencionado, son estos últimos los que realmente tienen significación química ¿Hemos conseguido establecer este factor de conversión entre masa y átomos? o lo que es lo mismo ¿sabemos cuanto pesa un átomo? Átomos y átomos-gramo: Relación entre el peso atómico en uma y peso atómico en gramos.

Figura 1. Masas atómicas relativas: la masa de un átomo de carbono es aproximadamente equivalente a la de 12 átomos de hidrógeno.

Nos interesa manejar cantidad de sustancia en función del número de átomos, pero por otra parte, lo más práctico, es medir la masa en gramos

Toda la materia está formada a partir de los elementos químicos y sus combinaciones (ver ficha: Moléculas y otras posibilidades). Los átomos son las unidades estructurales básicas que constituyen toda materia (ver ficha Átomo: estructura), y en las que podemos encontrar todas las propiedades químicas de cada elemento. En nuestros estudios químicos, la unidad más pequeña con interés químico que vamos a manejar será ésta: el átomo (serán los distintos átomos los que se combinen entre sí, formando las distintas sustancias y, a su vez, serán los átomos de estas sustancias las que se recombinen en el transcurso de una reacción química...).

Por tanto, desde un punto de vista práctico nos interesa manejar cantidades de sustancias en función del

número de átomos que tengamos. Por ejemplo: imaginemos que queremos obtener moléculas de agua (H2O) a partir de hidrógeno y oxígeno: tendremos que poner el doble de átomos de hidrógeno que de oxígeno.

Por otra parte, la forma más habitual de manejar la materia, de tomar una determinada cantidad de

sustancia, es pesando unos gramos, miligramos, microgramos… de ella. ¿Cómo puedo establecer la relación entre gramos de materia y número de átomos? Muy fácil: sabiendo cuanto pesa un átomo. Por ejemplo, si sabemos que un átomo de carbono pesa aproximadamente 2x10-23 gramos, si tomo 2 gramos de carbono tendré 1023 átomos de carbono:

es la masa de... 2 x 10 –23 gramos 1 átomo de C será la masa de... 2 gramos ¿?

23

-232g × 1 at.C = 10 at.C2 × 10 g


Átomo-gramo 2/3


Autora: Mercedes de la Fuente Rubio

La masa atómica relativa

Las masas de los átomos se han establecido de forma relativa: se comprobó,

por ej. , que el átomo más ligero era el H, y que el átomo de carbono, C, pesaba aproximadamente 12 veces más que el átomo de H, el átomo de oxígeno 16 veces más, etc. Para establecer las masa atómicas relativas de todos los átomos se decidió tomar como referencia el átomo de carbono-12 (12C), asignándole una masa de valor 12 unidades. A estas unidades es a lo que se denominó unidades de masa atómica (uma). Así, actualmente decimos que: el átomo de C tiene una masa de 12 uma (aprox.); el H de 1 uma (aprox.), el oxígeno de 16 uma (aprox.), etc. Hoy en día sabemos que estas unidades de masa atómica están directamente relacionadas con el número másico y que cuando hablamos de la masa atómica de un elemento en realidad estamos hablando de la masa ponderada de los diferentes isótopos. (ver ficha Átomo: estructura).

Masa atómica relativa:

Masa de un átomo de un elemento, referida a la del 12C (=12 uma), expresada en unidades de masa atómica.

Unidad de masa atómica (uma):

La doceava parte de la masa del átomo de carbono-12 (12C).

La masa atómica absoluta en gramos: el número de Avogadro es el factor de conversión entre uma y gramo

Tenemos ahora por tanto, una escala para medir las masas atómicas. Con ella sabemos que si tenemos, por ejemplo:

. 1 gramo de grafito (composición 100% carbono, masa atómica aprox. 12) y

. 1 gramo de aluminio ( masa atómica aprox. 27), tendremos menos átomos en el gramo de aluminio, puesto que cada uno de estos átomos pesan más.

Si en vez de pesar un gramo fuésemos capaces de pesar en una balanza especial unidades de masa atómica, si pesamos, por ejemplo:

. 27 uma de grafito y

. 27 uma de aluminio tendremos un átomo de aluminio y 2,25 (27/12) átomos de carbono.

Ahora bien, no tenemos balanzas que pesen en uma. Podemos intuir que 1 uma corresponde a muy pocos, poquísimos gramos. Pero, ¿sabemos cuál es esta relación? la respuesta es claramente sí: Actualmente sabemos que el factor de conversión entre la unidad de masa atómica y el gramo es : 6,022 x 1023. Esto es:

. si pesamos : 6,022 x 1023 átomos de C (MAC = 12 uma), tendremos 12 gramos de C, o

. si pesamos 6,022 x 1023 átomos de H, tendremos 1 gramo de H, o

. si pesamos 6,022 x 1023 átomos de O, tendremos 16 gramos de O, etc. Es decir, podemos de forma general establecer que 6,022 x 1023 átomos de

cualquier elemento pesan una cantidad en gramos igual en magnitud a su masa atómica. Este es el concepto que originalmente se denominó átomo-gramo (cantidad de átomos que hay en una cantidad de gramos igual en número a la masa atómica de un elemento concreto), y que posteriormente pasó a incluirse en el concepto de mol (ver ficha: Mol). El número 6,022 x 1023 es el denominado Número de Avogadro.

Por tanto, un átomo-gramo o mol de átomos de un elemento contiene

6,022 x 1023 átomos y pesan un número de gramos igual a la masa atómica de ese elemento. Ahora ya sabemos que un átomo de cualquier elemento pesa en gramos el equivalente a su masa atómica (MA) dividido por el número de Avogadro (NA)

A

A

Mmasa de 1 átomo (gramos) = N

6,22 x 1023 átomos de cualquier elemento pesan una cantidad en gramos igual en magnitud a su masa atómica. Átomo-gramo o mol de átomos:

cantidad de átomos que hay en una cantidad de gramos igual en número a la masa atómica de un elemento concreto.

dicho de otra forma: Un átomo-gramo o mol de átomos de un elemento contiene 6,022 x 1023

átomos y pesan un número de gramos igual a la masa atómica de ese elemento.

Número de Avogadro(NA) = 6,022 x 1023

Masa absoluta de un

átomo

A

A

NM(gr)átomo1demasa =

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Átomo-gramo 3/3


Otros conceptos relacionados que conviene recordar/consultar Elemento químico: Sustancias puras compuestas por un único tipo de átomos y que no pueden descomponerse en variedades más

simples de materia. Ver ficha: Moléculas y otras posibilidades. Átomos: Unidades estructurales básicas constituyentes de toda la materia, en las que podemos encontrar todas las propiedades

químicas de un elemento. Ver ficha: Átomos: estructura. Mol: ver ficha: Mol

Ejemplo Relaciones masa/átomos:

a)¿Cuántos átomos del elemento oxígeno hay en 16 gramos de oxígeno? ¿y en 1 gramo de oxígeno?

b)¿Cuántos átomos-gramo o moles de átomos del elemento oxígeno hay en 16 gramos de oxígeno? ¿y en 1 gramo de oxígeno?

c)¿Cuánto pesa en gramos 1 mol de átomos o átomo-gramo del elemento oxígeno?¿y 2,5 moles de oxígeno? Dato: MA O = 16

Solución: a) La masa atómica del oxígeno es de 16 uma en la escala relativa (es decir, en función del 12C, asignando al

carbono-12 una masa de 12 unidades atómicas de masa). Luego sabemos que 6,022 x1023 átomos del oxígeno pesan 16 gramos. Para un gramo de O:

Odegramo1OdeátomosX

Odegramos16Odeátomos106,022 23

=×

Es decir, en un gramo de O tendremos 23

23(6,022×10 átomos de O)×(1 gramo de O) =0,38 × 10 átomos de O16 gramos de O

b) El concepto átomo-gramo o mol de átomos lo hemos definido como la cantidad de átomos que hay en una

masa en gramos de magnitud igual a la masa atómica relativa del elemento, luego 16 gramos de O equivale a un átomo-gramo o mol de ese elemento. Para un gramo de O:

Odegramo1OdemolesX

Odegramos16Odemol

=1

Es decir, en un gramo de O tendremos (1mol de O)×(1gramo de O) =0,0625 moles de O

16 gramos de O

c) De nuevo, tal y como hemos definido mol o átomo-gramo, sabemos que es la cantidad de átomos que

pesan en gramos una cantidad igual en número a la masa atómica relativa del elemento, luego un mol o átomo-gramo del elemento oxígeno pesa 16 gramos. Para 2,5 moles de O:

Odemoles2,5OdegramosX

Odemol1Odegramos16=

Es decir, 2,5 moles de O pesan

(16 gramos de O)×(2,5 mol de O) =40 gramos de O1mol de O

Ejercicio de autoevaluación ¿A cuántos moles de cadmio equivalen 11,2 kilogramos de este metal?¿Cuántos átomos hay en esa

cantidad de Cd? (MA Cd= 112,4) Solución: 100 moles de Cd; 6,022 x 1025 átomos.


Moléculas y otras posibilidades 1/5

QUÍMICA Agrupaciones y combinaciones de átomos Moléculas y otras posibilidades

Los átomos, las unidades estructurales químicas que forman la materia, muy raras veces los encontraremos solos. Por el contrario: tratarán de agruparse formando moléculas u otros tipos de agregados. Si analizamos la materia y su constitución nos encontraremos que ésta está constituida por diferentes sustancias, que podemos clasificar en: . Las sustancias más elementales, los elementos químicos: sustancias que están formadas por un único tipo de átomos, y

que por tanto, no podremos descomponer de forma química en otras sustancias más simples. Las formas de encontrar estos elementos será, o bien como átomos aislados – aquellos que son lo suficientemente estables como para no necesitar interaccionar con otros (estos son los gases nobles), o bien aquellos en los que átomos de un mismo tipo interaccionan entre sí formando sustancias que pueden ser moléculas, sustancias atómicas, sustancias metálicas… La forma de interacción de los átomos será diferente, pero todas tendrán en común que únicamente están formadas por un tipo de átomos, por un único elemento.

. Compuestos, cuando átomos de distinto tipo se combinan entre sí. Estos compuestos, por tanto, podremos descomponerlos químicamente en los diferentes elementos que los componen.

Los átomos están agrupados consigo mismo y con otros átomos dando lugar a combinaciones que forman las diferentes sustancias: elementos, compuestos iónicos, metálicos, moléculas, ….

Figura 1. Sustancias elementales: hidrógeno y oxígeno molecular y dos compuestos formados por esos dos elementos: agua y agua oxigenada

Elementos y compuestos Las diferentes sustancias que constituyen la materia las vamos a clasificar en sustancias simples, aquellas que están formados por únicamente un tipo de átomos (no podremos descomponerlas en sustancia más simples), que son los distintos elementos químicos, o en sustancias compuestas, los diferentes compuestos químicos. Estos compuestos están formados por más de un átomo diferente, pudiendo descomponerse en sustancias más simples (los elementos químicos que las componen). Por ejemplo, el hidrógeno o el oxígeno son elementos, el agua o el agua oxigenada, formadas ambas por estos dos elementos son compuestos de hidrógeno y oxígeno

Interacción entre átomos

Son muy pocos los átomos cuyas características químicas les permiten ser estables de forma aislada, sin interaccionar con otros. En concreto son los gases nobles (Helio, He; Neón, Ne; Argón, Ar; Criptón, Kr; Xenón, Xe y Radón, Rn) los únicos cuyos átomos tienen una configuración tal que en la naturaleza los encontramos en forma gaseosa e inerte. El resto de los átomos que constituyen los elementos químicos interaccionan entre sí. Como resultado de esta interacción se forma un enlace entre los átomos, y según sea esta interacción se formarán enlaces de distintos tipos.

Sustancias:

Porción de materia homogénea y con una composición química definida.

Elementos químicos: Sustancias formadas por un único tipo de átomos. Luego, es una sustancia simple, es decir, que no se puede descomponer en sustancias más sencillas mediante procedimientos químicos.

Compuestos:

Sustancia en cuya composición intervienen más de un tipo de átomos. Mediante procedimientos químicos podremos descomponerlos en los distintos elementos que la constituyen.

Enlace químico: Unión entre diferentes átomos debido a las fuerzas generadas por el intercambio o compartición de electrones externos de los átomos que se unen.

Dentro de las interacciones más fuerte entre átomos podemos citar, por ejemplo, aquellas que conducen a la formación de enlaces covalentes, iónicos, metálicos,… y entre las más débiles, por ejemplo, las interacciones de Van der Waalls o aquellas que conducen a la formación de enlaces de hidrógeno.




Autora: Mercedes de la Fuente Rubio

Enlaces covalentes y moléculas Tanto los átomos de las sustancias simples (elementos químicos) como los de los compuestos los podremos encontrar organizados formando moléculas. Avogadro fue el primero que postuló la posibilidad de que las “partículas” de algunos elementos gaseosos estuviesen formadas por dos átomos. A estas agrupaciones las llamó moléculas. Hoy utilizamos este término para referirnos a cualquier agrupación de un número determinado de átomos, formando así unidades discretas. Por ejemplo, el elemento hidrógeno (H) lo podemos encontrar como agrupaciones de dos átomos, formando las moléculas de hidrógeno (H2), o el elemento oxígeno (O) que lo podemos encontrar en dos formas alotrópicas: como moléculas de oxígeno (O2) o como moléculas de ozono (O3) (Figura 1). Igualmente hablamos de moléculas de agua o moléculas de agua oxigenada para referirnos a las unidades estructurales que forman estos compuestos (ver Figura 1). La característica común a todas las moléculas es la interacción entre en número concreto de átomos mediante enlaces covalentes. Otras formas de agrupación de los átomos

Los átomos no siempre se organizan en unidades discretas. En muchas sustancias, los átomos interaccionan formando redes tridimensionales extensas y continuas. Este es el caso de las sustancias atómicas, metálicas o iónicas:

Sustancias atómicas La interacción mediante enlaces covalentes puede dar lugar a extensos entramados de átomos, en lugar de a unidades discretas: en este caso hablamos de sustancias atómicas. Igual que sucede en las moléculas, los átomos que constituyen una red de este tipo pueden ser:

. todos del mismo tipo: sustancia elemental atómica. Ejemplos de este tipo son el grafito o el diamante (Figura 2), dos de las formas alotrópicas del carbono.

. átomos de dos o más elementos químicos: compuestos atómicos. Un ejemplo es el dióxido de silicio (cuarzo). En este sólido atómico cada átomo de silicio se une a cuatro átomos de oxígeno, y cada átomo de oxígeno está unido a dos átomos de silicio (por cada átomo de silicio hay dos de oxígeno: (SiO2)n).

Sustancias metálicas Otra forma en la que los átomos se pueden encontrar es unidos mediante lo que denominamos enlaces metálicos. Así es como están los átomos que constituyen las sustancias elementales de los metales: cobre, aluminio, sodio, calcio, hierro, oro, plata,…

Figura 2. Una de las formas alotrópicas del carbono.

Figura 3.

Sustancias iónicas Finalmente, existe otra importante forma de interacción entre átomos que consiste en el intercambio de electrones: un átomo cede uno o más electrones, formándose un catión, a otro que los acepta, formándose un anión. A esta interacción es a la que denominamos enlace iónico. Las sustancias en las que los átomos se organizan mediante enlaces de este tipo son los compuestos iónicos. Como ejemplo podemos citar cualquier sal, como el cloruro sódico (Figura 3).

Enlace covalente: Unión entre dos átomos a través de la compartición de pares de electrones.

Moléculas: Agrupación de átomos, constituyendo las partículas más pequeñas de una sustancia con las propiedades químicas específicas de esa sustancia. Se caracterizan por estar constituidas por un número de átomos finito dando lugar a unidades discretas con composición constante.

Formas alotrópicas: Las distintas formas en las que podemos encontrar un mismo elemento, según las diferentes formas en las que se agrupan los átomos. Constituyen sustancias que presentan diferentes propiedades químicas y físicas.

Sustancias atómicas: Redes tridimensionales extensas de átomos unidos mediante enlaces covalentes.

Enlace metálico: Tipo de enlace entre átomos en el que los electrones quedan deslocalizados por toda la sustancia: “flotan” en una nube general de electrones sobre todos los núcleos atómicos. Son más débiles que los enlaces iónicos o covalentes.

Sustancias metálicas: Aquellas en las que los átomos que las integran están unidos mediante enlace metálico.

Enlace iónico: Tipo de enlace entre átomos en el que se produce un intercambio de electrones, formándose los iones correspondientes: aniones y cationes.

Ión: Partícula con exceso de carga, positiva o negativa.

Anión: Ión con carga negativa.

Catión: Ión con carga positiva.

Sustancias iónicas: Aquellas en las que los átomos interaccionan intercambiando uno o más de sus electrones, es decir, mediante enlace iónico.




Representación química de los elementos y los compuestos: los símbolos y las fórmulas químicas Los elementos químicos los representamos mediante los símbolos químicos. Para los compuestos utilizamos las fórmulas químicas. Una fórmula química de un compuesto indica el tipo de átomos que lo componen mediante el símbolo químico de cada uno de los elementos.

Diferenciamos entre las fórmulas moleculares y las fórmulas empíricas. Las primeras sirven para representar, como su nombre indica, a las moléculas. Con la fórmula molecular se da una expresión cualitativa (qué tipo de átomos) y cuantitativa (cuántos átomos de cada tipo) de una molécula. Es decir, la fórmula molecular incluye, además de los símbolos químicos de todos los elementos que integran cada una de las moléculas, la cantidad exacta de átomos de cada elemento que hay, lo que se indica mediante un subíndice en cada uno de los símbolos químicos. Por ejemplo la fórmula molecular para el agua es H2O, y la del agua oxigenada (o peróxido de hidrógeno) es H2O2. Estas fórmulas nos están indicando que, en el agua, cada molécula esta compuesta por dos átomos del elemento hidrógeno y un átomo del elemento oxígeno, y en el agua oxigenada, cada molécula está formado por dos átomos del elemento hidrógeno interaccionando con dos átomos del elemento oxígeno.

Símbolo químico:

Representación de un átomo de un elemento.

Fórmula química: Representación, mediante los símbolos químicos, de los compuestos químicos.

Fórmula molecular: Fórmula química que indica el tipo y números de átomos que componen una molécula.

Fórmula empírica: Formula química que muestra la relación más simple que existe entre los distintos elementos que forman un compuesto.

En el caso de las sustancias no moleculares no tiene sentido hablar de fórmula molecular. En estos casos los representamos mediante una fórmula química que expresa la proporción relativa de los átomos que integran el compuesto, en su relación más simple. Por ejemplo, la fórmula para el Cloruro sódico es NaCl, que nos indica que por cada átomo de Cloro existe en el compuesto un átomo de Sodio, o como hemos mencionado para el cuarzo (sólido atómico) SiO2, que indica que la proporción entre átomos de Si y O es de 1:2. A esta representación de la proporción relativa más sencilla de cada uno de los elementos que forman los compuestos es a lo que denominamos fórmula empírica. Aunque resulta obvio que no tiene sentido hablar de fórmula molecular para un compuesto no molecular, en el caso de los compuestos moleculares sí podemos hablar de fórmula molecular y de fórmula empírica: esta última sería una reducción de la fórmula molecular que exprese únicamente la relación entre átomos, pero no el contenido real de estos en cada molécula. Así, por ejemplo, para el agua, H2O es su fórmula molecular y fórmula empírica al mismo tiempo. Para el agua oxigenada, H2O2 es la fórmula molecular, mientras que la fórmula empírica será HO. ¿Cuánto pesa una molécula? Hablamos de masa (o peso) molecular de un compuesto para referirnos a la masa de una de sus moléculas medida en unidades de masa atómica. Como es fácil deducir, la masa de una molécula será la suma de las masas de los distintos átomos que la componen, o lo que es lo mismo, la suma de las masas atómicas de los átomos representados en la fórmula molecular. Y si la sustancia no esta constituida por moléculas…

Si la sustancia no es un compuesto molecular no tendría sentido hablar de peso molecular (aunque en algunas ocasiones lo hacemos). En vez de esto, hablamos de peso fórmula, que se corresponde con la suma de las masas atómicas de los elementos representados en la fórmula química que representa a ese compuesto, que en este caso será la fórmula empírica.

Peso molecular: Masa de una molécula. Es el resultado de sumar las masas atómicas de cada uno de los átomos que la componen. Se expresa en unidades de masa atómica (uma).

Peso fórmula: Suma de los pesos atómicos de los átomos representados en una fórmula química.

El concepto de peso fórmula, por tanto, es más amplio que el de peso molecular: una molécula, la podremos representar por su fórmula molecular y, por tanto, el peso fórmula y el peso molecular coincidirán. Para los compuestos no moleculares, la fórmula química que los representa será la fórmula empírica y, por tanto, el peso fórmula se corresponde con la suma de las masa atómicas de los elementos representados en la fórmula empírica.




Molécula-gramo o Mol de moléculas Sabemos que la masa atómica de cada elemento químico expresada en la uma es una masa relativa referida a la masa del átomo 12C (ver ficha Átomo-gramo). El número de Avogadro (6,022 x 1023) implica el número de átomos que debemos pesar para tener una cantidad de masa en gramos numéricamente igual a la masa atómica del elemento que estemos manejando. Por extensión, y teniendo en cuenta que las moléculas son agrupaciones concretas de átomos, podemos deducir que si pesamos 6,022 x 1023 moléculas de una determinada sustancia, tendremos un número de gramos igual al peso molecular de esa sustancia. Este concepto originalmente se denominó molécula-gramo (de forma similar al concepto de átomo-gramo, ver ficha Átomo-gramo), y posteriormente se ha incluido en el concepto de mol (ver ficha Mol).

Por tanto, una molécula-gramo o mol de moléculas de una sustancia contiene 6,022 x 1023 moléculas y pesan un número de gramos igual al peso molecular de esa sustancia. Ahora ya sabemos que una molécula de cualquier sustancia pesa en gramos el equivalente a su peso molecular (pM) dividido por el número de Abogador (NA)

A

pMmasa de 1 molécula (g) = N

Molécula-gramo o mol de moléculas:

Cantidad de moléculas que hay en una cantidad de gramos igual en número a la masa molecular de esa sustancia.

dicho de otra forma: Una molécula-gramo o mol de moléculas contiene 6,022 x 1023 moléculas y pesan un número de gramos igual a la masa molecular de esa sustancia.

Número de Avogadro (NA) = 6,022 x 1023

Masa absoluta de una

molécula

ANpM(gr)molécula1demasa =

Otros conceptos relacionados que conviene recordar/consultar Átomos: Unidades estructurales básicas constituyentes de toda la materia, en las que podemos encontrar todas las propiedades

químicas de un elemento. Ver ficha: Átomo: estructura. Masa atómica relativa: Ver ficha: Átomo-gramo Mol: ver ficha: Mol. Ejemplo

Estamos analizando una muestra en cuya composición intervienen el carbono, el hidrógeno, el nitrógeno y el oxígeno. Descomponemos 100 gramos de esta sustancia y pesando por separado cada uno de los componentes vemos que hay un 49.48% de C; 5.19% de H; 28.85% de N y 16.48% de O ¿Podemos conocer la fórmula empírica de este compuesto? Si sabemos que su masa molar es 194.19 g mol−1 ¿Cuál será su fórmula molecular? Consideramos las masas atómicas como: H = 1.0079; C = 12.0107; N = 14.0067 y O = 15.9994

Solución:

Gramos de cada elemento en cada 100 gramos de muestra: 49.48 g de C 5.19 g H 28.85 g N 16.48 g O




Convertimos a moles de cada elemento esas cantidades de gramos: Para el carbono:

1 mol at. C49.48 g de C × = 4.12 moles at. C12.0107 g de C

Para el hidrógeno:

1 mol at. H5.19 g de H × = 5.15 moles at. H1.0079 g de H

Para el nitrógeno:

1 mol at. N28.85 g de N × = 2.06 moles at. N14.0067 g de N

Para el oxígeno:

1 mol at. O16.48 g de O × = 1.03 moles at. O15.9994 g de O

Relación entre moles de cada elemento (dividimos todos por el número más pequeño de moles):

C: 4.12 / 1.03 = 4 H: 5.15 / 1.03 = 5 N: 2.06 / 1.03 = 2 O: 1.03 / 1.03 = 1

Por tanto, la relación entre el número de moles de los distintos elementos que forman este compuesto, es decir, la fórmula empírica, será:

C4H5N2O

(en este caso todos han resultado ser número enteros, si no resulta así, multiplicaríamos todos por un factor de forma que consigamos la relación entre el número de moles en forma de números enteros y más sencillos posibles) Podemos comprobar que el peso fórmula de este compuesto será:

4(12.0107) + 5(1.0079) + 2(14.0067) + 15.9994 = 97.0951

Sabiendo que la masa molar de este compuesto es 194.19 g mol−1 (o lo que es lo mismo, la masa de una molécula de este compuesto es de 194.19 uma):

149.19 297.0951

; Es decir, en cada molécula tendremos 2 veces esa fórmula empírica.

Por tanto, la fórmula molecular de este compuesto será:

C8H10N4O2

Ejercicio de autoevaluación

Si la fórmula empírica de un compuesto es C2H4O y tiene un peso molecular de 88. ¿Cuál es su fórmula molecular? ¿Cuál será el porcentaje en gramos de carbono, hidrógeno y oxígeno? (MAC=12; MAH=1; MAO=16) Solución: C4H8O2; 54,5% de Carbono, 36,4% de Oxígeno y 9,1% de Hidrógeno.


Mol 1/4

Química Cantidades de partículas que constituyen la materia El mol: unidad del SI para cantidad de sustancia

La materia está constituida por partículas: átomos o iones, que podemos encontrar formando sustancias elementales o compuestos, por ejemplo, moléculas. El tamaño de los átomos o iones y de las moléculas es muy pequeño, lo que implica que cada vez que manejemos porciones de materia, gramos de cualquier sustancia, tenemos millones de estas unidades fundamentales en nuestras manos. Desde un punto de vista químico nos resultará muy conveniente manejar las cantidades de sustancias conociendo el número de estas unidades estructurales que las forman, es decir, nos interesa saber cuántos átomos, cuantos iones, cuantas moléculas, … hay en nuestro sistema de trabajo. Una forma muy cómoda de manejar estas cantidades es darle un nombre a un número concreto, y elevado, de ellas, por ejemplo: a cada 6,022x1023 las vamos a llamar mol: un mol de átomos, un mol de moléculas, un mol de iones… ¿Y por que cogemos estos grupos de 6,022x1023 elementos? Porque, como veremos, este número tiene un significado químico muy especial: la masa de un grupo de 6,022x1023 átomos o moléculas es numéricamente igual a la masa de uno de esos átomos o de una de esas moléculas (uma), pero en unidades de gramos. Es decir: el mol nos proporciona el factor de conversión entre unidades de masa atómica y gramos. El mol es una forma muy útil, desde el punto de vista químico, de contar las entidades constituyentes de la materia.

El concepto de mol lleva implícito dos aspectos fundamentales: . en primer lugar, y el más importante, se trata

de un factor de conversión entre unidades de masa en gramos (g) y unidades de masa atómica (uma).

. por otro lado, cuando hablamos de un mol estamos hablando de un número de unidades, es decir, podemos hablar de un mol de átomos, un mol de iones, un mol de electrones, un mol de moléculas, etc. 1 mol de átomos de un elemento concreto contiene exactamente un número de átomos igual al Número de Avogadro (NA = 6,022 x 1023).

Conocemos la cantidad de sustancia de una muestra mediante la medida de la cantidad de masa de esa muestra: contamos átomos, iones, moléculas …, mediante su peso Estos dos aspectos mencionados, implícitos en el concepto de mol, son ambos la consecuencia de conocer cuanto pesa un átomo, o visto de otra forma, cuantas partículas atómicas podemos encontrar en una masa concreta de una muestra. Si pesamos 6,022x1023 átomos de carbono-12, estos nos pesarán justamente 12 gramos. Si pesamos 6,022x1023 átomos de hidrógeno-1, pesarán 1 gramo. Si pesamos 6,022x1023 átomos de oxígeno-16, pesarán 16 gramos. Es decir, podemos de forma general decir que 6,022x1023 átomos de cualquier elemento pesan una cantidad en gramos igual en magnitud a la masa atómica de ese elemento (ver ficha: Átomo-gramo). De esta forma, se ha elegido este número, NA, por su importante significado químico: podemos manejar cantidad de partículas (cantidad de sustancia) de una muestra de forma que no tengamos que utilizar cifras tan astronómicas, y que, sobre todo, nos permita conocer el número de estas entidades que existen en una muestra, simplemente pesando, en una balanza, una determinada cantidad de masa.

Mol:

Definición oficial: Número de átomos que hay exactamente en 12 gramos de carbono-12. En general, es la unidad para la medida de cantidad de sustancia seleccionada por el Sistema Internacional (SI). El número de unidades que representa es el Número de Avogradro (6.022 x 1023).

Número Avogadro (NA): Número de unidades que hay en un mol. 6.02214179 x 1023 mol-1 (± 0.00000030 mol-1) [Valor CODATA 2006]). Nos aporta el factor de conversión entre cantidad de sustancia y cantidad de masa.

Cantidad de sustancia Número de partículas, de entidades químicas, que encontramos en una determinada cantidad de muestra.

Cantidad de masa Cantidad de materia contenida en una determinada cantidad de muestra.


Mol 2/4


El Número de Avogadro nos aporta la masa atómica absoluta de los elementos Sabemos que la masa atómica de los elementos se ha establecido de una forma relativa (ver ficha Átomo): la masa atómica en unidades de masa atómica (uma) expresa la masa de cada uno de los átomos en relación a la de uno de ellos (carbono-12) que se ha tomado como patrón. Ahora, conociendo el número de Avogadro ya podemos hablar en términos absolutos: un átomo de carbono-12, que por definición tiene una masa de 12 uma en la escala relativa de las masa atómicas, en nuestra escala más cotidiana (gramos) tendrá una masa de 12 g/NA. (si 12 gramos de una muestra de carbono-12 contiene NA átomos, cada átomo pesará: 12 g/NA). De forma general podremos decir que 1 átomo de cualquier tipo pesa MA(gr) /NA. El concepto de mol no sólo lo podemos aplicar al átomo: podemos hablar de moles de iones, moles de electrones, moles de moléculas… en definitiva el mol es una cantidad (6.022 x 1023) de partículas o unidades estructurales Todo lo que hemos visto desarrollando el concepto de mol de átomos es fácilmente extensible al resto de las partículas que estructuran la materia. Por ejemplo: nos fijamos en una molécula de agua: está formada por 1 átomo de oxígeno y 2 átomos de hidrógeno. Su masa molecular será (aproximadamente) = 16 + (2x1) = 18 uma). Si consideramos un mol de moléculas tendremos 1 mol de átomos de oxígeno y 2 moles de átomos de Hidrógeno. La masa de un mol de moléculas de agua será, por tanto: 16 + (2x1) = 18 gramos.

Molécula: H2O formada por:

Masa atómica total (Nº átomos x MA)

Mol de moléculas de H2O contendrá:

Masa de un mol (MA expresada en gramos)

1 átomo de O (MA = 16) 1 x 16 = 16 uma 1 mol de átomos

de O 1 x 16 = 16 g 2 átomo de H (MA = 1) 2 x 1 = 2 uma 2 moles de átomos

de H (MA = 1) 2 x 1 = 2 g Masa molecular 18 uma Masa de un mol de

H2O 18 g

Como extensión al planteamiento que hacíamos para los átomos, podemos deducir fácilmente que una molécula pesará, en términos absolutos su peso molecular, expresado en gramos, dividido por el número de Avogadro: pM(gr)/NA.

Masa atómica absoluta de un elementos:

Masa promedio de un átomo de ese elemento. Se corresponde con el valor numérico de la masa atómica relativa de ese elemento, expresada en gramos, dividida por el Número de Avogradro (6.022 x 1023).

Masa molecular absoluta: Masa de una molécula. Se corresponde con el valor numérico de la masa molecular “relativa” de esa molécula, expresada en gramos, dividida por el Número de Avogradro (6.022 x 1023).

Masa molar: Masa de un mol de sustancia (puede ser un mol de átomos, si se trata de una sustancia elemental, un mol de moléculas, …

Volumen molar: Volumen ocupado por un mol de sustancia (puede ser un mol de átomos, si se trata de una sustancia elemental, un mol de moléculas, …

Volumen molar normal: Volumen ocupado por un mol de sustancia en condiciones normales (p= 1 atm. y Tª = 0 ºC).

Número de moles (n) que hay en una determinada cantidad de masa será:

masa (g)nº moles=masa molar (g/mol)

Masa molar y Volumen molar Hemos venido calculando la masa de un mol de átomos, de un mol de moléculas… En general, nos referimos a la masa de un mol de cualquier entidad como la masa molar. Analizando el concepto de masa molar nos podemos dar cuenta que éste implica un puente directo entre moles y gramos. Por ejemplo, el carbono-12 tiene, por definición, una masa molar de exactamente 12 g/mol, el agua tendrá una masa molar de 18 g/mol,… luego el número de moles (n) que hay en una determinada cantidad de masa será:

(g/mol)molarmasa(g)masamolesnº =

Igualmente, hablamos de volumen molar para referirnos al volumen que ocupa un mol, sea éste de lo que sea. El término volumen molar normal es el volumen que ocupa un mol en unas condiciones determinadas de presión y temperatura, en condiciones normales: p= 1 atmósfera y T= 0ºC ó 273,15 K. Uno de los grandes descubrimientos que llevó a sentar las bases de la Química como Ciencia y poder establecer la existencia de moléculas fue encontrar que bajo las mismas condiciones de temperatura y presión un mol de cualquier gas ocupaba un mismo volumen. En concreto, el volumen molar normal de cualquier gas es 22,4 L.


Mol 3/4



Átomo y átomo-gramo. Ver ficha: Átomo gramo Molécula. Ver ficha Molécula y otras posibilidades)

Ejemplo

En cual de las siguientes cantidades hay mayor y menor cantidad de átomos de oxígeno: a) 32 gramos de O2; b) 32 gramos de ozono O3; c) 1 mol de O3; d) 1 mol de O3; e) 1 L de agua pura a 25ºC; e) 20 g de glucosa (C6H12O6). Consideramos: Densidad del agua (25ºC) = 1 g/mL; Masa atómica O = 16; Masa atómica H = 1; Masa atómica C= 12. Solución:

a) 32 gramos de O2

1 mol de átomos de oxígeno pesa 16 gr; luego 32 gramos de oxígeno equivalen a 2 moles de átomos de oxígeno, es decir habrá:

2 x 6,022 x 1023 átomos de oxígeno.

b) 32 gramos de O3

Igual que en el apartado anterior. Es decir: 1 mol de átomos de oxígeno pesa 16 gr; luego 32 gramos de oxígeno equivalen a 2 moles de átomos de oxígeno, es decir habrá:

2 x 6,022 x 1023 átomos de oxígeno. c) 1 mol de O2

En 1 mol de O2 habrá 2 moles de átomos de oxígeno, es decir habrá: 2 x 6,022 x 1023 átomos de oxígeno.

d) 1 mol de O3

En 1 mol de O3 habrá 3 moles de átomos de oxígeno, es decir habrá: 3 x 6,022 x 1023 átomos de oxígeno.

e) 1 L de agua pura a 25 ºC

Sabiendo que hay:

en cada mililitro de H2O hay 1 gramo de H2O (densidad del agua= 1g/mL), en 1 L (103 mL) tendremos 103 gramos de H2O.

El peso molecular del agua es (2x1)+16= 18 (Ver ficha Molécula y otras posibilidades); luego:

18 gramos de H2O contienen 1 mol de moléculas de H2O, por tanto en 103 gramos de H2O tendremos 103 g/18 g=55,56 moles de moléculas de agua.

Como en cada molécula de H2O tenemos 1 átomo de oxígeno en 55,56 moles de H2O habrá 55,56 moles de átomos de oxígeno, es decir tendremos:

55,56 x 6,022 x 1023 átomos de oxígeno.


Mol 4/4



f) 20 g de glucosa (C6H12O6)

Peso molecular de la glucosa (C6H12O6) (Ver ficha Molécula y otras posibilidades): (6x12)+(12x1)+(6x16)= 180; luego:

180 gramos de C6H12O6 contienen 1 mol de C6H12O6, por tanto en 20 gramos de C6H12O6 tendremos 20 g/180 g= 0.1 mol de C6H12O6

Como en cada molécula de C6H12O6 tenemos 6 átomo de oxígeno

en 0,1 mol de C6H12O6 habrá 0,1 x 6= 0,6 moles de átomos de oxígeno, es decir tendremos:

0,6 x 6,022 x 1023 átomos de oxígeno

Concluimos que, de todas estas cantidades, habrá mayor número de átomos de oxígeno en 1L de agua y menos en 20 g de glucosa.


Vamos a llevar a cabo una reacción en la que necesitamos poner en contacto cantidades equimolares de hidróxido sódico (NaOH) y de acido clorhídrico (HCl):

a) Si queremos tener en el medio de reacción 0,045 moles de NaOH ¿cuántos gramos tenemos que pesar de NaOH?

b) Considerando que disponemos de una disolución de ácido clorhídrico comercial que tiene una densidad de 1,18 g/mL a 20 ºC, y una riqueza en masa (% m/m) del 37 % (ver ficha Disoluciones), que volumen de HCl deberemos añadir?

Consideramos las masas atómicas del Na= 23; del Cl= 35,5; del O=16; del H=1. Solución: a) Necesitaremos tener 1,8 gramos de NaOH; b) en 3,76 mL de esa disolución tendremos

1,64 gr de HCl, que es la cantidad que necesitamos para que haya 0,045 moles de HCl.

Disoluciones 1/7

QUÍMICA Mezclas homogéneas de sólidos, líquidos y gases Las disoluciones

Con frecuencia, los sistemas químicos con los que trabajamos no los encontramos formados por sustancias puras, sino por mezclas de varias sustancias químicas. En la mayoría de las ocasiones vamos a trabajar con un tipo especial de estas mezclas, que denominamos disoluciones, ya que éstas nos aportan algunas ventajas de tipo práctico, como por ejemplo que diferentes sustancias en disolución se mezclan fácilmente o que podemos medir cantidades de sustancias de forma relativamente sencilla. Como veremos, cualquier disolución está constituida, al menos, por dos sustancias: una de ellas, la que encontramos en mayor cantidad, es a la que denominamos disolvente, y la otra, la que está en menor proporción, es la que se denomina soluto. Tanto el soluto como el disolvente pueden tratarse de un sólido, un líquido o un gas. Una de las principales características de una disolución es su concentración, esto es, la cantidad de soluto que tenemos en una cantidad concreta de disolvente. Las sustancias se pueden presentar puras o mezcladas. En química, utilizamos mucho un tipo de mezclas homogéneas: las disoluciones. Las distintas sustancias que manejamos no siempre las tenemos como sustancias puras, sino como mezclas. Las sustancias que componen una mezcla se encuentran interactuando en mayor o menor grado, pero no reaccionan químicamente entre sí, sino que cada sustancia sigue manteniendo su entidad (ver ficha: Estequiometría). Estas mezclas pueden ser entre sustancias sólidas, como por ejemplos algunas aleaciones entre metales, entre líquidos, por ejemplo el alcohol 95% (etanol + agua), entre gases, por ejemplo el aire (mezcla de O2, N2, vapor de H2O…), sólido-líquido (azúcar en agua), sólido-gas (humo), o líquido-gas (en bebidas gaseosas: agua + CO2). El resultado de mezclar dos o más sustancias puede darnos un material totalmente homogéneo, por ejemplo el aire, con el mismo aspecto y propiedades en toda su extensión (mezclas homogéneas) o heterogéneo, por ejemplo el suelo (mezclas heterogéneas). Hay unas mezclas homogéneas que son de especial interés para los químicos debido a su gran utilidad: las disoluciones, en ellas, el tamaño de las partículas de las diferentes sustancias que la componen, o los agregados de estas, es tan pequeño que no las podemos observar a simple vista. A la sustancia o sustancias que tenemos en menor proporción en la disolución las denominamos solutos. El soluto se “disuelve” en otra sustancia que será la mayoritaria y que denominamos disolvente. Muy frecuentemente utilizamos el agua como disolvente, y denominamos a las disoluciones resultantes disoluciones acuosas.

Como bien sabemos, no todas las sustancias son solubles entre sí, se trata de un “juego de fuerzas”: para que una sustancia (soluto) sea soluble en otra (el disolvente) las fuerzas de atracción que mantienen unidas a las moléculas o iones en el soluto tienen que ser superadas por las fuerzas que atraen a las partículas del soluto y el disolvente en la disolución. Esto sucede, por ejemplo, si mezclamos sal (NaCl) y agua. Por el contrario, cuando mezclamos agua y aceite las fuerzas de atracción de las moléculas de agua entre sí, y de las moléculas de aceite entre sí, son superiores a las que pueden existir entre las moléculas de agua con aceite: los mezclamos, pero no se disuelven.

Mezcla:

Agregación o incorporación de varias sustancias, sin que reaccionen químicamente entre sí, cada sustancia en la mezcla conserva sus propias características.

Mezcla homogénea Mezcla que tiene una composición constante en toda su extensión (sus componentes interactúan íntimamente entre sí).

Mezcla heterogénea Mezcla que tiene una composición diferente según la zona donde se observe (los componentes sufren entre si interacciones muy pequeñas).

Disolución: Mezcla homogénea en la que el tamaño de las partículas que la componen es tan pequeño que no lo podemos observar a simple vista (los átomos, iones o moléculas que constituyen el soluto no están agregados entre sí, sino separados por el disolvente).

Soluto: Sustancia que encontramos en menor proporción en una disolución.

Disolvente: Sustancia que encontramos en mayor proporción en una disolución.


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Concentración de las disoluciones La concentración es una de las propiedades que mejor caracterizan una disolución. Cuando expresamos la concentración de una disolución estamos diciendo cuál es la proporción entre soluto y disolvente. Así, por ejemplo, podemos dar la masa de un soluto (gramos) disuelta en un determinado volumen (litros) de disolución o de disolvente, o cantidad de sustancia (moles) disuelta en una determinada cantidad de disolvente, etc… Lo digamos como lo digamos, siempre estamos aportando la misma información: proporción entre soluto y disolvente. ¿Qué forma elegimos? La que nos resulte más cómoda y útil, según el caso… Tanto por ciento en masa y tanto por ciento en volumen En general estamos muy acostumbrados a utilizar el porcentaje para indicar la relación entre dos cantidades, referidas a un total de 100. Cuando indicamos la concentración de una disolución como el tanto por ciento en masa (% m/m) estamos dando el porcentaje en masa (gramos) del soluto contenido en 100 g de disolución. Por ejemplo, una disolución acuosa al 20% en peso de sacarosa contendrá 20 g de sacarosa por cada 100 g de disolución (sacarosa + agua). Dicho de otra forma: en cada 100 g de disolución tendremos 20 g de sacarosa y 80 g de disolvente (en este caso agua). Dado que el disolvente en muchas ocasiones será un líquido, conviene recordar que la conversión entre volumen y masa es inmediata conociendo la densidad de la sustancia (densidad = masa / volumen). Cuando el soluto también sea un líquido, nos resultará más cómodo medir volúmenes que masas. En estos casos podemos expresar la concentración como el tanto por ciento en volumen (% v/v). Así por ejemplo, si hablamos de una disolución acuosa de etanol al 95% en volumen estamos indicando que tendremos 95 mL de etanol en cada 100 mL de disolución (etanol + agua) (conviene recordad que cuando se mezclan dos sustancias, los volúmenes no son aditivos).

En algunas ocasiones también se utiliza el porcentaje masa/volumen (% m/v) que expresa el porcentaje en masa (gramos) del soluto contenido en 100 mL de disolución.

Concentración:

Proporción entre la cantidad de soluto y la cantidad de disolvente de una disolución.

Tanto por ciento en masa:

Porcentaje en masa (gramos) del soluto contenidos en 100 g de disolución.

=masa soluto (g)%m/m ×100

masa disolución (g)

Tanto por ciento en volumen:

Porcentaje en volumen (mL) del soluto contenidos en 100 mL de disolución.

=vol. soluto (mL)%v/v ×100

vol. disolución (mL)

Porcentaje masa/volumen:

Porcentaje en masa (g) del soluto contenidos en 100 mL de disolución.

=masa soluto (g)%m/v ×100

vol. disolución (mL)

Densidad:

Propiedad de una sustancia que expresa el volumen ocupado por una masa concreta de esa sustancia.

Fracciones molares: Número de moles total de una sustancia en una mezcla, dividida por el número total de moles en la mezcla (moles de soluto + moles de disolvente).

sχ =o

on moles soluton moles totales

Fracciones molares Sabemos que la unidad química para medir cantidad de sustancia es el mol, por tanto, también podemos indicar la cantidad de soluto y de disolvente expresando la relación entre el número de moles de cada uno de los componentes de una disolución en relación con el número de moles totales que tenemos en la disolución. Por ejemplo, imaginemos una mezcla de dos sustancias, A y B. La fracción molar de A será el número de moles de A en relación con el número de moles total (nº de moles de A + nº de moles de B). La fracción molar de B será, de forma análoga, el número de moles de B en relación con el número de moles total (nº de moles de A + nº de moles de B). Disoluciones para reacciones químicas: Molaridad y Normalidad

Cuando queremos provocar una reacción química tenemos que poner en contacto las sustancias que van a reaccionar, lo que hacemos en muchas ocasiones mezclando dos disoluciones que contengan estos reactivos. Para que la reacción transcurra de una forma óptima (ver ficha: Estequiometría) tendremos que poner una relación de número de moles

Concentración molar o molaridad:

Número de moles de soluto por cada litro de disolución.

(L)disoluciónvolumensolutomolesno

=M


Disoluciones 3/7


concretos de cada una de estas sustancias. Por tanto, lo más cómodo y práctico será hablar de número de moles de cada sustancia para un volumen concreto de disolución. Así, definimos la concentración molar o molaridad (M) como el número de moles (n) de soluto por cada litro de disolución (mol.L-1). Por ejemplo, una disolución acuosa 0,5 M de sacarosa contendrá 0,5 moles de sacarosa en cada litro de disolución. Con esta forma de expresar la concentración no nos estamos preocupando de especificar exactamente la cantidad de disolvente: lo que realmente nos interesa es saber, por ejemplo, que si tenemos una disolución 0,5 M de sacarosa y tomamos ½ L de ella, en realidad allí tendremos 0,25 moles de sacarosa, el resto, hasta completar el volumen de ½ L, será disolvente, en este caso agua, aunque de forma inmediata no podremos decir el número de moles exactos de agua que habrá. Existen algunos tipos concretos de reacciones químicas en las que en lugar de hablar de número de moles de sustancia nos resulta más cómodo hablar de número de equivalentes. Este concepto adquiere sentido situándolo en relación con reacciones ácido-base y reacciones de oxidación-reducción (también denominadas reacciones redox). En las reacciones ácido-base, de forma muy general, podemos decir que una de las sustancias que reaccionan, el ácido, aportará protones (H+) que se combinarán con aniones OH- provenientes de la otra sustancia, la base, para formar agua (H2O). En las reacciones redox, un reactivo aporta electrones (agente reductor) que son captados por otro (agente oxidante). Lo que nos interesa en este tipo de reacciones es que haya cantidades “equivalentes” de ácidos y bases o de agentes oxidantes y agentes reductores, respectivamente. Más en concreto, necesitamos que sean equivalentes las cantidades de H+ y OH-, para formar moléculas de H2O (en r. ácido-base), y que los electrones que aporta el reductor sean equivalentes a los que puede captar el oxidante (en redox).

Número de equivalentes: Número de H+ o de OH- que un reactivo pone en juego en una reacción ácido-base, o número de electrones que cada reactivo pone en juego en una reacción redox.

Normalidad (N): Equivalente de soluto por cada litro de disolución. Se debe definir el equivalente de soluto de acuerdo a la reacción con la cual se trabaje.

Vamos a utilizar unos ejemplos de reacciones ácido-base para describir a qué nos referimos con el número de equivalentes:

HCl + NaOH NaCl + H2O. Si un mol de ácido aporta un mol de H+ (ej: ácido clorhídrico) y reacciona con un mol de una base que aporta un mol de OH- (ej: NaOH) ambos aportan cantidades equivalentes de H+ y OH- para la formación de moléculas de H2O.

Cl-(aq) +

H+(aq)

Na+(aq) +

OH-(aq)

+ Cada mol de HCl aporta 1 mol de H Cada mol de NaOH aporta 1 mol de OH+ H2SO4 + 2 NaOH Na2SO4 + 2H2O. Si en vez de HCl hiciéramos reaccionar, por

ejemplo, ácido sulfúrico (H2SO4) con esta misma base (NaOH), cada mol de H2SO4 aporta 2 moles de H+, por tanto, necesitaremos 2 moles de NaOH, para tener en nuestra mezcla de reacción cantidades equivalentes de H+ y OH-, de cara a la formación de moléculas de H2O.

SO4

2-(aq)+

2H+(aq)

2 Na+(aq)

+ 2 OH-(aq)

Cada mol de H2SO4 aporta 2 moles de H+ Cada mol de NaOH aporta 1 mol de OH+ El numero de equivalentes del H2SO4 es 2, o lo que es lo mismo, cada mol de H2SO4 aporta 2 moles H+. El número de equivalentes del NaOH o del ClH es 1, es decir, cada mol de NaOH o HCl aporta, respectivamente, 1 mol de OH- o 1 mol de H+ Cuando queramos preparar disoluciones para estos tipos de reacciones, nos interesan que sean equivalente en cuanto al número de OH- o H+ que aportan ácidos y bases. Por eso utilizamos el concepto de normalidad, para indicar las concentraciones en función del número de equivalente por litro de disolución. De esta forma, una disolución 1 Normal (1N) de H2SO4 será aquella que contenga 1 mol de H+ por cada litro de disolución, es fácil deducir que se corresponde con una disolución que contenga 0,5 moles de H2SO4. De forma análoga, una disolución 1 N de HCl o NaOH será aquella que contenga 1 mol de H+ o de OH- por cada litro de disolución, lo que en ambos casos se corresponde con una disolución de molaridad 1 (1 mol de HCl o de NaOH por litro de disolución).


Disoluciones 4/7


Como vemos existe una relación directa entre la molaridad y la normalidad, determinada por el número de equivalentes de cada mol de sustancia. La normalidad será igual a la molaridad multiplicada por el número de equivalentes de cada mol de sustancia, a lo que a veces se denomina valencia (v):

Normalidad = Molaridad x valencia; dónde la valencia es igual al número de equivalentes por mol Expresiones de concentración útiles en relación con las propiedades coligativas de las disoluciones Las disoluciones poseen unas propiedades, que se denominan propiedades coligativas, éstas se caracterizan por depender únicamente del número de partículas disueltas y no del tipo de éstas. Para trabajar con estas propiedades nos resulta útil hablar de la concentración de las disoluciones de forma que indiquemos claramente cual es la cantidad de soluto y la cantidad de disolvente. Hemos visto que expresando concentración en forma de fracciones molares estamos aportando esta información de forma muy clara, por lo que nos puede resultar de utilidad en este sentido. Además, hay un concepto que nos aporta también esta información: la molalidad, término con el que estamos expresando la cantidad de soluto por masa de disolvente (no de disolución). En concreto, la molalidad son los moles de soluto contenidos en un kilogramo de disolvente. Cuando las concentraciones son muy pequeñas En disoluciones en las que las cantidades de solutos son muy pequeñas, como ocurre, en muchas ocasiones, en mezclas de gases, hablamos de partes por millón (ppm). Con ello estamos indicando el volumen (mL) de soluto por cada millón de volúmenes (mL) del disolvente. Por ejemplo: la concentración de dióxido de carbono, CO2, en la atmósfera terrestre es de 330 ppm, con ello estamos indicando que hay 300 cm3 (o lo que es lo mismo 300 mL) de CO2 en 106 cm3 (1000 L) de aire.

Propiedades coligativas:

Propiedades las disoluciones que dependen del número de moles de soluto en relación con el número de moles de disolvente, siendo totalmente independientes del tipo de soluto de que se trate. Estas son: la presión osmótica y la variación en el punto de ebullición, en el punto de congelación y en la presión de vapor.

Molalidad (m): Número de moles(n) de soluto por masa de disolvente (kg).

=on moles solutom

masa disolvente (kg)

Partes por millón (ppm):

Con ello estamos indicando el volumen (mL) de soluto por cada millón de volúmenes (mL) del disolvente

Tabla resumen de algunas de las diferentes formas de expresar la concentración de disoluciones

En función de la masa de la disolución Tanto por ciento en masa masa soluto (g)% m/m ×100

masa disolución (g)=

En función del volumen de la disolución Tanto por ciento en volumen volumen soluto (L)% v/v ×100

volumen disolución (L)=

Gramos/litro g masa soluto (g)L volumen disolución (L)=

Molaridad (M) on moles solutoMvolumen disolución (L)

=

Normalidad (N) on equivalentes solutoNvolumen disolución (L)

=

En función del número de moles en la disolución Fracción molar de soluto (χs) o

s o o

n moles soluto=n moles soluto + n moles disolvente

χ

En función de la masa de disolvente Molalidad (m) on moles solutom

masa disolvente (kg)=


Disoluciones 5/7


Otros conceptos relacionados que conviene recordar/consultar Mol: Ver ficha: Mol Reacciones químicas. Ver ficha Estequiometría

Ejemplo

A. Se añaden 60 gramos de hidróxido sódico en un matraz de 1 litro, añadimos agua hasta aproximadamente la mitad y agitamos cuidadosamente el matraz tratando de disolver todo el soluto. Una vez disuelto, añadimos más agua al matraz, hasta alcanzar exactamente la marca de 1L: a)¿Cual sería la molaridad de esta disolución? b) Teniendo en cuenta que vamos a utilizar esta disolución para neutralizar un ácido ¿cuál es

su Normalidad? c) Si partimos de un NaOH comercial cuya pureza nos dicen es el 98%, cuanto NaOH debemos

pesar para preparar una disolución con esta misma concentración? Datos. Masas atómicas: Na=23; O=16; H=1

Solución: a) ¿Cual sería la molaridad de esta disolución?

Masa molecular del NaOH= 23 + 16 + 1 = 40 Por tanto, 1 mol de NaOH tiene una masa de 40 gr (Ver ficha: Mol), luego 60 gramos serán: Moles de soluto= 60/40 = 1,5 moles de NaOH Estamos poniendo estos 1,5 moles de NaOH en un volumen de disolución de 1 L, luego la molaridad de esta disolución será: Molaridad= 1,5 moles de NaOH / 1L = 1,5 M

b) Teniendo en cuenta que vamos a utilizar esta disolución para neutralizar un ácido ¿cuál es su

Normalidad? Como cada mol de NaOH aportará 1 mol de aniones hidroxilo (OH-) a la reacción, la molaridad coincidirá con la normalidad. Es decir, en este caso el número de equivalentes por mol es igual a 1, luego en 1,5 moles de NaOH habrá 1,5 número de equivalentes, y por tanto: Normalidad = 1,5 nº equiv. / 1L = 1,5 N

c) Si partimos de un NaOH comercial cuya pureza nos dicen es el 98%, cuanto NaOH debemos pesar para preparar 500 mL de disolución con esta misma concentración?

Como hemos visto, para una disolución 1,5 M necesitamos 1,5 moles de NaOH por cada litro de disolución. Ahora queremos preparar 500 mL luego necesitaremos: 1,5 M x 0,500 L = 0,75 moles de NaOH Como 1 mol de NaOH tiene una masa de 40 g, 0,75 moles serán: ¿Gramos de NaOH?= nº moles x pM = 0,75 moles x 40 g.mol-1 = 30 g NaOH


Disoluciones 6/7



Ahora bien, nos dicen que el NaOH que estamos utilizando no está al 100%, sino que de cada 100 gramos que tomemos, sólo 98 gramos serán NaOH (Pureza 98%). Es decir, tendríamos que tomar 30 g de NaOH si el producto que tenemos estuviese al 100%, pero como en realidad está al 98%, necesitaremos pesar algo más para que haya realmente 30 gramos de NaOH. Es decir: - necesitamos 30 g de NaOH a partir de una muestra en la que hay NaOH al 98% - ¿qué cantidad pesamos de esa muestra para saber que tendremos la cantidad (100%) de

NaOH que necesitamos?:

98% ----- 30g 100% ----- X g

(30 g x 100 ) / 98 = 36,61 gramos de NaOH a pesar

B. A continuación mezclamos en otro recipiente 187 gramos de NaOH y 416 gramos de agua,

agitamos hasta la completa disolución y comprobamos que resulta un volumen final de 450 mL:

a) ¿Cuál sería la densidad de esta disolución? Y en relación con su concentración cuál será ésta en:

b) Gramos por litro c) Concentración molar (M) d) Concentración normal (N) e) Porcentaje en peso (% m/m) f) Concentración molal (m) g) Fracciones molares de soluto y disolvente

a) Densidad

Densidad (d) =masa/Volumen Gramos de disolución=187g + 416g = 603 gramos d= 603 g / 450 mL = 1,340 g/mL

b) Gramos por litro

tendremos 187 gramos de NaOH en 0,450 L de disolución. Luego: 187 g / 0,450 L = 0.416 g/L

c) Concentración molar

Masa molecular del NaOH = 23 + 16 + 1 = 40 Moles de soluto = 187/40 = 4,675 moles de NaOH Molaridad = 4,675 moles / 0,450 L = 10,39 M

d) Concentración normal

Peso equivalente = Masa molecular / valencia = 40/1 = 40 gramos/equivalente Equivalentes de NaOH = 187 g/40 g*equiv-1 = 4,657 equivalentes Normalidad = 4,675 equiv. / 0,450 L = 10,39 N

Disoluciones 7/7



e) Porcentaje en peso (% m/m)

% m/m = (187 g NaOH / 603 g disolución ) x100 = 31,01 %

f) Concentración molal (m)

Molalidad (m) = 4,675 moles de NaOH / 0,416 kg de disolvente = 11,24 g) Fracciones molares de soluto y disolvente

Masa molecular del NaOH = 23 + 16 + 1 = 40; Moles de soluto = 187/40 = 4,675 moles de NaOH Masa molecular del H2O = 2 + 16 = 18; Moles de disolvente = 416/18 = 23,111 moles de H2O Moles totales en la disolución= 4,675 + 23,111 = 27,786 Fracción molar de soluto = 4,675/27,786 = 0.168 Fracción molar de disolvente = 23,111/27,786 = 0.832


Con una pìteta, tomamos 25 mL de una disolución de H2SO4 al 44%, cuya densidad es de 1,343 g/cm3. Se colocan estos 25 mL en un matraz de 500 mL en el que previamente habíamos añadido agua hasta aproximadamente 1/3 de su capacidad. Después de añadir el ácido, seguimos añadiendo agua, agitando cuidadosamente de vez en cuando, hasta alcanzar exactamente la marca de 500 mL. a) ¿Cuál es la Normalidad de esta disolución? b) ¿Y su molaridad?

Solución: Tomando 25 mL de una disolución con esa densidad tendremos 33,575 gramos de masa. De

esa masa, el 44% es H2SO4, luego tenemos 14,8 g de H2SO4, o lo que es lo mismo 0,151 moles de H2SO4. Como el nº equiv.por mol de H2SO4 es 2, tendremos: 0,151 x 2 = 0,302 equivalentes de H2SO4. Por tanto: a) será una disolución 0,302 equiv. /0,500 L= 0.6 N; b) 0,151 moles / 0, 500 L = 0,3 M.

Estequiometría 1/4

QUÍMICA Las sustancias se pueden transformar, recombinando sus átomos Las reacciones químicas y su estequiometría

Cualquier sistema que nos propongamos estudiar desde un punto de vista químico estará formado por materia y energía. El conocimiento de la estructura de la materia y de las transformaciones que esta puede experimentar son las dos grandes preocupaciones de la Química. Todas las sustancias son susceptibles de sufrir un cambio químico, de reaccionar químicamente. ¿Cuándo hablamos de cambio químico? ¿qué implica éste?...: hablamos de cambio químico, o reacción química, para referirnos a los procesos en los que se producen modificaciones en la composición de alguna sustancia, convirtiéndose en otra u otras sustancias diferentes: en cualquier reacción química se forma alguna sustancia nueva, con propiedades diferentes a las de las sustancias de partida. Estos cambios implican una reordenación de los átomos, y esta reordenación es el resultado de la ruptura de unos enlaces químicos y la formación de otros nuevos. Cuando analizamos una reacción química nos debemos fijar en dos aspectos fundamentales:

. por un lado, los balances en la energía del sistema, como resultado de todas estas rupturas y formaciones de nuevos enlaces (al fin y al cabo los enlaces son interacciones entre los átomos o iones que formas las sustancias originadas por distintos tipos de fuerzas que los mantienen “unidos”, dando esta combinación y disposición espacial concreta de los átomos un nivel energético concreto para ese sistema, que se verá alterado cuando este se transforme, los átomos se reordenen y recombinen) ,

. por otro lado, los balances en las cantidades de las sustancias implicadas. Ahora nos vamos a ocupar de manejar estos balances de las cantidades de sustancias implicadas en una reacción. Hemos de tener siempre en mente que los átomos se reordenan, pero en una reacción química ni desaparecen, ni aparecen átomos nuevos. Es decir, tanto el número de átomos, como el tipo de estos, permanece inalterados, y lo que cambia son las sustancias que estos forman. De todas estas relaciones entre cantidades de átomos y de sustancias en las reacciones químicas es de lo que nos ocupamos cuando hablamos de la estequiometría de las reacciones. En un cambio químico, los átomos de las sustancias que intervienen se recombinan, intercambiando o compartiendo sus electrones, dando lugar a otras sustancias. En las reacciones químicas, una o más sustancias iniciales, los reactivos, se transforman en una o más sustancias nuevas, los productos. Las reacciones químicas las representamos mediante ecuaciones químicas, en las que se especifican los reactivos a la derecha, los productos a la izquierda, mediante sus fórmulas químicas (ver ficha: Moléculas y otras posibilidades), incluyendo las proporciones, en número de moles, de cada uno de ellos. Estas proporciones se expresan mediante unos coeficientes que se escriben delante de la fórmula química de cada sustancia. Además se suele detallar la forma (estado físico) en la que tenemos cada una de las sustancias, esto es: sólido (s), líquido (l), gas (g) o disolución acuosa (aq), esta información es especialmente relevante en termoquímica (ver ficha: Termoquímica). Por ejemplo: la siguiente ecuación química que representa la combustión de un hidrocarburo:

2C8H18 (l) + 25 O2 (g) 16 CO2 + 18 H2O (l)

Estequiometría: relación masa-masa y mol-mol Para que una ecuación química sea cuantitativamente correcta, debe estar ajustada; es decir, cada lado de la ecuación debe tener el mismo número de átomos de cada elemento (los átomos se reordenan, pero ni desaparecen ni aparecen átomos nuevos). Por tanto, de lo primero que nos tenemos que preocupar cuando escribamos la ecuación de una reacción química es de analizar si esto se cumple: debemos ajustar los coeficientes incluidos delante de la fórmula de cada elemento o compuesto de forma que los moles de cada elemento sean los mismos a cada lado de la ecuación. Los coeficientes de una ecuación química nos indican la proporción en moles, pero no en gramos. Ahora bien, la conversión entre unidades de cantidad de masa y de cantidad de sustancia no implica ningún problema (ver ficha: Mol).

Reacción química:

Proceso en el que se produce la transformación de algunas sustancia debido a la reordenación de los átomos que la constituyen. Esta reordenación es consecuencia de la ruptura y formación de enlaces entre los átomos que están en juego.

Reactivos: Sustancias que constituyen el estado inicial de una reacción química.

Productos:

Resultado de la conversión de los reactivos mediante una reacción química.

Ecuación química:

Representación de una reacción químicas que incluye las fórmulas químicas de los reactivos y los productos, así como información sobre el estado físico en el que se encuentran y la relación de moles que existe entre ellos.

Estequiometría: Relaciones cuantitativas de las reacciones químicas.


Estequiometría 2/4


Reactivos en exceso y reactivos limitantes

Como hemos visto, la estequiometría de una reacción química determina las proporciones correctas entre los diferentes reactivos que participan en ella. Así, imaginemos dos reactivos, A y B que reaccionan de forma que 1 mol de A y 2 moles de B dan un mol de un determinado producto (P). Si ponemos en un medio de reacción cantidades tales que existan 3 moles de B por cada mol de A, habrá parte del reactivo B que no podrá reaccionar: decimos que este reactivo está en exceso. Al otro reactivo, que es el que limita la cantidad de producto que se puede obtener es al que denominamos reactivo limitante.

¿Porqué el producto obtenido no es igual al producto esperado en teoría?

Existen diversos factores, como pueden ser la presencia de impurezas en los reactivos, las pérdidas de producto, existencia de reacciones laterales, etc. que hacen que la cantidad de producto que realmente obtenemos a través de una reacción química, en muchos casos, sea menor de la esperada de acuerdo con la estequiometría de la reacción. Para dar cuenta de esto hablamos del rendimiento de la reacción, expresando así la relación entre el producto obtenido y el esperado, expresado en tanto por ciento:

100esperado producto de cantidadobtenida producto de cantidadorendimient % ×=

A + 2B P

Reactivo en exceso:

Reactivo que sobra en el medio de reacción, ante la existencia de un reactivo que limita la reacción química.

Reactivo limitante:

Reactivo que limita la cantidad de producto producido en una reacción química.

Rendimiento de una reacción

Da cuenta de la eficacia de una reacción, indicando el tanto por ciento de producto obtenido frente al esperado según la estequiometría de la reacción.

Otros conceptos relacionados que conviene recordar/consultar Fórmulas químicas. Ver ficha: Moléculas y otras posibilidades

Termoquímica. ver ficha: Termoquímica Conversión entre unidades de cantidad de masa y de cantidad de sustancia. Ver ficha: Mol


Estequiometría 3/4



Por ejemplo…

Podemos obtener en el laboratorio ácido clorhídrico (HCl) mediante la adicción de ácido sulfúrico(H2SO4) a sal común (NaCl):

a) ¿Cuál es la ecuación química que representa a esta reacción? b) Disponemos de 100 mL de una disolución de H2SO4 al 70%, cuya densidad es de

1,61 gr/mL, si se lo añadimos a una disolución acuosa que contiene 117 gramos de NaCl ¿cuánto ácido clorhídrico podremos obtener?

c) Si con estas cantidades de reactivos obtenemos, en realidad, 50 gramos de HCl ¿cuál es el rendimiento de la reacción?

d) Y si optimizamos las condiciones, de forma que conseguimos que el rendimiento de nuestra reacción sea al 80 % ¿Qué cantidad, en gramos, de HCl obtendremos? ¿y de sulfato de sodio?

Masas atómicas: H=1; O = 16; Na= 23; S = 32; Cl = 35,5 Solución: a) ¿Cuál es la ecuación química que representa a esta reacción?

Atendiendo a los productos y reactivos la ecuación será: NaCl + H2SO4 → Na2SO4 + HCl que tendremos que ajustar estequiométricamente, por tanto quedará como:

2 NaCl + H2SO4 → Na2SO4 + 2 HCl

b) Disponemos de 100 mL de una disolución de H2SO4 al 70%, cuya densidad es de 1,61 gr/mL,

si se lo añadimos a una disolución acuosa que contiene 117 gramos de NaCl ¿cuánto ácido clorhídrico podremos obtener?

En 100 mL de una disolución de H2SO4 cuya densidad es de 1,61 gr/mL tendremos 161 gramos de masa, de la cual, el 70% es de H2SO4, luego: Masa de H2SO4 = 161 g x 70 /100 = 112,7 gramos de H2SO4 (ver ficha: Disoluciones)

Como la masa molar del H2SO4 es de 98 g (ver ficha: Moléculas y otras posibilidades); en ese volumen tendramos 1,15 moles de H2SO4 Por otra parte, la masa molar del NaCl es de 58,5 gramos. Como disponemos de 117 g, tendremos 2 moles de NaCl. Vemos que la estequiometría de la reaccion es:

2 moles NaCl:1 mol de H2SO4 Y nosotros tenemos

2 moles de NaCl:1,15 moles de H2SO4 Luego, claramente, tenemos moles de ac. sulfúrico en exceso, o lo que es lo mismo, en este caso el NaCl será el reactivo limitante. Es decir, como máximo podremos obtener la cantidad de HCl que determina la cantidad de NaCl que tenemos, y quedará en el medio de reacción parte del H2SO4 sin reaccionar. Suponemos por tanto que todo el NaCl se convierte en HCl, entonces tendremos que:

por 2 moles de NaCl, podremos obtener 2 moles de HCl o lo que es lo mismo:

por cada 117 gramos de NaCl podremos obtener 73 gramos de HCl

Estequiometría 4/4


c) Si con estas cantidades de reactivos obtenemos, en realidad, 50 gramos de HCl ¿cuál es el rendimiento de la reacción?

El rendimiento será la relación entra la cantidad real de producto obtenido y la la cantidad que esperaríamos obtener si se cumple la estequiometría de la reacción, expresado en tanto por ciento, luego:

cantidad de producto obtenida 50 g% rendimiento 100= 100 = 68,5%cantidad de producto esperado 73 g

= × ×

d) Y si optimizamos las condiciones, de forma que conseguimos que el rendimiento de nuestra

reacción sea al 80 % ¿Qué cantidad, en gramos, de HCl obtendremos? ¿y de sulfato de sodio?

Como hemos visto:

por cada 2 moles de NaCl, podremos obtener 2 moles de HCl, o lo que es lo mismo, por cada 117 gramos de NaCl podremos obtener 73 gramos de HCl.

Es decir, lo máximo que podremos obtener de HCl (100%) serán 73 g. Si obtenemos en realidad el 80%, esto será:

80Cantidad obtenida de HCl 73 x = 58,4 g100

=

Estos gramos de HCl (58,4 g) equivalen a 1,6 moles de HCl (58,4 g/36,5 g mol-1). De acuerdo con la estequiometría de la reacción, la relación entre los productos obtenidos es:

1 mol de Na2SO4 : 2 moles de HCl

Luego, si obtenemos 1,6 moles de HCl, tendremos 0,8 moles de Na2SO4. Masa molar del Na2SO4 = 119 g; por tanto 0,8 moles de Na2SO4 = 95,2 gramos de Na2SO4.

Otros ejercicios + soluciones

Se hacen reaccionar 10 gramos de N2(g) con 1 gramo de H2(g), obteniéndose amoniaco, NH3(g): a) está alguno de los dos reactivos en exceso; b) ¿cuánto NH3(g) podríamos obtener de acuerdo con la estequiometría de esta reacción; c) si se obtienen 2,12 gramos de NH3 ¿cuál es el rendimiento de esta reacción? Solución: a) reactivo en exceso: el N2 (por tanto el H2 es el reactivo limitante); b) 5,67 g; c) 37,4 %


Termoquímica 1/6

QUÍMICA Las transformaciones químicas y los balances energéticos Las reacciones químicas: energía

Como bien sabemos, el conocimiento de las transformaciones que puede sufrir la materia es una las dos grandes preocupaciones de la Química (la otra es el estudio de su estructura). Todas las sustancias son susceptibles de reaccionar químicamente. Un cambio químico implica un proceso en el que se producen modificaciones en la composición de alguna sustancia, convirtiéndose en otra u otras sustancias diferentes: en cualquier reacción química se forma algún producto nuevo, con propiedades diferentes a las de las sustancias de partida. Pero de una reacción química no sólo nos interesan los balances entre cantidades y tipos de sustancias que intervienen en la reacción, sino también la energía asociada a la transformación (energía de reacción). La reordenación de los átomos que tiene lugar en el transcurso de una reacción química implica la ruptura de unos enlaces químicos y la formación de otros nuevos. Esto conduce a unas variaciones de energía entre las sustancias en su forma final con respecto a las sustancias iniciales: los enlaces son interacciones entre los átomos o iones que formas las sustancias originadas por distintos tipos de fuerzas que los mantienen “unidos”, dando esta combinación y disposición espacial concreta de los átomos un nivel energético concreto para ese sistema, que se verá alterado cuando éste se transforme (los átomos se reordenen y recombinen). Es decir, en el transcurso de una determinada reacción podrá haber un desprendimiento de energía o necesitaremos administrar energía al sistema que reacciona, según la energía de las sustancias iniciales sea mayor o menor que la de las finales. En una reacción química no sólo nos interesan las cantidades de sustancias que reaccionan y que se producen, sino también la energía asociada a la transformación: la energía de la reacción. Una disposición espacial concreta de un conjunto de átomos implica una determinada energía Cada fragmento de materia, cada sistema, que analicemos está formado por una o más sustancias, cada una de ellas caracterizadas por una colocación concreta de una serie de átomos en el espacio. Estas diferentes disposiciones de los átomos, en interacción unos con otros, tendrán asociadas una cierta cantidad de energía. En definitiva, un mol de un sustancia tiene una determinada cantidad de energía, de la misma forma que tiene una determinada cantidad de masa. A esta energía inherente a nuestro sistema y que depende de su constitución (tipo, cantidad y estado físico de la materia) es a lo que denominamos Energía interna, E, del sistema.

Energía interna:

Energía total inherente a un sistema que depende de su constitución: tipo y cantidad de materia y estado físico. Será el resultado de sumar la energía potencial más la energía cinética asociadas con una determinada disposición espacial de los átomos que forman la muestra.

Cuando en el transcurso de una reacción química una sustancia reacciona para transformarse en otra, la nueva agrupación de átomos tendrá una energía interna diferente a la inicial. Es decir, cuando tiene lugar una reacción química existirá una liberación de energía (si la energía interna de los productos en menor que la de los reactivos) o necesitaremos suministrar energía al sistema (si la energía de los reactivos es menor que la de los productos).

Variaciones en la energía durante una transformación química: la Entalpía de una reacción La energía de los sistemas puede presentarse de distintas formas: energía térmica, energía mecánica, energía eléctrica, ... incluso la masa sabemos que la podemos considerar como una manifestación de la energía (en las reacciones nucleares se produce energía que procede de una disminución de la masa). Hoy en día está bien establecido que la energía así entendida en el Universo siempre se conserva, o lo que es lo mismo, si una forma de energía disminuye, esta se invierte en aumentar otra: esto es lo que nos dice el Primer Principio de la Termodinámica.

Durante una transformación química encontramos que las transferencias de energía se realizan fundamentalmente en forma de calor, esto es, la diferencia entre la energía térmica que contienen los reactivos y los productos. Esta energía térmica es la energía debida al movimiento continuo en el que se encuentran las partículas que constituyen el sistema químico. Por otra parte, aplicando el Primer Principio de la Termodinámica a los sistemas químicos, el calor que absorbe un sistema se invierte en realizar un trabajo que consistirá principalmente en variar el volumen del sistema (expansión o compresión) contra una presión externa:

ΔE= q –w


Termoquímica 2/6


Desde un punto de vista práctico nos encontramos que en el estudio de los balances energéticos de las reacciones químicas se trabaja midiendo diferencias de calor, ya que los flujos de calor durante una transformación química los podemos relacionar directamente con las variaciones en la energía interna del sistema estudiado. En realidad, con lo que trabajamos es con una función que definimos como el calor de una reacción, cuando el proceso tiene lugar a una presión constante (ya que así es como se realizan la mayoría de las reacciones químicas: en recipientes abiertos, sometidos por tanto a la presión atmosférica). A esta función la llamamos Entalpía (H) de la reacción. Con este planteamiento, podemos escribir el Primer Principio de la Termodinámica como:

ΔE = ΔH - pΔV

donde lo que estamos diciendo es que, durante una transformación química que tiene lugar a presión atmosférica (1 atm), la variación en la Energía interna de un sistema es el resultado del balance entre el calor que entra al sistema (∆H) y lo que este invierte en realizar un trabajo (ΔV, o lo que es lo mismo, expandirse o contraerse). Teniendo además en cuenta que cuando las sustancias que intervienen en el proceso estudiado están en fase sólida o líquida la variación en volumen es muy pequeña, y que por tanto el trabajo realizado por el sistema será nulo (el término pV es prácticamente despreciable), la variación en la entalpía del proceso será prácticamente igual a la variación en la energía interna del sistema. Si entre de las sustancias que participan en la reacción hay gases, habrá que considerar la diferencia entre el número de moles totales entre reactivos y productos de sustancias gaseosas, ya que estará directamente relacionado con la variación en el volumen (siendo esta otra manifestación de transferencia de energía en el proceso estudiado).

Calor:

Forma de transferencia de energía, en concreto de la energía térmica o lo que es lo mismo la energía cinética o de movimiento de las partículas constituyentes de la materia.

Trabajo: Forma de transferencia de energía. En los sistemas químicos consideramos que la energía que se invierte en realizar un trabajo va principalmente encaminada a variar el volumen (expansión o compresión) del sistema contra una presión externa.

Entalpía, H: Calor absorbido o producido en un proceso que se realiza a presión constante. Es reflejo de la energía interna del sistema y se define por la ecuación:

H = E + pV donde E es la Energía interna y el término “pV” refleja el trabajo realizado.

En resumen, la Termoquímica se ocupa de estudiar las variaciones en la entalpía en las reacciones químicas como una manifestación de la variación entre la energía interna de los productos y de los reactivos.

Clasificación de las reacciones según la variación en energía

La variación en la entalpía entre el estado final (productos) y el estado inicial (reactivos) de una transformación química se manifiestan como cambios en la temperatura cuando tiene lugar la reacción: si la energía del sistema aumenta con la reacción (energía de productos mayor que la de reactivos), el sistema absorberá calor, que detectemos como un descenso de la temperatura. Si durante la reacción el sistema está liberando calor, claramente la temperatura aumentará. Cuando en una reacción se libera calor (sube la temperatura del sistema) hablamos de reacción exotérmica.

Las reacciones químicas en las que se absorbe calor (baja la temperatura del sistema) se denominan reacciones endotérmicas.

A nivel atómico/molecular las variaciones entre la energía de los productos y los reactivos puede ser interpretada como el balance entre la energía que hay que administrar al sistema para romper unos determinados enlaces y la que éste invierte en crear unos enlaces nuevos.

Reacciones exotérmicas

Reacciones en las que se libera calor. En global podemos decir que la energía de los productos es menor que la de los reactivos.

Reacciones endotérmicas Las reacciones en las que se absorbe calor. La energía de los productos es mayor que la de los reactivos.


Termoquímica 3/6


La entalpía o calor de reacción visto como un producto o reactivo más El calor lo podemos considerar como un “reactivo” o como un “producto” más de la reacción. De esta forma, en una reacción exotérmica podemos considerar que el calor será un producto más, mientras que en una reacción endotérmica, necesitaremos suministrar al sistema calor, al igual que cualquiera otro de los reactivos que intervienen. Igual que veíamos que las reacciones químicas las representábamos mediante las ecuaciones químicas, cuando en estas ecuaciones químicas incluimos información sobre la entalpía de la reacción hablamos de ecuaciones termoquímicas. En una ecuación termoquímica debemos incluir, además, siempre información sobre si las sustancias que intervienen están en estado sólido (s), líquido (l), gas (g) o disolución (aq = disolución acuosa), ya que la variación de la entalpía de la reacción depende del estado físico de los productos y reactivos. En cuanto a la notación utilizada, el calor se especifica de dos formas:

. o bien lo incluimos como un término más de la ecuación: a la derecha en

una reacción exotérmica, como un producto más, o a la izquierda, en una reacción endotérmica, junto a los reactivos.

Ejemplo: H2(g) + ½ O2 (g) –> H2O (g) + 57,798 kcal (R. exotérmica)

. o bien se incluye al lado de la ecuación química convencional, expresado

como variación de entalpía, ∆H. En este caso, la variación de entalpía se define como la diferencia de entalpía de todos los productos menos la entalpía de todos los reactivos, por supuesto para un proceso realizado a presión constante, y con una temperatura y estado físico de las sustancias determinado. Por convenio sabremos, por tanto, que en las reacciones endotérmicas ∆H >0 y al contrario, en las exotérmicas ∆H <0.

Ejemplo: H2(g) + ½ O2 (g) –> H2O (g) ∆H = - 57,798 kcal (R. exotérmica)

Las unidades de calor usadas más frecuentemente en relación con las reacciones químicas son las kilocalorías.

Calor de reacción

Se utiliza como sinónimo de variación de entalpía en una reacción química.

Ecuación termoquímica Representación de una reacción química en la que se incluye información sobre la variación de entalpía que tiene lugar. Debe detallar igualmente el estado físico de las sustancias que intervienen, ya que el calor de reacción depende de ellos.

Variación de entalpía de una reacción, ∆H

la diferencia entre la entalpía de todos los productos y de todos los reactivos, para un proceso realizado a presión constante, y con una temperatura y estado físico de las sustancias determinado.

∆H= ∑H prodductos. - ∑H reactivos

Caloría

cantidad de calor necesaria para elevar la temperatura de 1 gramo de agua desde 14,5º a 15,5ºC.

Combinación de ecuaciones químicas y de sus entalpías de reacción La entalpía es una función de estado, esto implica que la variación de entalpía entre dos estados, un estado inicial (reactivos) y un estado final (productos) es independiente del camino recorrido para llegar de un estado a otro, y de cuales sean las etapas intermedias. Por ejemplo, imaginemos las siguientes reacciones:

A B C D [1] A X Z D [2]

A y D son respectivamente los estados iniciales y finales. La diferencia de entalpía entre A y D será la misma si han tenido lugar la secuencia de reacciones [1] o la secuencia de reacciones [2].


Termoquímica 4/6


Si queremos conocer la variación de entalpía entre de A a D, será suficiente con conocer las ∆H de los pasos intermedios (A B, B C y C D; o bien, A X, X Z y Z D); ya que la ∆H del proceso A D será el resultado de la suma de las ∆H parciales. Esto es una consecuencia directa de lo que ya hemos mencionado: la variación de entalpía de la reacción dependerá únicamente de los calores relativos de A y D (los estados inicial y final) y no de la forma o el camino por el que se haya llegado de A a D. Estos pasos intermedios no tienen porque ser pasos consecutivos reales de una secuencia de reacciones. Simplemente, si podemos expresar una ecuación química como combinación de otras ecuaciones químicas (por supuesto, todas ellas realizadas bajo las mismas condiciones de presión y temperatura), la variación de entalpía del proceso será igualmente la combinación de las variaciones de entalpías de los procesos representados por las ecuaciones químicas que hemos combinados. La importancia de esta propiedad radica, principalmente, en que en más de una ocasión podremos deducir las variaciones de entalpía en procesos difíciles de estudiar directamente, a partir de los datos de otras reacciones que, experimentalmente, sean más fáciles de estudiar.

Ejemplo real de combinación de ecuaciones químicas y de entalpías de reacción Conocemos que: [A] H2(g) + ½ O2 –> H2O (g) ∆HA = - 57,798 kcal Si también sabemos que: [B] H2O (l) H2O (g) ∆HB = 10,519 kcal

¿Podríamos saber cual es la variación de entalpía para la formación de un mol de H2O en estado líquido a partir de H2 (g) y O2 (g)? [C] H2(g) + ½ O2 (g) –> H2O (l) ∆HC = ¿? Es fácil observar que podemos llegar a [C] como combinación de [A] y la inversa de [B]. Luego ∆HC será el resultado de sumar la entalpía de [A] a la entalpía de [B] cambiada de signo (proceso inverso): ∆HC= ∆HA -∆HB= -68,317 kcal


Enlace químico: Unión entre diferentes átomos debido a las fuerzas generadas por el intercambio o compartición de electrones externos de los átomos que se unen. Ver ficha: Moléculas y otras posibilidades.

Ecuaciones químicas y estequiometría de una reacción. Ver ficha: Estequiometría.


Termoquímica 5/6


Ejemplo º

Si los valores de las entalpías estándar de formación, a 25 ºC, del dióxido de carbono, del agua y del butano son los que se especifican a continuación ¿Podríamos saber cuál será la entalpía estándar de la reacción de la combustión completa del butano, en presencia de oxígeno, expresada en kilojulios/mol? (1 cal = 4,184 J)

Reacción ofΔH /kcal

C (grafito) + O2 (g) CO2

-94,03

2 H2(g) + O2(g) 2 H2O (l)

-136,63

4 C(grafito) + 5 H2(g) C4H10 (g) -29,81 Solución: Queremos conocer la entalpía de la siguiente reacción:

2 C4H10 (g)+ 13 O2 (g) 8 CO2 (g)+ 10 H2O (g) La entalpía estándar de formación ( o

fΔH ) se define como el cambio de calor que se produce cuando se forma un mol de una sustancia a partir de sus elementos en su forma más estable, bajo una presión de 1 atm. Así, por definición, la entalpía estándar de formación de cualquier elemento en su forma más estable será cero. De esta forma, combinando la información de la que disponemos podemos ver que:

Reacción: Productos

Reactivos oΔH /kcal

8 C (grafito) + 8 O2 (g)

8 CO2 (g) -752,24

10 H2(g) +5 O2(g) 10 H2O (g)

-683,17

2 C4H10 (g) 8 C(grafito) + 10 H2(g)

59,62

2 C4H10 (g)+ 13 O2 (g)

8 CO2 (g)+ 10 H2O (l)

1375,79

Luego, la entalpía de combustión de 1 mol de C4H10(g) será 1270,62 /2 = 688 kcal/mol Por tanto, expresándolo en kilojulios:

688 kcal/mol * 4,184 = 2878 kJ/mol

Finalmente, podríamos escribir la ecuación termoquímica de la combustión completa del butano, a 25 ºC, como:

2 C4H10 (g)+ 13 O2 (g) 8 CO2 (g)+ 10 H2O (l) + 5756 kJ

o bien

2 C4H10 (g)+ 13 O2 (g) 8 CO2 (g)+ 10 H2O (l) oΔH = - 2878 kJ/mol


Termoquímica 6/6



Sabiendo que la entalpía de combustión del butano es -2878 kJ/mol y que la energía desprendida cuando se queman 10 mL de octano es de 337 kJ, y cuando se quema 1 gramo de metano es de 55 kJ ¿cuál de los tres tiene mayor entalpía de combustión? ¿Si quemamos los mismos gramos de metano, butano y octano, de dónde se obtendrá más calor? Consideramos la densidad del octano igual a 0,7 g/mL. Consideramos las masas atómicas: C=12 y H=1. Solución: a) Mayor entalpía de combustión: el octano ( cΔH C8H18 = - 5471 kJ/mol; cΔH CH4 = - 890 kJ/mol); b) se obtiene más calor por gramo de compuesto en el metano (55,6 kJ/g). En el butano serán 49,6 kJ/g y en el octano 48 kJ/g.


Conceptos básicos 1/6

QUÍMICA Formulación química inorgánica Conceptos básicos

Antes de estudiar como se formulan los compuestos químicos, es necesario definir algunos conceptos fundamentales, como son: elemento químico (nombre y símbolo), compuestos químicos, fórmulas químicas, valencia y número de oxida-ción. Elementos químicos. Compuestos químicos. Formulación química. Valencia y núme-ro de oxidación. Tabla Periódica de los elementos. Nomenclatura química. Clasifica-ción de los compuestos en Química Inorgánica. Elementos químicos Son sustancias simples que no pueden descomponerse en otras más sencillas por procedimientos químicos. Se caracterizan por su número atómico y por su núme-ro másico. A cada elemento se le asigna un nombre y un símbolo para identifi-carlo. El nombre proviene principalmente de voces griegas y latinas. El símbolo consta de una o dos letras que coinciden con las iniciales del nombre en inglés, excepto para aquellos elementos conocidos desde la antigüedad. Isótopos son dos átomos que pertenecen al mismo elemento y tienen igual núme-

ro atómico, pero distinto número másico. Por ejemplo. el 12 y el 14 son isóto-pos del elemento C, con números másicos 12 y 14 y número atómico 6.

6C 6C

Número atómico Z:

Número de protones. Número másico A:

Número de protones y neutrones.

Protio: 1H

Compuestos químicos Un compuesto químico está formado por la unión de varios elementos químicos combinados en proporciones fijas y que se pueden separar por procedimientos químicos. Los compuestos químicos se representan mediante fórmulas químicas. Una fórmula indica la proporción entre el número de átomos que forman un com-puesto.

Ejemplo: La fórmula del agua H2O indica que está formada por hidrógeno y oxígeno y, además, por cada áto-mo de oxígeno, hay dos átomos de hidrógeno.

Formulación química El objetivo de la formulación y de la nomenclatura química es que, a partir del nombre de un compuesto se sepa cuál es su fórmula y, que a partir de la fórmula se sepa el nombre. Esto ha sido normalizado por la IUPAC (Unión Internacional de Química Pura y Aplicada).

Valencia y número de oxidación Valencia es la capacidad que tiene un de un elemento para combinarse con los átomos de otros elementos y formar compuestos. Es un número positivo o nega-tivo que indica el número de electrones que gana, pierde o comparte un átomo con otro átomo o átomos. Ejemplo: En el HCl, el cloro tiene valencia 1 porque se combina con un átomo de

hidrógeno (con valencia 1). Número de oxidación de un átomo en un compuesto es un número entero que representa el número de electrones que un átomo pone en juego cuando forma un compuesto determinado. Ejemplo: En el CH4, el carbono tiene número de oxidación +4 y el hidrógeno +1.

Valencia: Si se toma como referen-cia el hidrógeno, al que se le asigna valencia 1, en-tonces valencia es el nú-mero de átomos de hidró-geno que se combinan o equivalen a un átomo de ese elemento.

Número de oxidación Es un número entero que

representa el número de electrones que un átomo pone en juego cuando forma un compuesto de-terminado.

Autora: Mª Isabel Gómez del Río UNIVERSIDAD NACIONAL DE EDUCACIÓN A DISTANCIA




ndo a diversos

cen 109 elementos que están colocados en orden creciente del nú-

Imagen tomada de Wikipedia

TABLA PERIÓDICA DE LOS ELEMENTOS A mediados del siglo XIX el número de elementos conocidos era tal, que los químicos de la época se plan-tearon la necesidad de clasificarlos de alguna forma, para facilitar su estudio y comprender mejor sus propie-dades. La Tabla Periódica o Sistema Periódico de los elementos es la ordenación que, atendiecriterios, distribuye los distintos elementos químicos conforme a ciertas características. Suele atribuirse la tabla a Dimitri Mendeleiev, quien ordenó los elementos basándose en la variación computacional de las propiedades químicas, si bien Julios Lotear Meyer trabajando por separado, llevó a cabo una ordenación a partir de las propiedades físicas de los átomos. En la actualidad se conomero atómico (Z) en la Tabla Periódica.

Imagen tomada de Wikipedia

Grupos lumnas verticales de la Tabla Periódica. Todos los elementos que pertenecen a un grupo tienen la

merados de izquierda a derecha son:

reos ión , metales nobles y metales mansos

deos

nfígenos

Grupo 18 (Grupo VIII): gases nobles

eriodos horizontales de la Tabla Periódica. En este caso, los elementos que componen una misma fila

Son las comisma valencia, y por ello, tienen características o propiedades similares entre si. Por ejemplo los elementos en el grupo IA tienen valencia de 1. Los grupos de la Tabla Periódica, nu

Grupo 1 (IA): metales alcalinos Grupo 2 (IIA): metales alcalinotérGrupo 3 al Grupo 12: metales de transicGrupo 13 (IIIA): térreos Grupo 14 (IVA): carbonoiGrupo 15 (VA): nitrogenoideos Grupo 16 (VIA): calcógenos o aGrupo 17 (VIIA): halógenos

PSon las filas tienen propiedades diferentes pero masas similares.

http://es.wikipedia.org/wiki/Imagen:Medeleeff_by_repin.jpg�




alencias de los elementos más importantes del Sistema Periódico:

ETALES

V M

Valencia -1 Valencia 2 Valencia 3 Fl

Be Alum úor F

Sodio Potasio Rubidio Cesio

FrancioPlata

NaK

RbCs Fr Ag

rilio io

BeMagnesCalcio

io EstroncCinc

io CadmBario Radio

Mg Ca Sr Zn Cd Ba Ra

inio Al

Valencias 1, 2 Valencias 1,3 Valencias 2,3 Cobre

io Cu

Mercur Hg O Níqro

Au

Talio Tl uel

Ni

CobaltoHierro

Co Fe

Valencias 2,4 Valencias 2,3 6 Valencias 2,3 7 ,4,6,P C Mlatino Pt Plomo Estaño

Pb Sn

romo Cr anganeso Mn

NO METALES

Valencia 1 Valencias +/-1,3,5,7

Valencia -2

Flúor F Clo l Oxígeno O

ro

CBromoYodo

Br I

Valencias +/-2,4,6

Valencias 2 +/-3,4,5

Valencias +/-3,5

Azu

Nit Fósforo

P

fre SSelenioTeluro

SeTe

rógeno N Arsénico

AntimonioAsSb

Valencias +/-2,4

Valencia 4 Valencia 3

Carb C Silicio Si Boro B ono Valencias +/-1 Hidrógeno H



NOMENCLATURA QUÍMICA

ras para los compuestos inorgánicos:

.

c u a s stemática

s según esta nomenclatura se utilizan los prefi-

omenclatura de STOCK

omenclatura tradicional

e aceptan tres tipos de nomenclatuSo Sistemática o De StocK

o Tradicional

oN men lat r i

ara nombrar compuestos químicoPjos: MONO.., DI.., TRI.., TETRA.., PENTA.., HEXA.., HEPTA.., etc.

Ejemplo: e dicloro: Trióxido d

Cl2O3 Monóxido de diiodo:

I2O

N

n este tipo de nomenclatura, cuando el elemento que forma el compuesto tiene Emás de una valencia, ésta se indica al final, en números romanos y entre parénte-sis.

Ejemplo: de hierro (II): Hidróxido

Fe(OH)2 Hidróxido de hierro (III):

Fe(OH)3

N

n este tipo de nomenclatura, cuando el elemento que forma el compuesto tiene Emás de una valencia, ésta se indica al final, en números romanos y entre parénte-sis.

Ejemplo: de hierro (II): Hidróxido

Fe(OH)2 Hidróxido de hierro (III):

Fe(OH)3





LASIFICACIÓN DE LOS COMPUESTOS EN QUÍMICA INORGÁNICA

C

os compuestos químicos inorgánicos se pueden clasificar de la siguiente forma: L



SUSTANCIAS SIMPLES

rmadas por átomos de un mismo elemento. En la naturaleza, salvo los gases

ormulación gunas sustancias simples están compuestas por el símbolo del elemento y un subíndice

omenclatura ar moléculas biatómicas, triatómicas, tetratómicas, etc. y se nombran según la nomencla-

as sustancias simples están foL

nobles y algunos metales en estado gaseoso, el resto se enlazan para formar agregados superiores. FLas fórmulas de alque indica el número de átomos iguales que la forman. Los gases nobles son monoatómicos, por lo que se formulan mediante símbolo del elemento: He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn. Ejemplo: H2, O2, I2. NSe pueden encontrtura sistemática, que antepone el prefijo numeral di-, tri-, tetra-,…al nombre del elemento.


Fórmula N. Sistemática O2 Oxígeno o dioxígeno O3 Ozono o trioxígeno P4 Fósforo o tetrafósforo C Carbono N2 Nitrógeno o dinitrógeno

Imagen tom kipedia


ada de Wi

Áto o. Ver ficha: Átomo: estructura.m Compuesto químico. Ver ficha: Moléculas y otras posibilidades. Elemento químico. Ver ficha: Moléculas y otras posibilidades. Fórmula química. Ver ficha: Moléculas y otras posibilidades. Molécula. Ver ficha: Moléculas y otras posibilidades.

estructuNúmero atómico y número másico. Ver ficha: Átomo: ra.

Ejemplo

Escribir el símbolo de los metales de la Tabla Periódica con valencia +1, +2 y +3.

, Zn y Cd

Solución: : Li, Na, K, Rb, Cs y Ag Valencia +1

Valencia +2: Be, Mg, Ca , Sr, Ba, RaValencia +3: Al


Escribir el símbolo de los no metales de la Tabla Periódica con valencia +1, +2, -3 y +3.

: B

Solución: : H Valencia +1

Valencia +2: O Valencia -3 y +3

Compuestos binarios 1/9

QUÍMICA Formulación química inorgánica Compuestos binarios

Los compuestos binarios son aquellos formados por dos elementos. A continuación se muestran las distintas combinacio-nes de dos elementos. Normas generales de formulación. Óxidos: Óxidos básicos y óxidos ácidos. Peróxi-dos. Hidruros: metálicos y no metálicos. Sales binarias metal + no metal. Combina-ciones binarias entre no metales. COMPUESTOS BINARIOS NORMAS GENERALES DE FORMULACIÓN PARA COMPUESTOS BINARIOS Los compuestos binarios están formados por dos elementos y se formulan aplicando las siguientes reglas:

1. Se escriben los elementos en el siguiente orden: primero el METAL y después el NO METAL. 2. Se intercambian las valencias, de forma que como subíndice de cada elemento aparezca el número

de oxidación del otro sin tener en cuenta el signo. • Ejemplo: Compuesto binario formado por Al(+3) y O(-2):

Al2O3

3. Siempre que sea posible, se simplifica. • Ejemplo: Compuesto binario formado por Cu(+2) y S(-2):

Cu2S 2

En este caso se puede simplificar dividiendo por 2 y quedaría: CuS

4. El compuesto se lee de derecha a izquierda.

ÓXIDOS Son compuestos binarios formados por la combinación de un elemento con oxígeno. Se pueden clasificar atendiendo a sus propiedades ácido-base frente al agua en:

1. Óxidos básicos 2. Óxidos ácidos

1. Óxidos básicos Son compuestos binarios formados por la combinación de un metal y el oxígeno. Ejemplos:

Fórmula general: M2OX

VALENCIA Fórmula N. Sistemática N. STOCK N.Tradicional 1 Na2O Monóxido de disodio Óxido de sodio Óxido sódico

Ca2O2 = CaO Monóxido de calcio Óxido cálcico Óxido cálcico 2 Fe2O2 = FeO Monóxido de hierro Óxido de hierro (II) Óxido ferroso 3 Fe2O3 Trióxido de hierro Óxido de hierro (III) Óxido férrico 4 Pb2O4 = PbO2 Dióxido de plomo Óxido de plomo (IV) Óxido plúmbico

En este caso la nomenclatura que se recomienda es la de STOCK





Ejemplo

1. Formular las siguientes sustancias: Nombre Fórmula

Óxido de titanio (IV) TiO2 Óxido de potasio K2O Óxido de cromo(III) Cr2O3 Óxido de plata Ag2O Óxido de níquel(II) NiO Óxido de berilio BeO Óxido de aluminio Al2O3 Óxido de cobre(II) CuO Óxido de bario BaO Óxido de estroncio SrO

2. Nombrar las siguientes fórmulas:

Fórmula Nombre Na2O Óxido de sodio MgO Óxido de magnesio Rb2O Óxido de rubidio MnO2 Óxido de manganeso (IV) Cu2O Óxido de cobre(I) Fe2O3 Óxido de hierro(III) Cr2O3 Óxido de cromo(III) CrO3 Óxido de cromo(VI) PbO2 Óxido de plomo(IV) FeO Óxido de hierro(II)



2. Óxidos ácidos Son compuestos binarios formados por la combinación de un no metal y el oxíge-no. En este caso se escribe primero el no metal (excepto si se trata de F) y después el oxígeno. Se lee de derecha a izquierda. Ejemplos:

Fórmula general: N2OX

VALENCIA Fórmula N. Sistemática N. STOCK N.Tradicional F2O Monóxido de diflúor Óxido de flúor Óxido hipofluoroso 1 Cl2O Monóxido de dicloro Óxido de cloro(I) Óxido hipocloroso

2 SO Monóxido de azufre Óxido de azufre(II) Óxido hipocloroso 3 I2O3 Trióxido de diyodo Óxido de yodo(III) Óxido yodoso 5 SeO2 Dióxido de selenio Óxido de selenio(IV) Óxido selenioso 6 S2O3 Trióxido de azufre Óxido de azufre(VI) Óxido sulfúrico 7 I2O7 Heptaóxido de diyodo Óxido de yodo(VII) Óxido peryódico

En este caso la nomenclatura que se recomienda es la SISTEMÁTICA Caso especial de los óxidos de nitrógeno: El nitrógeno, con valencias +1, +2 y +4, forma los siguientes óxidos:

N2O Óxido nitroso NO Óxido nítrico NO2 Dióxido de nitrógeno N2O4 Tetraóxido de dinitrógeno (no se simplifica)

Ejemplo

1. Formular las siguientes sustancias: Nombre Fórmula

Dióxido de bromo BrO2 Hexaóxido de tetrafósforo P4O6 Dióxido de carbono CO2 Monóxido de nitrógeno NO Pentaóxido de diyodo I2O5 Trióxido de selenio SeO3 Dióxido de teluro TeO2 Óxido de dicloro Cl2O Pentaóxido de diarsénico As2O5 Trióxido de dibismuto Bi2O3

2. Nombrar las siguientes fórmulas: Fórmula Nombre

TeO3 Trióxido de teluro N2O5 Pentóxido de dinitógeno Br2O7 Heptaoxido de dibromo NO Monóxido de nitrógeno SO2 Dióxido de azufre Br2O Óxido de dibromo SO3 Trióxido de azufre CO Monóxido de carbono Cl2O7 Heptaóxido de dicloro FeO Óxido de hierro(II)




Ejercicio de autoevaluación: Óxidos básicos y óxidos ácidos

Formular las siguientes sustancias:

Nombre Fórmula Óxido de berilio Oxido de manganeso(III) Óxido de níquel(II) Óxido de sodio Óxido de cromo(VI) Óxido de mercurio(I) Óxido de cobalto(III) Dióxido de silicio Trióxido de diantimonio Trióxido de diboro

Nombrar las siguientes fórmulas: Fórmula Nombre

Cs2O CdO MnO MgO Ag2O P2O3 I2O5 SO3 SnO2 NO

Solución: Formular las siguientes sustancias:

Nombre Fórmula Óxido de berilio BeO Oxido de manganeso(III) Mn2O3 Óxido de níquel(II) NiO Óxido de sodio Na2O Óxido de cromo(VI) CrO3 Óxido de mercurio(I) Hg2O Óxido de cobalto(III) Co3O3 Dióxido de silicio SiO2 Trióxido de diantimonio Sb2O3 Trióxido de diboro B2O3


Cs2O Óxido de cesio CdO Óxido de cadmio MnO Óxido de manganeso(II) MgO Óxido de magnesio Ag2O Óxido de plata P2O3 Trióxido de difósforo I2O5 Pentaóxido de diyodo SO3 Trióxido de azufre SnO2 Óxido de estaño(IV) NO Óxido nítrico


Autora: Mª Isabel Gómez del Río

Óxidos básicos: Son compuestos binarios formados por la combinación de un metal y el oxígeno M2OX Óxidos ácidos: Son compuestos binarios formados por la combinación de un no metal y el oxígeno N2OX




PERÓXIDOS Son compuestos binarios formados por la combinación de un metal con el grupo peróxido (O2

2-). • Ejemplo: Peróxido formado por Ca(2+) y O2

2-. Para su formulación: - Se escribe primero el metal y después el grupo peróxido (O2

2-). - Se intercambian las valencias omitiendo el signo.

Ca


22O 2

- En este caso se puede simplificar dividiendo por 2, pero en ningún caso se simplifica el subíndice del grupo peróxido, CaO2.

- Se lee de derecha a izquierda peróxido de calcio. En este caso la nomenclatura que se recomienda es la de STOCK Ejemplos:

VALENCIA Fórmula Nomenclatura 1 H2O2 Peróxido de hidrógeno = = agua oxigenada 1 Na2O2 Peróxido de sodio 2 Ca2O4 = CaO2 Peróxido de calcio 2 Ba2O4 = BaO2 Peróxido de bario

Fórmula general: X2(O2)n

X = metal o no metal

HIDRUROS Son compuestos binarios formados por la combinación del hidrógeno con cualquier elemento químico. Se dividen en dos grupos:

1. Hidruros metálicos: Formados por un metal más hidrógeno. 2. Hidruros no metálicos: Formados por un no metal más hidrógeno.

1. HIDRUROS METÁLICOS • Ejemplo: Hidruro formado por Cu(1+) y H(-1).

Para su formulación: - Se escribe primero el metal y después el hidrógeno. - Se intercambian las valencias omitiendo el signo.

Cu = Cu11H H

- Se lee de derecha a izquierda hidruro de cobre.

Ejemplos:

VALENCIA Fórmula N. Sistemática N. STOCK N.Tradicional 1 NaH Monohidruro de sodio Hidruro de sodio Hidruro sódico 2 FeH2 Dihidruro de hierro Hidruro de hierro(II) Hidruro ferroso 3 FeH3 Trihidruro de hierro Hidruro de hierro(III) Hidruro férrico 4 SnH4 Tetrahidruro de estaño Hidruro de estaño(IV) Hidruro estánnico

En este caso la nomenclatura que se recomienda es la de STOCK Para nombrar los compuestos se comienza con la palabra hidruro, seguido de la preposición de y el nombre del metal. Entre paréntesis se muestra la valencia.

Fórmula general: MHx



2. HIDRUROS NO METÁLICOS Se pueden clasificar en dos grupos:

2.1. Hidruros formados por la combinación de un no metal con los grupos 13, 14 ó 15 del Sistema Pe-riódico (B, Si, C, Sb, As, P o N) con hidrógeno.

2.2. Hidruros formados por la combinación de hidrógeno con un no metal de los grupos 16 ó 17 (Te, Se, S, O, I, Br, Cl o F). Estos hidruros presentan carácter ácido en disolución acuosa, por lo que re-ciben el nombre de HIDRÁCIDOS, excepto el agua (H2O).

2.1. Hidruros no metálicos (NO METAL de los grupos 13, 14 ó 15 + HIDRÓGENO) • Ejemplo: Hidruro formado por P(-3) y H(+1).

Para su formulación: - Se escribe primero el no metal y después el hidrógeno. - Se intercambian las valencias omitiendo el signo. En todos ellos el hidrógeno actúa con valencia +1 y

los no metales de los grupos 13 y 15 (B, Sb, As, P y N) con -3 y los del grupo 14 (B y C) con -4.

P 31H H P= 3

- Se lee de derecha a izquierda trihidruro de fósforo, En este caso la nomenclatura que se recomienda es la Sistemática. Ejemplos:

VALENCIA Fórmula N. Sistemática N.Tradicional 3 NH3 Trihidruro de nitrógeno Amoníaco 3 PH3 Trihidruro de fósforo Fosfina 3 AsH3 Trihidruro de arsénico Arsina 3 BH3 Trihidruro de boro Borano 3 SbH3 Trihidruro de antimonio Estibina 4 CH4 Tetrahidruro de carbono Metano 4 SiH4 Tetrahidruro de silicio Silano

2.2. HIDRÁCIDOS (HIDRÓGENO + NO METAL de los grupos 16 ó 17) • Ejemplo: Hidrácido formado por H(+1) y S(-2).

Para su formulación: - Se escribe primero el hidrógeno y después el no metal. - Se intercambian las valencias omitiendo el signo. En todos ellos el hidrógeno actúa con valencia +1 y

los no metales de los grupos 16 (Te, Se, As y S) con -2 y los del grupo 17 (I, Br, Cl y F) con -1.

H2 1 S H= 2S

- Se lee de derecha a izquierda sulfuro de dihidrógeno o sulfuro de hidrógeno. En disolución acuosa ñacido sulfhídrico,

En este caso la nomenclatura que se recomienda es la Sistemática. y la Tradicional. Ejemplos:

VALENCIA Fórmula N. Sistemática N.Tradicional 1 HF Fluoruro de hidrógeno Ácido fluorhídrico 1 HCl Cloruro de hidrógeno Ácido clorhídrico 1 HBr Bromuro de hidrógeno Ácido bromhídrico 1 HI Yoduro de hidrógeno Ácido yodhídrico 2 H2Se Seleniuro de hidrógeno Ácido selenhídrico




Ejercicio de autoevaluación: Peróxidos, hidruros e hidrácidos

Formular las siguientes sustancias: Nombre Fórmula

Peróxido de litio Arsina Trihidruro de arsénico Peróxido de potasio Fluoruro de hidrógeno Sulfuro de hidrógeno Peróxido de hidrógeno Metano Hidruro de magnesio Amoníaco


PH3 HCl CaH2 ZnO2 SiH4 SbH3 HBr AlH3 MgO2 SiH4


Nombre Fórmula Peróxido de litio Li2O2 Arsina AsH3 Trihidruro de arsénico AsH3 Peróxido de potasio K2O2 Fluoruro de hidrógeno HF Sulfuro de hidrógeno H2S Peróxido de hidrógeno H2O2 Metano CH4 Hidruro de magnesio MgH2 Amoníaco NH3


PH3 Fosfina HCl Cloruro de hidrógeno CaH2 Hidruro de calcio ZnO2 Peróxido de cinc SiH4 Tetrahidruro de silicio SbH3 Estibina HBr Bromuro de hidrógeno AlH3 Hidruro de aluminio MgO2 Peróxido de magnesio SiH4 Silano

Otros conceptos relacionados que conviene recordar/consultar Peróxidos: Son compuestos binarios formados por la combinación de un metal con el grupo peróxido (O22-). Hidruros: Son compuestos binarios formados por la combinación del hidrógeno con cualquier elemento químico.




SALES BINARIAS METAL + NO METAL Son compuestos binarios formados por la combinación de un metal con no metal (distinto de H u O). La mayor parte de las sales binarias pueden considerarse derivadas de los hidrácidos por sustitución total del hidrógenos de éstos por un metal o por el ion amonio NH4

+. • Ejemplo: Sal binaria formado por los iones Al3+ y S2-.

Para su formulación: - Se escribe primero el catión metal y después el anión no metal. - Se intercambian las valencias omitiendo el signo.

Al3+

Fórmula general: MxXn

2-S

- Se simplifica, si es posible. - Se lee de derecha a izquierda sulfuro de aluminio: Al2S3.

En este caso la nomenclatura que se recomienda es la de STOCK.

Para nombrar los compuestos se comienza por el nombre del no metal acabado en –uro, seguido de la pre-posición de y el nombre del metal. Entre paréntesis se muestra la valencia. Si el metal tiene una sola valen-cia, no se indica. Ejemplos:

Fórmula N. STOCK CdF2 Fuoruro de cadmio HgCl2 Cloruro de mercurio (II) AuBr3 Bromuro de oro(III) NH4I Yoduro de amonio SnS2 Sulfuro de estaño(IV) FeSe Seleniuro de hierro(II) Zn3Cl2 Nitruro de cinc NaCl Cloruro de sodio

COMBINACIONES BINARIAS ENTRE NO METALES Existen algunas combinaciones binarias entre no metales (distintos de H u O) que siguen las normas gene-rales de formulación y nomenclatura para los compuestos binarios.

• Se recomienda aplicar la nomenclatura sistemática. • El compuesto se lee de derecha a izquierda.

Ejemplos: Fórmula N. Sistemática

CCl4 Tetracloruro de carbono CS2 Disulfuro de carbono PCl3 Tricloruro de fósforo

En este caso la nomenclatura que se recomienda es la de STOCK.

Para nombrar los compuestos se comienza por el nombre del no metal acabado en –uro, seguido de la pre-posición de y el nombre del metal. Entre paréntesis se muestra la valencia. Si el metal tiene una sola valen-cia, no se indica.





Ejercicio de autoevaluación: Compuestos binarios


Sulfuro de estaño(IV) Peróxido de hidrógeno Fluoruro de bario Óxido de plata Amoníaco Trihidruro de fósforo Sulfuro de hidrógeno Óxido nitroso Hidruro de estroncio Sulfuro de berilio Cloruro de sodio Dióxido de silicio


H2O CaH2 Cu2O HCl MgO2 PbBr2 FeSe NO NH4Cl CO2 ZnO NaH


Nombre Fórmula Sulfuro de estaño(IV) SnS2 Peróxido de hidrógeno H2O2 Fluoruro de bario BaF2 Óxido de plata Ag2O Amoníaco NH3 Trihidruro de fósforo PH3 Sulfuro de hidrógeno H2S Óxido nitroso N2O Hidruro de estroncio SrH2 Sulfuro de berilio BeS Cloruro de sodio NaCl Dióxido de silicio SiO2


H2O Agua CaH2 Hidruro de calcio Cu2O Óxido de cobre(I) HCl Ácido clorhídrico MgO2 Peróxido de magnesio PbBr2 Bromuro de plomo(II) FeSe Seleniuro de hierro(II) NO Óxido nítrico NH4Cl Cloruro de amonio CO2 Dióxido de carbono ZnO Óxido de cinc NaH Hidruro sódico

Compuestos ternarios 1/7

QUÍMICA Formulación química inorgánica Compuestos ternarios

Los compuestos ternarios son aquellos formados por tres elementos. A continuación se muestran las distintas combina-ciones de tres elementos. Normas generales de formulación. Oxoácidos. Iones monoatómicos y poliatómicos. Sales neutras de oxoácidos. Sales ácidas de hidrácidos. Hidróxidos. COMPUESTOS TERNARIOS NORMAS GENERALES DE FORMULACIÓN PARA COMPUESTOS TERNARIOS OXOÁCIDOS: (H + NO METAL + O) Se denominan así porque dan lugar a disoluciones acuosas de carácter ácido, Algunos metales como el Cr y Mn pueden ocupar el lugar del no metal cuando actúan con valencia alta. FORMULACIÓN Añadir una molécula de agua al correspondiente óxido del no metal y simplificar los subíndices, si es posible

Formulación de oxoácidos de Cl, Br, I, S, Se, Tr, N y C • Ejemplo: No metal N(+5) que forma el óxido ácido N2O5.

Para su formulación: - Se añade una molécula de H2O al óxido correspondiente:

Fórmula general: H2O + N2Ox=

= H2NbOc

→2 5 2 2 2 6N O +H O H N O - En este caso se puede simplificar dividiendo por 2: HNO3

- Para nombrarlo, se antepone el nombre genérico de ácido. En este caso se llamaría ácido nítrico. La nomenclatura que se recomienda es la Tradicional

H2SO4

Ejemplos:

Fórmula N. Tradicional Valencia

HClO Ácido hipocloroso +1 Cl HClO2 Ácido cloroso +3 Cl HClO3 Ácido clórico +5 Cl HClO4 Ácido perclórico +7 Cl

• Se asignan estos prefijos y sufijos a los ácidos de los elementos que actúan con 4 valencias: Cl, Br y I.

H2SO3 Ácido sulfuroso +4 S H2SO4 Ácido sulfúrico +6 S HNO2 Ácido nitroso +3 N HNO3 Ácido nítrico +7 N

• Para los elementos que actú-an con menos de 4 valencias: S, Se, Te y N se utiliza la ter-minación “ico” Para la valencia más alta.

H2CO3 Ácido carbónico +4 C • Para los elementos que actú-an con valencia única, se uti-liza el sufijo “ico”.

Otros conceptos relacionados que conviene recordar/consultar Los no metales pueden formar óxidos ácidos con las siguientes valencias:

Autora: Mª Isabel Gómez del Río

+3 +4 +3. +5 +4, +6 +1, +3, +5, +7 B C

Si N P As Sb

S Se Te

Cl Br I




Formulación de oxoácidos de P, As, Sb, Si y B Estos elementos pueden formar más de un oxoácido con la misma valencia. Para su formulación Se utiliza el prefijo:

• META para el oxoácido que se obtiene al añadir una molécula de H2O al óxido correspondiente. • ORTO para el oxoácido que se obtiene al sumar una molécula de H2O al META. • PIRO para el oxoácido que se obtiene al sumar dos moléculas ORTO y restar una molécula de H2O.

Óxido ácido + H2O Oxoácido META Oxoácido META + H2O Oxoácidos ORTO 2 Oxoácidos ORTO + H2O Oxoácido PIRO

La nomenclatura que se recomienda es la Tradicional • Ejemplo: No metal P(+5) que forma el óxido ácido P2O5.

• META: Se añade una molécula de H2O al óxido correspondiente: →2 5 2 2 2 6P O +H O H P O

→3 2 3 4HPO +H O H PO− →3 4 3 4 2 4 2 7H PO +H PO H O H P O

o En este caso se puede simplificar dividiendo por 2: HPO3. o Para nombrarlo, se antepone el nombre genérico de ácido y, en este caso el prefijo meta: ácido

meta fosfórico. ORTO; ácido ortofosfórico. PIRO: ácido pirofosfórico.

Fórmula N. Tradicional Valencia

HBO2 Ácido metabório +3 B H3BO3 Ácido ortobório +3 B H3PO3 Ácido ortofosforoso +3 P H2AsO4 Ácido ortoarsénico +3 As H2SiO3 Ácido ortosilícico +4 Si

Formulación de oxoácidos de Cr y Mn • El Cr (+6) forma el óxido CrO3 del que se obtienen los dos ácido siguientes:

o Se añade una molécula de H2O al óxido correspondiente: → 2 43 2O +H O H CrO

→2 4 2 2 72H - H HO O O

4O

4H O

Cr

→ 23 2O +H O HM Mnn→ =2 2 27 2 8O +H O H On Mn MnM

Se nombra ácido crómico.

o Se nombra ácido dicrómico. 2Cr Cr• El Mn (+6) y (+7) forma los óxidos MnO3 y Mn2O7, de los que se obtienen los oxoácidos siguientes:

o Se nombra ácido mangánico.

o Se nombra ácido permangánico.




IONES MONOATÓMICOS Un átomo se transforma en un ion positivo (catión), si cede electrones y en un ion negativo si gana electro-nes (anión). Como regla general se puede decir que los átomos de los metales ceden con facilidad electrones y forman cationes; sin embargo, los no metales tienden a ganar electrones y forman aniones. La carga de un ion mo-noatómico es igual al número de electrones cedidos o ganados y coincide con el número o estado de oxida-ción. • Ejemplo: H2SO4.

• El subíndice del hidrógeno se coloca como carga iónica de la molécula Se denominan con el nombre del ácido, pero cambiando la terminación ico por ato y oso por ito. En este caso se nombraría ion sulfato. La nomenclatura que se recomienda es la de Stock para los iones positivos y la Tradicional para los negati-vos.


Iones positivos N. Tradicional Iones negativos N. Tradicional Al3+ Ion aluminio F- Ion fluoruro Fe2+ Ion hierro(II) Cl- Ion cloruro H+ Ion hidrógeno Br- Ion bromuro Ca2+ Ion calcio I- Ion yoduro Pb2+ Ion plomo(II) S2- Ion sulfuro Na+ Ion sodio Se2- Ion seleniuro Ag+ Ion plata Te2- Ion telururo Cu+ Ion cobre(I) N3- Ion nitruro Co3+ Ion cobalto(III) P3- Ion fosfuro K+ Ion potasio Si4+ Ion siliciuro

IONES POLIATÓMICOS La mayoría de los iones poliatómicos son aniones y muchos de ellos se pueden formular fácilmente a partir del correspondiente oxoácido. • Ejemplo: H2SO4.

• El subíndice del hidrógeno se coloca como carga iónica de la molécula

• Se denominan con el nombre del ácido, pero cambiando la terminación ico por ato y oso por ito. En es-te caso se nombraría ion sulfato.

La nomenclatura que se recomienda es la Tradicional

Ácido N. Tradicional Ion N. Tradicional HClO Ácido hipocloroso ClO- Ion hipoclorito HNO3 Ácido nítrico NO3

- Ion nitrato HBO2 Ácido metabórico BO2

- Ion metaborato H2SO3 Ácido sulfuroso SO3

2- Ion sulfito H3AsO4 Ácido arsénico AsO4

3- Ion arseniato



Ejercicio de autoevaluación: Oxoácidos


Ácido hipocloroso Ácido peryódico Ácido teluroso Ácido selénico Ácido nitroso Ácido sulfúrico Ácido carbónico Ácido brómico Ácido metabórico Ácido metasilícico


H2SO3 HClO3 HIO3 H4P2O7 H2CrO4 HMnO4 H3AsO4 HNO3 H2SeO3 H2SO3


Nombre Fórmula Ácido hipocloroso HClO Ácido peryódico HIO4 Ácido teluroso H2TeO3 Ácido selénico H2SeO4 Ácido nitroso HNO2 Ácido sulfúrico H2SO4 Ácido carbónico H2CO3 Ácido brómico HBrO3 Ácido metabórico HBO2 Ácido metasilícico H2SiO3


H2SO3 Ácido sulfuroso HClO3 Ácido clórico HIO3 Ácido yódico H4P2O7 Ácido pirofosfórico H2CrO4 Ácido crómico HMnO4 Ácido permangánico H3AsO4 Ácido ortoarsénico HNO3 Ácido nítrico H2SeO3 Ácido selenioso H2SO3 Ácido sulfuroso


OXOÁCIDOS (H + NO METAL + O) o Oxoácidos de P, As, Sb, Si y B o Oxoácidos de Cr y Mn




SALES NEUTRAS DE OXOÁCIDOS: (METAL + NO METAL + O) Se obtienen sustituyendo todos los hidrógenos de un oxoácido por un metal.

FORMULACIÓN • Ejemplo: Sal formada por el METAL Hg(+2) y el ion sulfato SO4

2-. Para su formulación: - Se escribe primero el catión METAL y después el anión procedente del oxoácido:

- Se intercambian las cargas iónicas. La carga iónica del metal coincide con su valencia y la del anión con el número de hidrógenos perdidos Hg2(SO4)2.

- Se simplifica, si es posible. En este caso se divide por 2: HgSO4. - Se lee de derecha a izquierda: sulfato de mercurio (II).

La nomenclatura que se recomienda es la Tradicional y la de Stock Ejemplos:

Fórmula Nomenclatura

NaClO Hipoclorito de sodio Pb(IO3)2 Yodato de plomo(II) BaSO3 Sulfito de bario Al2(SO4)3 Sulfato de aluminio Sr(NO3)2 Nitrato de estroncio CoCO3 Carbonato de cobalto(II) Cu3(PO4)2 (orto)Fosfato de cobre(II) Fe(NO3)3 Nitrato de hierro(III) KNO2 Nitrito potásico Ag2CrO4 Cromato de plata

SALES ÁCIDAS DE HIDRÁCIDOS Se obtienen sustituyendo parcialmente el hidrógeno del H2S por un metal o por ion NH4

+.

FORMULACIÓN • Ejemplo: Ba(HS)2

Para su formulación: - Se nombra comenzando por el término hidrógeno al que se le añaden los prefijos numerales, según el

número de hidrógenos que están sin sustituir y añadiendo a continuación sulfuro. En este caso se nombraría hidrogenosulfuro de bario(II).

La nomenclatura que se recomienda es la Tradicional y la de Stock Ejemplos:

Fórmula Nomenclatura

NaHS Hidrogenosulfuro de sodio KHS Hidrogenosulfuro de potasio NH4HS Hidrogenosulfuro de amonio




HIDRÓXDOS: (METAL + grupo HIDRÓXIDO) Son compuestos de carácter básico que se obtienen por disolución de los óxidos metálicos en agua.

FORMULACIÓN • Ejemplo: Hidróxido formada por el METAL Ni(+2) y el ion hidróxido OH--.

Para su formulación: - Se escribe primero el catión METAL y después el hidróxido: - Se intercambian las cargas iónicas. La carga iónica del metal coincide con la valencia y la del ion

hidróxido siempre es -1. El grupo hidróxido se escribe entre paréntesis siempre que el subíndice sea mayor de 1: Ni(OH)2.

- Se lee de izquierda a derecha hidrósido de niquel(II). - Si el metal tiene una sola valencia, no se indica.

La nomenclatura que se recomienda es la de Stock Ejemplo

Nombrar las siguientes fórmulas:

Fórmula Nomenclatura NaOH Co(OH)3 Ba(OH)2 Al(OH)3 Fe(OH)3 CsOH Pb(OH)2 Ca(OH)2 Zn(OH)2 Mg(OH)2

Solución:

Fórmula Nomenclatura NaOH Hidróxido de sodio Co(OH)3 Hidróxido de cobalto(III) Ba(OH)2 Hidróxido de bario Al(OH)3 Hidróxido de aluminio Fe(OH)3 Hidróxido de hierro(III) CsOH Hidróxido de cesio Pb(OH)2 Hidróxido de plomo Ca(OH)2 Hidróxido de calcio Zn(OH)2 Hidróxido de cinc Mg(OH)2 Hidróxido de magnesio

Ni 2+ OH -




Ejercicio de autoevaluación: Sales neutras de oxoácidos, sales ácidas de hidrácidos, hidróxdos


Yodato de plomo(II) Cromato de plata Hidróxido de calcio Hidróxido de hierro(III) Carbonato de cobalto(II) Hidrogenosulfuro de sodio Nitrato de hierro(III) Sulfato de aluminio Nitrito potásico Hidróxido de sodio


H2SO3 BaSO3 Cu3(PO4)2 Al(OH)3 CsOH KOH H3BO3 CoCO3 NH4HS Mg(OH)2


Nombre Fórmula Yodato de plomo(II) Pb(IO3)2 Cromato de plata Ag2CrO4 Hidróxido de calcio Ca)OH)2 Hidróxido de hierro(III) Fe(OH)3 Carbonato de cobalto(II) CoCO3 Hidrogenosulfuro de sodio NaHS Nitrato de hierro(III) Fe(MO3)3 Sulfato de aluminio Al2(SO4)3 Nitrito potásico KNO3 Hidróxido de sodio NaOH


H2SO3 Ácido sulfuroso BaSO3 Sulfito de bario Cu3(PO4)2 (orto)Fosfato de cobre(II) Al(OH)3 Hidróxido de aluminio CsOH Hidróxido de cesio KOH Hidróxido de potasio H3BO3 Ácido ortobório CoCO3 Carbonato de cobalto(II) NH4HS Hidrogenosulfuro de amonio Mg(OH)2 Hidróxido de magnesio


SALES NEUTRAS DE OXOÁCIDOS: (METAL + NO METAL + O) SALES ÁCIDAS DE HIDRÁCIDOS: Se obtienen sustituyendo parcialmente el hidrógeno del H2S por un metal o por ion NH4+. HIDRÓXDOS: (METAL + grupo HIDRÓXIDO)


Compuestos cuaternarios 1/3

Formulación química inorgánica Compuestos cuaternarios

Los compuestos cuaternarios son aquellos formados por cuatro elementos. A continuación se muestran las distintas com-binaciones de cuatro elementos. Sales ácidas de oxoácidos. COMPUESTOS CUATERNARIOS Son compuestos formados por cuatro elementos SALES ÁCIDAS DE OXOÁCIDOS: ( METAL + H + NO METAL + O) Son sales que todavía tienen átomos de hidrógeno en su esructura. Pueden considerarse derivadas de oxoácidos con más de un hidrógeno en la molécula (polipróticos) en los que se han sustituido parcialmente los hidrógenos por un metal o por el ion amonio NH4‘ FORMULACIÓN • Ejemplo: Sales ácidas de metal Ca(+2) y del ácido fosfórico H3PO4 del que proceden los iones hidroge-

nofosfato HPO42-

y dihidrogenofosfato H2PO4-.

• Con HPO42-:

- Se escribe primero el catión METAL y después el anión procedente del oxoácido:

- Se intercambian las cargas iónicas. La carga iónica del metal coincide con su valencia y la del anión con el número de hidrógenos perdidos Ca2(HPO4)2.

- Se simplifica, si es posible. En este caso se divide por 2: CaHPO4. - Se lee de derecha a izquierda: hidrogenofosfato de calcio.

• Con H2PO4-:

La nomenclatura que se recomienda es la de STOCK





Ejemplo

Nombrar las siguientes fórmulas:

Fórmula Nomenclatura NaHCO3 KHSO4 FeHPO4 Fe(H2PO4)2 NaHSO4 Pb(HSeO3)4 NaHCO3 Au(H2AsO4)3 NaH2PO3 Ca(HCO3)2

Solución:

Fórmula Nomenclatura NaHCO3 Hidrogenocarbonato de sodio KHSO4 Hidrogenosulfato de potasio FeHPO4 Hidrogenofosfato de hierro(II) Fe(H2PO4)2 Dihdrógenofosfato de hierro(II) NaHSO4 Hidrógenosulfato de sodio Pb(HSeO3)4 Hidrogenoselenito de plomo NaHCO3 Hidrogenocarbonato de sodio Au(H2AsO4)3 Dihidrógenoarseniato de oro/III) NaH2PO3 Dihidrógenofosfito de sodio Ca(HCO3)2 Hidrógenocarbonato de calcio






Hidrogenosulfito de sodio Hidrogenosulfato de potasio Hidrogenosulfato de amonio Hidrogenocarbonato de rubidio Hidrogenofosfato de plomo (II) Dihidrogenofosfato de amonio Hidrogenofosfito de potasio Hidrogenoarseniato de mercurio (II)


Nombre Fórmula Hidrogenosulfito de sodio NaHSO3 Hidrogenosulfato de potasio KHSO4 Hidrogenosulfato de amonio NH4HSO4 Hidrogenocarbonato de rubidio RbHCO3 Hidrogenofosfato de plomo (II) PbHPO4 Dihidrogenofosfato de amonio NH4H2PO4 Hidrogenofosfito de potasio K2HPO3 Hidrogenoarseniato de mercurio (II) HgHAsO4

Compuestos del Carbono. Su representación 1/2

QUÍMICA QUÍMICA DEL CARBONO Compuestos del Carbono. Su representación

La Química Orgánica se caracteriza por la existencia del carbono como elemento principal en todos sus compuestos, lo que justifica que también se le llame Química del Carbono. Los compuestos del carbono son de extraordinaria importancia en la naturaleza ya que son la base de todos los seres vivos y, además, forman parte de un numeroso grupo de sustancias imprescindibles en nuestra sociedad, por lo que resulta esencial su estudio. La causa de la gran diversidad de los compuestos del carbono es consecuencia de la configuración electrónica de este átomo, y la posibilidad que tiene de combinarse consigo mismo formando cadenas carbonadas. Por ello, para poder identificar inequívocamente un compuesto orgánico es necesario utilizar las llamadas fórmulas estructurales. Compuestos del Carbono. Representación de las moléculas orgánicas. El átomo de carbono y los compuestos orgánicos. Representación de las moléculas orgánicas: fórmulas químicas y fórmulas estructurales. La Química Orgánica estudia los compuestos que contienen el átomo de carbono, por ello se llama también Química del Carbono. No obstante, compuestos sencillos del carbono como óxidos, carburos, carbonatos, hidrogenocarbonatos y cianuros, se consideran como inorgánicos, y otros como cianatos e isocianatos, se encuadran indistintamente en uno u otro grupo. La estructura del átomo de carbono explica la enorme multiplicidad de sus compuestos. Debido a su configuración electrónica, 1s2 2s2p2, al

combinarse, por promoción e hibridación, dispone sus cuatro electrones de valencia en sus cuatro orbitales de valencia, lo que explica su conocida tetravalencia y la estabilidad de sus compuestos. Los átomos de carbono son los únicos de todos los elementos que tienen la capacidad de combinarse consigo mismo, mediante fuertes enlaces covalentes, formando Cadenas Carbonadas que pueden llegar a superar el centenar de átomos, con el “único“ limite de la tetravalencia del átomo de C.

C

CC

C

C

C

C

CCC

CC

C

C

Abierta

Cerrada conramificaciones

Cerrada

Abierta conramificaciones

Estas cadenas carbonadas pueden ser abiertas o cerradas, y en ambos casos, además, es posible la existencia de ramificaciones. La mayoría de los compuestos orgánicos contienen sólo seis elementos: carbono, C; hidrógeno, H; oxígeno, O; nitrógeno, N; azufre, S, y fósforo, P.

Los compuestos químicos se representan simbólicamente mediante Fórmulas Químicas. La Fórmula Empírica o mínima, nos da la relación numérica más simple en que entran los átomos en la molécula y la Fórmula Molecular indica, en cambio, el número exacto o real de átomos que forman la molécula. La fórmula molecular siempre es “n” veces la fórmula empírica. Así, por ejemplo, para la fórmula molecular C6H12O6, la fórmula empírica es (CH2O)n, cumpliéndose que n = 6. Los datos experimentales acerca de un compuesto determinado nos permiten obtener su fórmula empírica o molecular. Sin embargo, la fórmula molecular no define unívocamente a un compuesto, en particular, un compuesto orgánico, debido a que los átomos pueden unirse entre sí de distintas formas, dando lugar a compuestos diferentes. Por ello, para identificar unívocamente un compuesto se utilizan las Fórmulas Estructurales, que indican los enlaces que existen entre los átomos que la forman. Pueden ser de tres tipos: i) Fórmula Semidesarrollada o condensada o lineal. En ella, los pares de electrones de cada enlace se representan por un guión, que une a los dos átomos correspondientes. En general, sólo se especifican los enlaces entre los carbonos; ii) Fórmula Desarrollada o expandida o plana, llamada así porque todos los enlaces se representan en el plano, y iii) Fórmula Tridimensional, en las que se representan las direcciones de los enlaces en el espacio mediante distintos tipos de proyecciones. Así, se marcan los enlaces con trazos triangulares (para indicar que se sale del plano), con línea continua (está en el plano) y línea discontinua (entra en el plano). Por lo tanto, las fórmulas de los compuestos orgánicos pueden expresarse de varias formas y cada una de ellas proporciona algún tipo de información.

Fórmula Empírica: Indica la proporción de los

átomos de cada elemento en una molécula.

Fórmula Molecular:

Indica el número de átomos de cada elemento en una

molécula.

Fórmula Semidesarrollada:Sólo constan los átomos

unidos a cada carbono y los enlaces carbono-carbono simples, dobles o triples.

Fórmula Desarrollada:

Expresa la totalidad de los enlaces presentes en la

molécula, desarrollados en un plano

Fórmula Tridimensional:

Indica, de un modo convencional, la disposición de los átomos y los enlaces

en el espacio.

Autora: Mª José Morcillo Ortega UNIVERSIDAD NACIONAL DE EDUCACIÓN A DISTANCIA

Compuestos del Carbono. Su representación 2/2

QUÍMICA QUÍMICA DEL CARBONO Compuestos del Carbono. Su representación


Átomo. Ver ficha: Átomo: estructura Compuesto. Ver ficha: Moléculas y otras posibilidades Electrones de valencia. Ver ficha: Formulación química inorgánica. Conceptos básicos. Elemento. Ver ficha: Moléculas y otras posibilidades Enlace covalente. Ver ficha: Moléculas y otras posibilidades Fórmula química. Ver ficha: Moléculas y otras posibilidades Moléculas: Agrupación de átomos, constituyendo las partículas más pequeñas de una sustancia con las propiedades químicas específicas de esa sustancia. Se caracterizan por estar constituidas por un número de átomos finito dando lugar a unidades discretas con composición constante. Ver ficha: Moléculas y otras posibilidades Óxido. Ver ficha: Formulación Química Inorgánica. Compuestos binarios Ejemplo

Escribir un ejemplo de una fórmula empírica, una fórmula molecular, semidesarrollada, desarrollada y tridimensional. Solución: En la fórmula empírica los subíndices indican la proporción de los átomos de cada elemento en una molécula, en el ejemplo 1 de C por 3 de H. En la fórmula molecular los subíndices indican el número de átomos de cada elemento en una molécula, en nuestro caso 2 de C y 6 de H. En la fórmula semidesarrollada sólo constan los átomos unidos a cada carbono y los enlaces carbono-carbono, en este caso, simples. La fórmula desarrollada expresa la totalidad de los enlaces presentes en la molécula, desarrollados en un plano y la fórmula tridimensional indica la disposición de los átomos y los enlaces en el espacio, marcando con trazos triangulares para indicar que se sale del plano, con línea continua que está en el plano y con línea discontinua que entra en el plano.

CCC

TridimensionalDesarrollada

CH3MolecularEmpírica

C2H6 CH3-CH3Semidesarrollada

ClH

H

H

H

HH

H

HH


Indicar que tipo de fórmula son las siguientes: a) CH2=CH2, b) CH2O, c) (CH2O)n. Solución: a) semidesarrollada, b) empírica, c) molecular.


Hidrocarburos 1/2

QUÍMICA QUÍMICA DEL CARBONO Hidrocarburos


Hidrocarburos (HC): Compuestos formados por C

e H Alcanos:

HC sin instauraciones Fórmula molecular Cn H2n+2

Alquenos: HC con al menos un doble

enlace. Fórmula molecular Cn H2n

Alquinos: HC con al menos un triple

enlace. Fórmula molecular Cn H2n-2

HC Aromáticos: HC con uno o más núcleos

bencénicos

Todos los compuestos orgánicos se derivan de un grupo de compuestos conocidos como Hidrocarburos debido a que son los compuestos más sencillos al estar formados sólo por carbono e hidrógeno. Con base en la estructura, los hidrocarburos se dividen en dos clases principales: alifáticos y aromáticos. Hidrocarburos: Compuestos formados por C e H. Principales tipos de Hidrocarburos: alifáticos (alcanos, alquenos, alquinos y cíclicos) y aromáticos.

Los Hidrocarburos son los compuestos del carbono más básicos, debido a que, como su propio nombre indica, están constituidos únicamente por carbono e hidrógeno, por lo que se consideran la base estructural común del resto de los compuestos orgánicos. En los hidrocarburos existen dos tipos de enlaces: carbono-hidrógeno y carbono-carbono, pudiendo ser estos últimos de tres tipos: simples, dobles y triples, lo que origina que los compuestos

correspondientes tengan propiedades diferentes. Por lo tanto, para poder sistematizar su estudio ha sido necesario clasificarlos, en primer lugar en Alifáticos y Aromáticos. A su vez, los hidrocarburos alifáticos se dividen en Saturados, si todos los enlaces entre átomos de carbono son sencillos, e Insaturados, si contienen algún enlace carbono-carbono doble o triple. Además, dentro de los hidrocarburos alifáticos las cadenas pueden se lineales, compuestos Acíclicos, o cerradas, compuestos Alicíclicos. En ambos casos, podemos encontrarnos con que sólo existan enlaces C-C, Alcanos y cicloalcanos, que exista al menos un enlace C=C, Alquenos y cicloalquenos, y que tengan algún triple enlace, Alquinos y cicloalquinos. En el caso de los cicloalquinos la presencia del enlace C≡C, origina que en la cadena cerrada se genere una tensión muy grande, por lo que el primer anillo estable es el de ocho átomos de C, ciclooctino. Los Hidrocarburos Aromáticos contienen uno o más anillos hexagonales bencénicos. Es importante distinguir los hidrocarburos alicíclicos, que se caracterizan por tener cadenas cerradas, de los hidrocarburos aromáticos, también con cadenas cerradas, pero con dobles enlaces alternados. Los radicales alquílicos se originan cuando un hidrocarburo pierde un átomo de H. Las fórmulas moleculares de los principales hidrocarburos son las siguientes; a) alcanos: CnH2n+2, b) alquenos, cicloalcanos: CnH2n, c) alquinos: CnH2n-2, d) derivados del benceno: CnH2n-6.

Hidrocarburos

Aromáticos Alifáticos

Acíclicos

Saturados

Alcanos

Acíclicos

Cicloalcanos

Alicíclicos

AlquinosAlquenos Cicloalquenos Cicloalquinos

Alicíclicos

Insaturados

PolicíclicosMonicíclicos

Clasificación de los Hidrocarburos

Hidrocarburos 2/2

QUÍMICA QUÍMICA DEL CARBONO Hidrocarburos


Átomo. Ver ficha: Átomo: estructura Compuesto. Ver ficha: Moléculas y otras posibilidades Compuesto orgánico. Ver ficha: Compuestos del Carbono. Su representación Enlace químico: Unión entre diferentes átomos debido a las fuerzas generadas por el intercambio o compartición de electrones

externos de los átomos que se unen. Ver ficha: Moléculas y otras posibilidades. Fórmula molecular. Ver ficha: Compuestos del Carbono. Su representación y ficha Moléculas y otras posibilidades Ejemplo

Indica a que tipo de hidrocarburo pertenecen los siguientes compuestos orgánicos:

a) CH2 CH2 b) CH3 CH2 CH3

d) CH3 CH2 C C CH3

i)

e) f)

g) h)

CH3c)

j) CH2 CH3 Solución: a) Alqueno, al tener un enlace C=C, b) alcano, por sólo contener enlaces simples,C-C, c) cicloalqueno, pues es un ciclo de cinco átomos de C con un doble enlace, d) alquino al contener un triple enlace, C≡C, en la cadena, e) cicloalcano, un ciclo de tres átomos de carbono saturado, f) cicloalqueno, g) aromático, derivado del benceno, h) cicloalqueno, ciclo de seis átomos de carbono con una insaturación, i) aromático, benceno, j) aromático, benceno sustituido.


Escribir un ejemplo de: a) un hidrocarburo alifático, b) un derivado aromático de tres anillos, c) un alquino con cuatro átomos de carbono, d) un hidrocarburo insaturado alicíclico, e) un hidrocarburo saturado alicíclico, f) un hidrocarburo aromático monocíclico, g) un hidrocarburo de fórmula general CnH2n+2. Solución:

a) CH3 C

; g) CH3 CH2 CH3

c) CH3 CH2 C C CH3 ; d)

; f)

CH3C ; b)

e)


Isomería 1/4

QUÍMICA QUÍMICA DEL CARBONO Isomería


Isomería: Fenómeno por el cual dos o más

sustancias diferentes presentan la misma fórmula molecular.

Isomería de Cadena:

La presentan sustancias que difieren únicamente en la

disposición de los átomos de carbono en el esqueleto

carbonado.

Isomería de Posición: Sustancias que difieren

únicamente en la situación de su grupo funcional.

Isomería de Función:

La presentan sustancias con distinto grupo funcional

El concepto de Isomería es muy utilizado en Química Orgánica y se fundamenta en las diferentes formas en que se pueden unir entre sí los mismos átomos para formar distintas moléculas. Una fórmula inorgánica corresponde unívocamente a un solo compuesto. En cambio, en química orgánica no suele suceder esto, sino que una misma fórmula molecular, incluso sencilla, puede corresponder a más de un compuesto. A estos compuestos se les denomina Isómeros. Isomería: Concepto de Isomería. Principales tipos de isomería: Estructural y espacial o estereoisomería. La Isomería es un concepto derivado de la manera de representar las moléculas. Se dice que dos compuestos son Isómeros cuando, siendo diferentes responden a la misma fórmula molecular. Esto se debe a que los mismos átomos están reagrupados de modo distinto y constituyen, por lo tanto, dos moléculas diferentes, lo que provoca que tengan diferentes propiedades físicas y/o químicas. Es decir, los Isómeros son compuestos que tienen igual fórmula molecular, pero distinta fórmula estructural. La isomería puede ser plana y del espacio. La primera se puede explicar mediante fórmulas planas, mientras que para comprender la segunda hemos de tener en cuenta que muchas moléculas son tridimensionales. Por eso, se puede distinguir entre dos grupos básicos de isomería: Estructural (o plana) y Estereoisomería (o espacial).

Isomería

EstereoisomeríaEstructural

De cadena De posición ÓpticaGeométricaDe función

Tipos de Isomería

Isomería

EstereoisomeríaEstructural

De cadena De posición ÓpticaGeométricaDe función

Tipos de Isomería

La Isomería Estructural se presenta cuando, a pesar de tener el mismo número de átomos de cada clase, las uniones entre ellos son diferentes en uno y otro compuesto, es decir se basa en las diferencias existentes en la ordenación y/o unión de los átomos en las moléculas. Estas diferencias en la estructura del esqueleto carbonado permite que se puedan clasificar en:

• Isomería de Cadena: los isómeros de cadena poseen el mismo grupo funcional, pero la estructura de la cadena es diferente, pudiendo ser lineal, ramificada, etc., es decir, las uniones entre los C que forman la cadena son diferentes. Esto es posible a partir de cuatro átomos de carbono.

CH2 CH3CH2

CH3

CH3 CH2

pentanoCH3CHCH3 CH2

metilbutano

Isomería 2/4



Isomería Geométrica: Deriva de las posibles ordenaciones diferentes de los

sustituyentes cuando dos átomos de C están unidos por enlaces que no pueden girar. Es típica de los alquenos.

Isomería Óptica:

La presentan sustancias que difieren únicamente en el distinto comportamiento frente a la luz polarizada.

• Isomería de Posición: la presentan los compuestos que tienen el mismo grupo funcional colocado en diferente posición dentro de la cadena carbonada.

CH2CH3 CH2OH

1-propanol

CH3CHOHCH3

2-propanol

• Isomería de Función: la presentan aquellos compuestos que teniendo la misma fórmula molecular presentan distintos grupos funcionales.

CH3 CH2OH

etanol

CH3OCH3

éter metílico

La Estereoisomería la presentan aquellas sustancias que, con la misma estructura, tienen diferente distribución espacial de sus átomos. Es decir, los estereoisómeros poseen los mismos átomos, las mismas cadenas y los mismos grupos funcionales, pero difieren en alguna de sus orientaciones espaciales. Se pueden considerar dos tipos principales de estereoisomería: la geométrica y la óptica.

• Isomería Geométrica: es característica de aquellas sustancias que presentan un doble enlace carbono-carbono, y es debida a que no es posible la libre rotación alrededor del eje del doble enlace. Asimismo, es preciso que los sustituyentes unidos a cada uno de los átomos de carbono implicados en el doble enlace sean distintos. Las distribuciones espaciales posibles son dos, la forma cis y la trans. En la primera, los sustituyentes iguales de los dos átomos de carbono afectados por el doble enlace se encuentran situados en una misma región del espacio con respecto al plano que contiene el doble enlace , es decir, se denomina cis, al isómero que tiene los grupos iguales en el mismo lado del doble enlace. En la segunda, los sustituyentes afectados se encuentran en distinta región del espacio, es decir, trans es el isómero que tiene los grupos iguales en posiciones opuestas, a cada lado del doble enlace.

C CCl Cl

H H

C CCl

H

H

Clcis-1,2-dicloroeteno trans-1,2-dicloroeteno

Imagen Química 2º bachillerato. Ed. Anaya

Isomería 3/4



• Isomería Óptica: isómeros que poseen idénticas propiedades tanto físicas como químicas, diferenciándose únicamente en el distinto comportamiento frente a la luz polarizada. Un isómero desvía el plano de polarización de la luz hacia la derecha (isómero dextro o (+)) y el otro hacia la izquierda (isómero levo o (-)). Se da en moléculas con átomos de carbono asimétricos, es decir, unidos a cuatro sustituyentes distintos. Los compuestos orgánicos que poseen este tipo de isomería se caracterizan por presentarse en dos formas isómeras que son, una respecto a la otra, como un objeto y su imagen reproducida en un espejo, como se puede apreciar en la fotografía.

C

CH3

OH

COOH

H C

CH3

H

COOH

HO

ácido 2-hidroxipropanoico

Imagen procedente del Libro de Química 2º Bachillerato, Ed.Bruño


Átomo. Ver ficha: Átomo: estructura Compuesto. Ver ficha: Moléculas y otras posibilidades Enlace químico: Unión entre diferentes átomos debido a las fuerzas generadas por el intercambio o compartición de electrones

externos de los átomos que se unen. Ver ficha: Moléculas y otras posibilidades. Fórmula estructura. Ver ficha: Compuestos del Carbono. Su representación Fórmula molecular. Ver ficha: Compuestos del Carbono. Su representación y ficha Moléculas y otras posibilidades Grupo funcional. Ver ficha: Principales Funciones Orgánicas Moléculas: Agrupación de átomos, constituyendo las partículas más pequeñas de una sustancia con las propiedades químicas

específicas de esa sustancia. Se caracterizan por estar constituidas por un número de átomos finito dando lugar a unidades discretas con composición constante. Ver ficha: Moléculas y otras posibilidades

Isomería 4/4



Ejemplo

¿Qué tipo de isomería existe en cada una de las siguientes parejas de compuestos? a) Pentanal y 2-pentanona; b) 2-Pentanona y 3-pentanona; c) 1-Butanol y etoxietano; d) Etilamina y dimetilamina; e) Ácido butanoico y ácido metilpropanoico. Solución: a) Pentanal y 2-pentanona: Isómeros de función. Estos dos compuestos tienen la misma fórmula molecular : C5H10O, pero presentan distintos grupos funcionales, el primero es un aldehído, mientras que el segundo es una cetona, por lo que son isómeros de función. b) 2-Pentanona y 3-pentanona: Isómeros de posición. La fórmula molecular de estos compuestos es: C5H10O y los dos presentan el mismo grupo funcional, cetona, pero en distinta posición, el primero en el carbono de la posición 2 y el segundo en el carbono 3, por lo que son isómeros de posición. c) 1-Butanol y etoxietano: Isómeros de función. La fórmula molecular de estos compuestos es: C4H10O. Sin embargo, el primero es un alcohol, mientras que el segundo es un éter, por lo que son isómeros de función, al tener distinto grupo funcional. d) Etilamina y dimetilamina: Isómeros de posición. Estos dos compuestos son dos aminas de fórmula molecular: C2H7N, pero el grupo amino se encuentra en distinta posición, siendo el primer compuesto una amina primaria y el segundo una amina secundaria, por lo que son isómeros de posición. e) Ácido butanoico y ácido metilpropanoico: Isómeros de cadena. Son dos ácidos de fórmula molecular: C4H8O2, que difieren en la disposición de los átomos de carbono en el esqueleto carbonado. Así el primer compuesto tiene una cadena carbonada lineal y el segundo con ramificación, por lo que son isómeros de cadena.


Escribir las fórmulas semidesarrolladas de los isómeros de posición del compuesto con fórmula molecular: C5H11OH. Solución: CH3CH2CH2CH2CH2OH (1-pentanol) CH3CH2CH2CHOHCH3 (2-pentanol) CH3CH2CHOHCH2CH3 (3-pentanol)

Principales Funciones Orgánicas 1/6

QUÍMICA QUÍMICA DEL CARBONO Principales Funciones Orgánicas


Grupo Funcional: Grupo de átomos responsable del comportamiento

químico de la molécula que lo contiene.

Familia de

Compuestos: Conjunto de

compuestos orgánicos que contienen el

mismo grupo funcional

Serie Homologa: Está formada por

compuestos orgánicos que contienen el

mismo grupo funcional, pero difieren sólo en la longitud de la cadena

carbonada.

Los numerosísimos compuestos orgánicos pueden reunirse en unos pocos grupos de comportamiento químico semejante, para lo cual es necesario introducir los conceptos de Grupo Funcional y Serie Homologa. De este modo, conocido el comportamiento químico del grupo funcional, puede suponerse que éste se presentará en otros compuestos que también contengan dicho grupo. Gracias al agrupamiento de las sustancias en Familias de Compuestos, según sus grupos funcionales, se reduce el estudio de los millones de compuestos orgánicos conocidos a unos pocos tipos de comportamiento químico similar. Principales Funciones Orgánicas. Concepto de grupo funcional, familia de compuestos y series homologas. Principales tipos de compuestos orgánicos: sustancias hidrogenadas (hidrocarburos), sustancias oxigenadas, sustancias nitrogenadas y sustancias halogenadas.

El número de compuestos orgánicos conocidos es elevadísimo, por ello para poder realizar su estudio es preciso una gran sistematización a la hora de efectuar una cuidada distribución de tales compuestos. En el transcurso de los años se ha conseguido distribuir los compuestos orgánicos en bloques tales que cada uno se caracteriza por tener un átomo o agrupamiento atómico definido, llamado Grupo Funcional, que le confiere una serie de propiedades comunes. Así, se puede decir que las moléculas orgánicas están constituidas por una cadena hidrocarbonada de gran estabilidad química y uno o más grupos de átomos, grupos funcionales, donde se localiza la reactividad específica del compuesto. La existencia de estos grupos funcionales, a los que la molécula debe sus propiedades químicas fundamentales, permite clasificar los compuestos orgánicos agrupando en una misma Familia de Compuestos o Función Orgánica a todos los compuestos que poseen el mismo grupo funcional. Todos ellos presentan cierta semejanza en sus propiedades químicas. Así, sustancias como metanol, etanol, propanol, ciclohexanol y 1,2,3-propanotriol, tienen en común el grupo funcional –OH, que les confiere una reactividad química comparable, aunque difieran en la forma y en la longitud de la cadena carbonada a la cual está unida el grupo hidroxilo, -OH. Como la variedad de familias sigue siendo grande, para simplificar su estudio se pueden agrupar aquellas familias de compuestos que presentan alguna analogía. Así, las funciones orgánicas más importantes se pueden clasificar de la forma siguiente: i) funciones hidrogenadas: constituidas por átomos de carbono e hidrógeno (hidrocarburos); ii) funciones oxigenadas: constituidas por átomos de carbono, oxígeno e hidrógeno; iii) funciones nitrogenadas: constituidas por átomos de carbono, hidrógeno y nitrógeno, aunque también en algunos casos pueden contener oxígeno y iv) funciones halogenadas: constituidas por uno o más átomos de halógeno que sustituyen a uno o varios hidrógenos de la cadena.

Imagen Química. Ed. Bruño




En la Figura podemos ver dos Sustancias Oxigenadas, cada una de ellas con distinto grupo funcional: el metanal, que pertenece a la familia de los aldehídos, y la propanona, de la familia de las cetonas.

Estructura del metanal Estructura de la propanona

Imágenes de Química 2º Bachillerato. Ed. Anaya

Familia de Compuestos Analogías

Hidrocarburos Alcanos, alquenos, alquinos hidrocarburos aromáticos

Constituidos solo por C y H

Sustancias Oxigenadas

Alcoholes, éteres, aldehídos, cetonas, ácidos carboxílicos, ésteres

Presencia de uniones C-O

Sustancias Nitrogenadas

Aminas, amidas, nitrocompuestos, nitrilos Presencia de uniones C-N

Sustancias Halogenadas

Haluros Constituidas por C, H, y halógenos

Cada Familia de compuestos o Función orgánica comprende una gran cantidad de compuestos de gran semejanza debido a que sus cadenas moleculares sólo se diferencian unas de otras en el número de átomos de carbono que las constituyen. Una Serie Homóloga es un conjunto de compuestos que, teniendo el mismo grupo funcional, difieren en el número de grupos metileno, -CH2-, presentes en la molécula, pudiéndose todos representar por una fórmula general o genérica. Todas las sustancias de una serie homóloga presentarán las propiedades características de la función a que pertenecen, pero no todos los compuestos tendrán las mismas propiedades físicas y químicas, ya que el cambio gradual en su estructura llevará consigo una modificación en aquellas propiedades. A medida que aumenta el número de grupos metileno en una serie, cada vez es menor la influencia del grupo funcional, ya que la cadena va adquiriendo más carácter de hidrocarburo. En algunos compuestos participan a la vez varias funciones químicas, son Sustancias Polifuncionales, en las que, por lo general, predominan las propiedades de un grupo funcional sobre las de otros. Es decir, la reactividad de un compuesto está determinada por el número y tipo de grupos funcionales que lo constituyen. En las Tablas siguientes se representan las fórmulas genéricas de los compuestos orgánicos más significativos, así como algunas series homólogas y ejemplos de alguna de ellas.




ALGUNAS SERIES HOMÓLOGAS

Fórmula genérica Nombre Fórmula

genérica Nombre

CnH2n+2 Alcanos CnH2nO Aldehídos, cetonas

CnH2n Alquenos, cicloalcanos CnH2nO2 Ácidos, ésteres

CnH2n-2 Alquinos CnH2n+3N Aminas

CnH2n+2O Eteres, alcoholes CnH2n+1ON Amidas

CnH2n+1X Haluros de alquilo CnH2n-6 Derivados del benceno

Ejemplos de Series Homólogas

Hidrocarburos saturados Ácidos Alcoholes

CH4 HCOOH CH3OH

CH3-CH3 CH3-COOH CH3-CH2OH

CH3-CH2-CH3 CH3-CH2-COOH CH3-CH2-CH2OH

CH3-(CH2)2-CH3 CH3-(CH2)2-COOH CH3-(CH2)2-CH2OH Con estos conceptos, se puede introducir la Clasificación de los Compuestos Orgánicos como derivados de la serie homóloga de cadena no ramificada de los hidrocarburos saturados, por sustitución de un átomo de hidrógeno por el grupo funcional correspondiente. Las agrupaciones de átomos que proceden de la pérdida de uno o más hidrógenos reciben el nombre de Radicales o Grupos. Todos los radicales alifáticos o de cadena abierta se representan genéricamente por R (radicales alquílicos) y los aromáticos o derivados del benceno por Ar (radicales arílicos). El estudio de los millones de compuestos orgánicos puede reducirse a unos pocos tipos de ellos con comportamiento químico similar, dado por el grupo funcional. En la Tabla siguiente se muestran las principales funciones orgánicas, así como las fórmulas generales, el nombre del grupo y un ejemplo de cada una de ellas.




GRUPOS FUNCIONALES ORGÁNICOS MAS IMPORTANTES

Función Orgánica

Grupo Funcional

Nombre del Grupo

Fórmula General Ejemplo

Saturado C C

Alcano R-CH2-CH2-R’ CH3-CH3

etano

Etilénico C C Alqueno R-CH═CH-R’ CH2=CH2 eteno

Acetilénico C C Alquino R-C≡C-R’ CH≡CH etino

Cicloalcano C

C

C

C

C

C

C

C

R R''

R R'R''R

R'R

CH2 CH2

CH2 CH2 ciclobutano

Cicloalqueno

C

C

C

C

C

C

C

C

R R'

R R'R''R

CH CH

CH2 CH2 ciclobuteno

HID

RO

GE

NA

DA

S

Hid

roca

rbur

o

Aromático

Fenilo Ar-H

CH3

metilbenceno

Primario R-CH2OH CH3-CH2OH etanol

Secundario CHOHR'R

CH3-CHOH-CH3

2-propanol

Alc

ohol

Terciario

OH Hidroxilo

COHR'R

R''

CH3

CH3

CH3COH

metil-2-propanol

Fenol OH Hidroxilo Ar-OH

OH

fenol

Éter O Oxi R-O-R’ CH3-O-CH2-CH3 metoxietano o etil-metil-éter

Aldehído CO

H Carbonilo /formilo

R-CHO CH3-CHO etanal

Cetona CO

Carbonilo

/ceto R-CO-R’ CH3-CO-CH3

propanona

Ácido CO

OH Carboxilo R-COOH CH3-COOH

ácido etanoico

OX

IGE

NA

DA

S

Éster CO

O Éster R-COO-R’ CH3-COO-CH3

etanoato de metilo




GRUPOS FUNCIONALES ORGÁNICOS MAS IMPORTANTES (continuación)

Función Orgánica

Grupo Funcional

Nombre del Grupo

Fórmula general Ejemplo

Nitrocompuesto NO

O Nitro R-NO2

CH3-CH2-NO2 nitroetano

Primaria NH2 R-NH2 CH3-NH2

metilamina

Secundaria NH R-NH-R’ CH3-NH-CH2-CH3 etilmetilamina

Am

ina

Terciaria N

Amino

NR'R

R''

N CH3

CH3

CH3 trimetilamina

Amida C

O

N

Amido R-CONH2

CH3-CONH2 etanoamida

NIT

RO

GE

NA

DA

S

Nitrilo C N Ciano R-CN CH3-CN

etanonitrilo

Primario

R-CH2-X

CH3Cl clorometano

Secundario

CH

RX

R'

CHCH3 ClCH3 2-cloropropano

HA

LO

GE

NA

DA

S

Hal

uro

Terciario

X Halo

CR'R

R''X

CCH3

ClCH3

CH3

2-cloro-2-metil-

propano

R: Representa un grupo alquilo Ar: Representa un grupo aromático (arilo) X: Representa un átomo de halógeno: F, Cl, Br,o I





Átomo. Ver ficha: Átomo: estructura Cadena hidrocarbonada. Ver ficha: Hidrocarburos Compuesto orgánico. Ver ficha: Compuestos del Carbono. Su representación Fórmula general: Ver ficha: Compuestos del Carbono. Su representación Hidrocarburos. Ver ficha: Hidrocarburos Moléculas: Agrupación de átomos, constituyendo las partículas más pequeñas de una sustancia con las propiedades químicas


Ejemplo

Identificar los grupos funcionales que existen en los siguientes sustancias y a qué tipo de compuesto orgánico pertenecen: a) CH2OH-CH2OH, b) CH3-CO-CH3, c) CH3-COOH, d) ClCH2-CH3, e) CH3-CO-CH2-CHO, f) CH3-CH2-CHNH2-COOH, g) CCl2F2 Solución: a) CH2OH-CH2OH → Grupo funcional: –OH, Nombre del grupo: hidroxilo, Función orgánica: alcohol b) CH3-CO-CH3 → Grupo funcional: -CO-, Nombre del grupo: ceto, Función orgánica: cetona c) CH3-COOH → Grupo funcional: -COOH, Nombre del grupo: carboxilo, Función orgánica: ácido d) ClCH2-CH3 → Grupo funcional: -X, Nombre del grupo: halo, Función orgánica: haluro e) CH3-CO-CH2-CHO → Grupos funcionales: -CO- y -CHO, Nombre del grupo: ceto y formilo , Función orgánica: cetona y aldehído. f) CH3-CH2-CHNH2-COOH → Grupos funcionales: -NH2 y -COOH, Nombre del grupo: amino y carboxilo, Función orgánica: amina y ácido g) CCl2F2 → Grupo funcional: -X, Nombre del grupo: halo, Función orgánica: haluro (dos átomos de cloro y dos de fluor).


Dadas las siguientes moléculas, decir a qué tipo de compuesto orgánico pertenecen e identificar su grupo funcional: a)CH3-CH2-CO-CH2-CH3 b) CH3-CONH2 c) CH3-CH2OH d) HC≡C-CH3 e) CH3-O-CH2-CH3 Solución: a) CH3-CH2-CO-CH2-CH3 → Grupo funcional: -CO-, Nombre del grupo: ceto, Función orgánica: cetona b) CH3-CONH2 → Grupos funcionales: -CO- y –NH2, Nombre del grupo: ceto y amino, Función orgánica: cetona y amina c) CH3-CH2OH → Grupo funcional: -OH, Nombre del grupo: hidroxi, Función orgánica: alcohol d) HC≡C-CH3 → Grupo funcional: -C≡C-, Nombre del grupo: alquino, Función orgánica: acetilénico e) CH3-O-CH2-CH3 → Grupo funcional: -O-, Nombre del grupo: oxi, Función orgánica: éter

Formulación y Nomenclatura Orgánica 1/6

QUÍMICA QUÍMICA DEL CARBONO Formulación y Nomenclatura Orgánica

El gran número de compuestos orgánicos y la complejidad de los mismos, hace imposible que cada uno de ellos tenga un nombre específico, por ello fue necesario sistematizar su nomenclatura y formulación. Para evitar confusiones, la nomenclatura de los compuestos orgánicos se basa en las recomendaciones de la Unión Internacional de Química Pura y Aplicada (IUPAC). Se darán unas normas generales de nomenclatura para todos los compuestos orgánicos, así como unas reglas más específicas de nomenclatura de los hidrocarburos, por ser los compuestos del carbono más básicos. Formulación y Nomenclatura Orgánica: Principales normas generales de la IUPAC para la Nomenclatura de los Compuestos Orgánicos. Principales reglas específicas para la Nomenclatura de los Hidrocarburos. Para nombrar sin ambigüedad los compuestos orgánicos se ha desarrollado una nomenclatura sistemática. Las normas de esta Nomenclatura Orgánica han sido elaboradas por la Comisión de Nomenclatura de la Unión Internacional de Química Pura y Aplicada, conocido como Sistema IUPAC que se basa en una serie de reglas muy sencillas que permiten nombrar cualquier compuesto orgánico a partir de su fórmula desarrollada, o viceversa. Esta es la “Nomenclatura sistemática”. Además existe la “Nomenclatura vulgar”, que era el nombre por el que se conocían inicialmente muchas moléculas orgánicas, y que hoy día está aceptada.

Nomenclatura Orgánica: Reglas generales para la

denominación sistemática de un compuesto orgánico.

Sistema IUPAC:

Recomendaciones de la Comisión de Nomenclatura de

la Unión Internacional de Química Pura y Aplicada, para

la nomenclatura de los compuestos orgánicos.

De acuerdo con estas normas, se considera una raíz, generalmente de origen griego, y unos sufijos que se corresponden, en general, con los grupos funcionales respectivos. En líneas generales, la Nomenclatura de un Compuesto Orgánico, como se indica en el ejemplo, consta de las siguientes partes: i) el nombre de la cadena carbonada principal, indicando el número de átomos de carbono mediante el prefijo correspondiente; ii) el grupo funcional propio del compuesto, expresado mediante un sufijo característico. Cuando es necesario, se antepone un número localizador que indique la posición en la molécula; iii) los sustituyentes o ramificaciones de la cadena principal y su número localizador.

CH3 CH2 CH CH2 C CH3

OCH3

4 - metil - 2 - hexanonaNúmero de carbonosde la cadena principalLocalizador

delgrupo funcional

Sustituyente

Localizadordel sustituyente

Sufijo propiode las cetonas

Los átomos de carbono existentes en las cadenas carbonadas se clasifican en: primarios, C1, secundarios, C2, terciarios, C3 y cuaternarios, C4, según estén unidos, respectivamente, a uno, dos, tres o cuatro átomos de carbono.

C1 C2 C2C3 C4C2 C2 C1

C1 C2

C1 C3 C1

C1




La formulación y nomenclatura de los compuestos orgánicos se puede resumir con las siguientes Reglas Generales: 1.- Las moléculas orgánicas constan de un esqueleto carbonado y de alguna función orgánica. 2.- Cada grupo funcional tiene una terminación característica, tal y como se muestra en la Tabla. 3.- El nombre de cualquier compuesto orgánico está formado por un prefijo, o raíz indicativa del número de átomos de carbono que tiene la que se denomina “cadena principal”, y una terminación o sufijo, que se trata de una sola partícula (como se indica en la Tabla) que se coloca al final del nombre y que nos indica el grupo funcional que contiene el compuesto. En caso de que éste sea polifuncional, el sufijo se referirá tan sólo al grupo principal. Para los compuestos con más de un grupo funcional la IUPAC ha establecido un orden de prioridad, como se especifica en la Tabla. También, aparecen en la Tabla los prefijos utilizados para nombrar los grupos funcionales secundarios ya que difieren, por lo general, de los sufijos correspondientes. 4.- Cuando se nombra un compuesto con varias cadenas carbonadas, se elige una de ellas como “cadena principal”, nombrándose el resto (las ramificaciones) como sustituyentes de esta. La elección de la cadena principal suele ser complejo, por lo que hay que aplicar unas reglas generales. Aquí solo tendremos en cuenta las más sencillas, es decir, que debe contener:

• La función principal, o el mayor número posible de estas. • El mayor número total de insaturaciones (dobles y triples enlaces). • El mayor número de átomos de carbono. • Mayor número de sustituyentes. • Los números localizadores más bajos para la función y los sustituyentes.

A la hora de aplicar estas normas se sigue el orden indicado hasta que una de ellas señale de manera inequívoca cuál es la cadena principal, prescindiendo, en ese momento, de las normas restantes. 5.- Los grupos funcionales secundarios, así como los demás sustituyentes o ramificaciones de la cadena principal se nombran cambiando la terminación que tenga la cadena carbonada de la que procedan, por un prefijo. En la Tabla se muestra el nombre de los sustituyentes más frecuentes. 6.- Cuando una determinada función o sustituyente se repite varias veces en un compuesto, se utilizan prefijos de cantidad: di-, tri-, tetra-, etc., que indican el número de veces que aquellos aparecen. 7.- La presencia de sustituyentes o funciones orgánicas se señalan en la cadena mediante números localizadores, 1, 2, 3, ...etc. A veces, se utilizan letras de cursiva (o-, m-, p-, cis-, trans-, etc.) con el mismo fin. Los localizadores, tanto de una clase como de otra, se separan entre sí mediante comas, y del resto del nombre con un guión. Siguiendo estas reglas generales, el siguiente compuesto se nombraría como sigue:

O CH CCHCHCH O

H H

CH3

OHOH

2,4-dihidroxi-3-metilpentanodial Así, la cadena principal es la que contiene el grupo funcional aldehído (-al), de acuerdo con el orden de prioridad mencionado en la Tabla, y al ser una cadena carbonada de cinco átomos de carbono, -pentano, con dos grupos aldehído, -dial. Los sustituyentes son dos grupos alcohol, -dihidroxi, y un metilo, -metil, indicando su posición en la cadena mediante los localizadores numéricos.




Nomenclatura de grupos funcionales

Orden de prioridad para la elección de la función principal Grupo

Funcional Función Sufijo (si es grupo principal)

Prefijo (si es grupo secundario)

-COOH Ácido -oico carboxi-

-COOR Éster -oato de ....ilo alcoxicarbonil- / alquiloxicarbonil-

-CONH2 Amida -amida carbamoil- / amido-

-CN Nitrilo -nitrilo ciano- / nitro-

-CHO Aldehído -al formil-

-CO- Cetona -ona oxo-

-OH Alcohol/Fenol -ol hidroxi-

-NH2 Amina -amina amino-

-O- Éter -éter/-oxi alcoxi-

C C Alqueno -eno alquenil (-enil)

C C Alquino -ino alquinil (-inil)

C C

Alcano -ano alquil (-ilo / -il)

-X Haluro -haluro de ....ilo halo-

NO

O Nitrocompuesto -nitrilo nitro-

A continuación vamos a ver la aplicación de estas Reglas Generales a los Hidrocarburos, pues el sistema de nomenclatura orgánica está basado en los hidrocarburos, por ser los compuestos orgánicos básicos: 1.- El nombre base del hidrocarburo está dado por la cadena continua, más larga, de átomos de carbono en la molécula. Esta será la cadena principal. Si hay más de una cadena con la misma longitud se elige como principal aquella que tenga mayor número de cadenas laterales. Si el hidrocarburo presenta ramificaciones, se toma como cadena principal la cadena más larga de las que contienen el enlace múltiple o los enlaces múltiples.

CH2 CH CH3CH2 CH2CH3

CH

CH21

2

3 4 5 6

3-etil-1-hexeno




2.- El Nombre Sistemático está formado por un prefijo que indica el número de átomos de carbono de la molécula: por ejemplo 1 (met-), 2 (et-), 3 (prop-), 4 (but-), 5 (pent-) etc; y un sufijo que indica la clase de hidrocarburo: alcano: -ano, alqueno, -eno, alquino, -ino. Si el hidrocarburo presenta dobles y triples enlaces, se nombran primero los dobles (terminados en –en) y luego los triples. Los hidrocarburos alicíclicos se nombran anteponiendo el prefijo ciclo-, al nombre del alcano de igual número de átomos de carbono.

CH CH C CH2C CHCH2

CH3

5-metil-1,6-heptadien-3-ino

3456 127

3.- Se numeran los átomos de carbono de la cadena principal comenzando por el extremo más próximo a la ramificación, de tal forma que los carbonos con ramificación o sustituyentes tengan el número más bajo posible. Además, la cadena deberá numerarse de forma que el enlace doble o triple quede en el número más bajo. En el caso de que la numeración coincida, tiene preferencia el doble enlace frente al triple. Si el enlace múltiple es equidistante a ambos extremos de la cadena, la numeración empieza a partir del extremo más cercano a la primera ramificación.

C CH2 CH3CH CHCH3 4 5 61 2

4-hexen-1-inoCH C CHCH2

41 2

1-buten-3-ino

3

4.- Se nombran las cadenas laterales indicando su posición en la cadena principal con un número que precede al nombre de la cadena lateral, éste se obtiene sustituyendo el prefijo “-ano” por “-il o -ilo”. Si hay dos o mas cadenas iguales se utilizan los prefijos “di-, tri-, tetra-“. Tanto los números como estos prefijos se separan del nombre mediante guiones. 5.- En el caso de que en una cadena existan varios sustituyentes diferentes se nombrarán según su orden alfabético (los prefijos numerales, di-, tri-, tetra-, no se tendrán en cuenta). 6.- Cuando hay varios sustituyentes unidos al mismo átomo de C, daremos tantos números localizadores, aunque sea el mismo, como veces aparezcan estos.

C CH CH2 CH3CH3

CH3

CH3 CH2 CH3

3 4 52CH CH CH3CH3

Br NO2

3 41 21

2-bromo-3-nitrobutano3-etil-2,2-dimetilpentano 7.- Para nombrar finalmente todo el compuesto, primero indicaremos los sustituyentes, para, a continuación nombrar la cadena principal. Al escribir el nombre, se colocará siempre un guión entre número y letra (o letra y número), y entre número y número colocaremos una coma separadora.

C CH2 CHCH3

CH3

CH3

CH2 CH33 4 521

CH3

6

2,2,4-trimetilhexano




8.- Los hidrocarburos aromáticos más sencillos se nombran como derivados del benceno, pues se puede considerar que proceden de este al sustituir uno o más átomos de hidrógeno por otros grupos, sean o no hidrocarbonatos. Cuando existen dos sustituyentes, deben numerarse los C del benceno de forma que los sustituyentes queden en los números localizadores más bajos. A continuación, se leen los radicales (en orden alfabético), indicando sus posiciones y anteponiéndolos a la palabra benceno. La IUPAC admite utilizar para nombrar estos compuestos los prefijos orto, o-, meta, m-, y para, p-, según que los sustituyentes se encuentren en posiciones contiguas, alternas u opuestas, respectivamente. En el caso de tres o más sustituyentes se utilizarán indicadores numéricos. El grupo C6H5-, procedente de eliminar un átomo de H del benceno, se denomina “fenilo”.

CH2

CH3

CH3

CH2 CH3

Br HO OH

1-etil-2-metilbencenoo-etilmetilbenceno

3-bromo-1-etilbencenom-bromo-etilbenceno

1,4-dihidroxibencenop-dihidroxibenceno

Las mismas reglas deben usarse para Formular un compuesto a partir de su nombre. En este caso, leyendo el nombre del compuesto de derecha a izquierda, obtendremos el esqueleto carbonado que constituye la cadena principal. A continuación, se van colocando los sustituyentes y, por último, completaríamos con átomos de H para que todos los átomos de C tuviesen sus cuatro valencias ocupadas. Así, en el ejemplo, 3-metil-2-penteno, el sufijo –eno indica que es un alqueno con cinco átomos de carbono (5: pent-). El localizador 2 significa que el doble enlace se encuentra entre los carbonos 2 y 3. Además, en el carbono 3 hay un radical metilo, CH3- (metil). Entonces, la fórmula será:

CH2 CH3CHCH3

3-metil-2-pentenoC

CH3


Átomo. Ver ficha: Átomo: estructura Cadena carbonada. Ver ficha: Compuestos del Carbono. Su representación Compuesto orgánico. Ver ficha: Compuestos del Carbono. Su representación Enlace químico: Unión entre diferentes átomos debido a las fuerzas generadas por el intercambio o compartición de electrones

externos de los átomos que se unen. Ver ficha: Moléculas y otras posibilidades. Fórmula desarrollada. Ver ficha: Compuestos del Carbono. Su representación Grupo funcional. Ver ficha: Principales Funciones Orgánicas Hidrocarburo. Ver ficha: Hidrocarburos Hidrocarburo alicíclico. Ver ficha: Hidrocarburos Moléculas: Agrupación de átomos, constituyendo las partículas más pequeñas de una sustancia con las propiedades químicas


Polifuncional. Ver ficha: Principales Funciones Orgánicas Valencia. Ver ficha: Formulación química inorgánica. Conceptos básicos.





Ejemplo

Formula o nombra, según corresponda, los siguientes compuestos orgánicos: a)CH3CH2CH2CH(CH2CH3)CH(CH3)CH2CH3; b) CH2=CH-C≡C-CH2CH2OH; c) 5-metil-1,6-heptadien-3-ol; d) CH3CH2-CH(CH3)-COO- CH2CH3; e) 4-metil-3-penten-1-ino; f) ácido oxopropanodioico; g) CH3COCHOHCH2COOH Solución: a) CH3CH2CH2CH(CH2CH3)CH(CH3)CH2CH3: Se debe buscar la cadena lineal de carbono más larga, por lo que la cadena principal es de 7 átomos de carbono (Hept-), y es un alcano (-ano), heptano. Hay un grupo metilo unido al carbono 3 y un grupo etilo unido al carbono 4. Se nombran los sustituyentes por orden alfabético, por lo que el nombre será: 4-etil-3-metilheptano. b) CH2=CH-C≡C-CH2CH2OH: El nombre base de este compuesto es hexano (6 átomos de carbono). De acuerdo con el orden de prioridad para la elección de la función principal, esta será la función alcohol (-ol). En la posición 3 tiene un triple enlace (-in) y en la 5 un doble enlace (–en), por lo que el nombre será: 5-hexen-3-in-1-ol c) 5-metil-1,6-heptadien-3-ol: Leyendo el nombre de derecha a izquierda, según las reglas, obtenemos el esqueleto carbonado de la cadena principal, en este caso es una cadena de 7 átomos de carbono (hepta-) con un grupo principal alcohol (-ol) en el carbono 3. A continuación colocamos los sustituyentes: en la posición 1 y 6 hay dos dobles enlaces (1,6-dien-) y en el carbono 5 un grupo metilo. La fórmula del compuesto es: CH2=CH-CH(CH3)-CH2-CHOH-CH=CH2 d) CH3CH2-CH(CH3)-COO-CH2CH3: De acuerdo con el orden de prioridad para la elección de la función principal este compuesto es un éster (-oato de ....ilo), con un grupo metilo en la posición 2 de la cadena principal, por lo que se nombrará como: 2-metilbutanoato de etilo e) 4-metil-3-penten-1-ino; Leyendo el nombre de derecha a izquierda, según las reglas, obtenemos el esqueleto carbonado de la cadena principal con 5 átomos de carbono (pent-), en la posición 3 tiene un doble enlace (3-penten-) y en el carbono 1 un triple enlace (1-ino). Además tiene un sustituyente: un metilo en la posición 4. Luego la fórmula de este compuesto será: CH3-C(CH3)=CH-C≡CH f) ácido oxopropanodioico: Este compuesto es un ácido, que tiene dos funciones ácido (-dioico) y con una cadena carbonada de 3 átomos de C (propan-) y una función cetona que al ser grupo secundario se nombra como oxo-. La fórmula del compuesto será: COOH-CO-COOH g) CH3COCHOHCH2COOH: De acuerdo con el orden de prioridad para la elección de la función principal este compuesto es un ácido con una cadena carbonada de 5 átomos de C (pent-). En el C de la posición 3 tiene una función alcohol, que al ser un grupo secundario se nombra como hidroxi, y en la posición 4 una función cetona, oxo. Por lo tanto, el nombre del compuesto será: ácido 3-hidroxi-4-oxopentanoico.


Formula o nombra, según corresponda, los siguientes compuestos orgánicos: a) CH3C≡C-C≡C-CH=CH2; b) CH2Cl-CH2-CHO; c) 2,4-dimetil-1-pentanol; d) CH3-O-CH2-CH3 e) 1,3-butanodiol; f) CH3-CH=CH-CH2CH2-CN, g) HOOC-CO-CH2-CO-CH2-COOH Solución: a) CH3C≡C-C≡C-CH=CH2: 1-hepten-3,5-diino b) CH2Cl-CH2-CHO: 3-cloropropanal c) 2,4-dimetil-1-pentanol: CH2OH-CH(CH3)-CH2-CH(CH3)-CH3 d) CH3-O-CH2-CH3: Etil metil éter/ Éter etilmetilico e) 1,3-butanodiol: CH3-CHOH-CH2-CH2OH f) CH3-CH=CH-CH2CH2-CN: 4-hexenonitrilo g) HOOC-CO-CH2-CO-CH2-COOH: ácido 2,4-dioxohexanodioico

Principales Tipos de Reacciones Orgánicas 1/5

QUÍMICA QUÍMICA DEL CARBONO Principales Tipos de Reacciones Orgánicas


Reacciones de Sustitución: Un átomo o grupo atómico del sustrato es

reemplazado por otro átomo o grupo atómico del reactivo.

Reacciones de Adición:

La molécula del sustrato gana dos átomos o grupos atómicos procedentes del reactivo.

Reacciones de Eliminación:

La molécula del sustrato pierde dos átomos o grupos atómicos, sin que se produzca simultáneamente la adición de otros.

Reacciones de Condensación:

Dos o más moléculas orgánicas se unen, desprendiéndose una molécula pequeña.

Reacciones de Oxidación-reducción:

Un compuesto orgánico sufre procesos de oxidación-reducción en los que se puede

producir ruptura de la cadena (combustión) o no romperse.

Para realizar un estudio completo de los compuestos de carbono, es necesario también conocer las propiedades químicas de los mismos, es decir, su reactividad. Una parte muy importante de la Química es el estudio de los numerosos procesos de síntesis de sustancias imprescindibles en nuestra sociedad actual como son por ejemplo los plásticos, disolventes, medicamentos, etc. Por ello, es muy importante estudiar las Reacciones Orgánicas agrupándolas según modelos de características comunes. Principales Tipos de Reacciones Orgánicas: De sustitución, de adición, de eliminación, de condensación y de oxidación-reducción

Una reacción química consiste en la ruptura de ciertos enlaces en los reactivos y la formación de otros nuevos. En el caso de las Reacciones Orgánicas los compuestos que participan son sustancias moleculares con fuertes enlaces covalentes en su interior. El Mecanismo de Reacción es el conjunto de etapas elementales por las que transcurre la reacción. Se denomina Sustrato de la reacción al resto activo de la sustancia orgánica que es atacada por una molécula denominada Reactivo. Teniendo en cuenta la relación estructural que exista entre el sustrato o sustancia orgánica que reacciona y los productos de la reacción, las reacciones orgánicas se pueden clasificar principalmente en: reacciones de Sustitución, de Adición, de Eliminación, de Condensación y de Oxidación-reducción. Con frecuencia los compuestos orgánicos presentan más de un grupo funcional, por lo que la reactividad de un compuesto está determinada por el número y tipo de grupos funcionales que lo constituyen.

Imagen Química. Ed. Anaya

• Reacciones de Sustitución En las reacciones de sustitución, también llamadas de desplazamiento, un átomo o grupo de átomos (X) de la molécula del sustrato es sustituido por otro átomo o grupo atómico (Y), suministrado por el reactivo.

R - X + Y R - Y + XSustrato Reactivo Producto Grupo saliente

Ejemplos: H3CH + Cl2 → CH3Cl + HCl (formación de halogenuros de alquilo) H3C-OH + HBr → CH3-Br + HOH (formación de halogenuros de alquilo) H3C-CONH2 + HOH → CH3-COOH + H-NH2 (formación de ácidos)




• Reacciones de Adición Son reacciones en las que dos átomos unidos por un enlace múltiple, al romperse dicho enlace, se unen a otros átomos o grupos atómicos, con formación de enlaces sencillos, por lo que son típicas de moléculas con insaturación.

C C C C

YX

Y+ X

Ejemplos: CH3-CH=CH2 + HOH → CH3CHOH-CH2H (adición de agua)

CH3-CH=CH2 + H2 → CH3-CH2H-CH2H (adición de hidrógeno) CH2=CH2 + Br2 → CH2Br-CH2Br (adición de halógenos) CH3-C≡CH + HBr → CH3-CBr=CHH (adición de hidrácidos) CH3-CH=CH2 + H2SO4 → CH3-CH(OSO3H)-CH2H (adición de ácidos) • Reacciones de Eliminación Pueden considerarse como las opuestas a las reacciones de adición, y en ellas se produce la separación de dos átomos o grupos atómicos de una molécula, sin que, al mismo tiempo, tenga lugar la incorporación de otras especies químicas

C C + X YC C

YX

Ejemplos: CH3-CHOH-CHH-CH3 → CH3-CH=CH-CH3 + HOH (deshidratación de alcoholes)

CH3-CHH-CH2Br → CH3-CH=CH2 + HBr (deshidrohalogenación de haluros de alquilo)

CH3-CO-NH2 → CH3-C≡N + HOH (deshidratación de amidas)




• Reacciones de Condensación Estas reacciones tienen lugar cuando dos o más moléculas orgánicas se unen mediante eliminación de una molécula, generalmente más simple, entre ellas. Las reacciones de condensación se pueden considerar como un tipo especifico de reacciones de sustitución.

R C

O

OH

+ R' OH R C

O

O

+ HHO

R'

Ejemplos:

CH3-COOH + HO-CH3 →← CH3COO-CH3 + HOH (reacción de

esterificación)

CH3-COOH + CH3-CH2-NHH → CH3-CO-NH-CH2-CH3 + HOH (formación de amida)

CH3OH + HOCH2-CH3 → CH3-O-CH2-CH3 + HOH (formación de un éter) • Reacciones de Oxidación-reducción Las reacciones de oxidación-reducción de los compuestos orgánicos son muy variadas. En función de su estructura y de las condiciones del medio, los productos obtenidos a partir de un mismo compuesto pueden ser muy diferentes. Los compuestos orgánicos pueden sufrir procesos de oxidación-reducción en los que se puede producir la ruptura de la cadena (combustión) o no romperse.

o Reacciones de Combustión Son procesos de oxidación violentos en atmósfera de oxígeno o en el aire que se producen con gran desprendimiento de luz y calor. Son reacciones redox donde el oxidante es el oxígeno, O2. Todos los átomos de carbono de los productos orgánicos, al quemarse, pasan a CO2 (si la combustión es completa) y todos los hidrógenos, H, pasan a H2O. Dado que son reacciones muy exotérmicas, las combustiones se utilizan para obtener energía. En todas las combustiones se produce una ruptura de la cadena carbonada. En general, la combustión de un hidrocarburo CxHy, es:

CnH2n+2 + (3n+1)/2 O2 n CO2 + (n+1) H2O

CxHY + (x + y/4) O2 x CO2 + y/2 H2O

Ejemplos CH3-CH2-CH2-CH3 + 13/2 O2 → 4 CO2 + 5 H2O + energía CH2=CH2 + 3 O2 → 2 CO2 + 2H2O + energía




o Reacciones Redox sin ruptura de enlace Los compuestos orgánicos también pueden sufrir oxidaciones-reducciones más suaves, sin que se rompa la cadena carbonada. Estas reacciones suponen una transferencia de electrones o un cambio en el número de oxidación. Para saber si un compuesto se oxida o se reduce, se utiliza la variación en el número de oxidación. Sin embargo, en el caso de las moléculas orgánicas, muchas veces es muy útil, por su rapidez, ver que cuando un compuesto dado pierde hidrógeno, se oxida y, a la inversa, cuando gana hidrógeno, se reduce. Muchas funciones orgánicas están relacionadas entre sí mediante procesos de oxidación-reducción. Así, por ejemplo, la oxidación de un alcohol primario conduce a un aldehído, el cual a su vez se oxida formando el correspondiente ácido carboxílico, todos ellos conteniendo el mismo número de átomos de carbono. Del mismo modo, un alcohol secundario puede oxidarse originando una cetona. Inversamente, los agentes reductores pueden reducir a los ácidos carboxílicos y a los aldehídos y formar el correspondiente alcohol primario, y una cetona se puede reducir dando lugar al correspondiente alcohol secundario.

Ejemplos:

CH3-CH=CH-CH3 + KMnO4 →CH3-CHOH-CHOH-CH3 (reacción de oxidación) CH3-CHOH-CH3 + KMnO4 → CH3-CO-CH3 (oxidación de un alcohol secundario) CH3-COOH → CH3-COH → CH3-CH2OH → CH3-CH3 (reacción de reducción con AlLiH4) CH3-CO-NH2 + AlLiH4 → CH3-CH2-NH2 + H2O (reacción de reducción)


Átomo. Ver ficha: Átomo: estructura Compuesto. Ver ficha: Moléculas y otras posibilidades Electrón. Ver ficha: Átomo: estructura Enlace químico: Unión entre diferentes átomos debido a las fuerzas generadas por el intercambio o compartición de electrones

externos de los átomos que se unen. Ver ficha: Moléculas y otras posibilidades. Enlace covalente: Unión entre dos átomos a través de la compartición de pares de electrones. Ver ficha: Moléculas y otras

posibilidades Grupo funcional. Ver ficha: Principales Funciones Orgánicas Moléculas: Agrupación de átomos, constituyendo las partículas más pequeñas de una sustancia con las propiedades químicas


Número de oxidación. Ver ficha: Formulación química inorgánica. Conceptos básicos. Reacción química. Ver ficha: Estequiometría Sustancia molecular: Ver ficha: Moléculas y otras posibilidades Sustancia orgánica. Ver ficha: Compuestos del Carbono. Su representación.

oxidación

R - CHO oxidación

R - COOH R – CH2OH

reducción

reducción




Ejemplo

Clasifica y completa las siguientes reacciones químicas. Justifica la respuesta en cada caso. a) CH3-CH2-CH2Br → , b) ) CH3-CH2-CH2Cl + H2O → , c) CH2=CH-CH3 + HI → d) CH3-CH2-COOH + CH3OH → , e) CH3-CH2-CH2-CH3 + 13/2 O2 → Solución: a) CH3-CH2-CH2Br → CH3-CH=CH2 + HBr . Es una reacción de eliminación. El sustrato, el 1-bromopropano, pierde el átomo de Br y un átomo de H unido al C adyacente, y se forma un enlace doble entre los dos átomos de C unidos al H y al Br eliminados. b) CH3-CH2-CH2Cl + H2O → CH3-CH2-CH2OH + HCl . Es una reacción de sustitución. El OH- del agua se une al carbocatión CH3CH2CH2

+ sustituyendo al ion Cl-. c) CH2=CH-CH3 + HI → CH3-CHI-CH3 . Es una reacción de adición al enlace doble. d) CH3-CH2-COOH + CH3OH → CH3-CH2-COO-CH3 + H2O . Es una reacción de condensación con eliminación de agua, H2O, entre el ácido y el alcohol, con formación de un éster. e) CH3-CH2-CH2-CH3 + 13/2 O2 → 4 CO2 + 5 H2O + energía . Es una reacción de combustión, en la que se produce una ruptura de la cadena carbonada, con elevado desprendimiento de energía.


Indica que se obtendría en cada una de las siguientes reacciones químicas, indicando que tipo de reacción tiene lugar en cada una de ellas. a) CH2=CH2 + Br2 → b) CH3-CH2OH + HCl → c) CH3-CHCl-CHCl-CH3 + Zn → d) CH3-CH2Br + KOH → e) CH3CHO + HCN → f) CH3-CHCl-CHCl-CH3 + Zn → Solución: a) CH2=CH2 + Br2 → CH2Br-CH2Br; Reacción de adición b) CH3-CH2OH + HCl → CH3-CH2Cl + H2O; Reacción de sustitución c) CH3-CHCl-CHCl-CH3 + Zn → CH3-CH=CH-CH3 + ZnCl2; Reacción de eliminación d) CH3-CH2Br + KOH → CH3-CH2OH + KBr; Reacción de sustitución e) CH3CHO + HCN → CH3-CHOH-CN; Reacción de adición f) CH3-CHCl-CHCl-CH3 + Zn → CH3-CH=CH-CH3 + ZnCl2: Reacción de oxidación-reducción

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Curso Basico de Quimica General