Libro Quimica Bachloe

2º BACH LOE SAFA

ÍNDICE ANÁLISIS DEL CURRÍCULO 1 1. CONTENIDOS MÍNIMOS 1 2. CRITERIOS DE EVALUACIÓN 3 TEMA 0: REPASO 4 1. NÚMEROS QUE IDENTIFICAN AL ÁTOMO 4 2. LEYES PONDERALES 6 3. GASES 6 4. CLASIFICACIÓN DE LA MATERIA 7 5. MEDIDAS DE CONCENTRACIÓN DE UNA DISOLUCIÓN 8 6. REACCIÓN QUÍMICA 8 7. PRÁCTICA DE PREPARACIÓN DE DISOLUCIONES 10 TEMA 1: ESTRUCTURA ATÓMICA CLASIFICACIÓN PERIÓDICA DE LOS ELEMENTOS 11 A) HISTORIA 11 B) TEORÍAS CUÁNTICAS SOBRE LA MATERIA 12 1. HIPÓTESIS DE PLANCK 12 2. ESPECTROS ATÓMICOS 12 3. MODELO ATÓMICO DE BOHR 13 5. MODELOS MECANOCUÁNTICOS 15 6. DISTRIBUCIÓN ELECTRÓNICA 18 7. CLASIFICACIÓN DE LOS ELEMENTOS QUÍMICOS 19 8. PROPIEDADES PERIÓDICAS 20 TEMA 2: ENLACE QUÍMICO Y PROPIEDADES DE LAS SUSTANCIAS 21 A) ENLACES INTRAMOLECULARES 21 1. CONCEPTO 21 2. ENLACE IÓNICO 22 3. ENLACE COVALENTE 24 4. ENLACE METÁLICO 28 B) ENLACES INTERMOLECULARES 29 FORMULACIÓN INORGÁNICA 30

TEMA 3: TRANSFORMACIONES ENERGÉTICAS EN LAS REACCIONES QUÍMICAS. ESPONTANEIDAD DE LAS REACCIONES QUÍMICAS 36 1. SISTEMAS Y TRANSFORMACIONES TERMODINÁMICAS 36 2. PRIMER PRINCIPIO DE LA TERMODINÁMICA 37 3. TERMOQUÍMICA 38 4. SEGUNDO PRINCIPO DE LA TERMODINÁMICA 38 5. CRITERIOS DE ESPONTANEIDAD 39

6. APLICACIONES ENERGÉTICAS DE LAS REACCIONES QUÍMICAS: LOS COMBUSTIBLES QUÍMICOS. REPERCUSIONES SOCIALES Y MEDIOAMBIENTALES 40 7. VALOR ENERGÉTICO DE LOS ALIMENTOS: IMPLICACIONES PARA LA SALUD 40

TEMA 4: EL EQUILIBRIO QUÍMICO 42 0. CINÉTICA QUÍMICA 42 1. LEY DE ACCIÓN DE MASAS. CONSTANTE DE EQUILIBRIO 44 2. FACTORES QUE AFECTAN AL EQUILIBRIO. LE CHATELIER 44 3. OTRAS FORMAS DE DETERMINAR LA CONSTANTE DE EQUILIBRIO 45 4. EQUILIBRIOS HETEROGÉNEOS 45 5. ESTUDIO TERMODINÁMICO DEL EQUILIBRIO 46 6. DEFINICIÓN DEL GRADO DE DISOCIACIÓN 46 7. REACCIONES DE PRECIPITACIÓN 46 TEMA 5: ÁCIDOS Y BASES 48 1. CONCEPTO ÁCIDO – BASE 48 2. FUERZA DE ÁCIDOS Y BASES 48 3. MEDIDA DE LA ACIDEZ. pH 49 4. HIDRÓLISIS 49 5. DISOLUCIONES REGULADORAS. TAMPÓN 50 6. VALORACIONES ÁCIDO – BASE (VOLUMETRÍAS) 50 7. EFECTO IÓN COMÚN 50 8. ÁCIDOS Y BASES DE INTERÉS INDUSTRIAL Y PARA LA VIDA COTIDIANA 50 9. EL PROBLEMA DE LA LLUVIA ÁCIDA 52 10. PRÁCTICA VOLUMETRÍA PARA VALORAR ACIDEZ 52

TEMA 6: INTRODUCCIÓN A LA ELECTROQUÍMICA 53 1. CONCEPTO DE OXIDACIÓN Y REDUCCIÓN 53 2. NÚMERO DE OXIDACIÓN 53 3. PARES REDOX 53 4. AJUSTE DE ECUACIONES REDOX. MÉTODO IÓN ELECTRÓN 53 5. ELECTRODOS Y PILAS (CÉLULAS GALVÁNICAS) 54 6. POTENCIALES DE ELECTRODO Y PILA 54 7. ELECTROLISIS. CELDAS (CUBAS) ELECTROLÍTICAS 55 8. APLICACIONES INDUSTRIALES DE REACCIONES REDOX 55 TEMA 7: ESTUDIO DE ALGUNAS FUNCIONES ORGÁNICAS 60 1. CARACTERÍSTICAS DE LOS COMPUESTOS DE CARBONO 60 *2. EFECTOS A TENER EN CUENTA EN CADENAS CARBONADAS 60 *3. REPRESENTACIÓN DE LAS MOLÉCULAS ORGÁNICAS 60 *4. ISOMERÍA 61 *5. REACTIVIDAD EN QUÍMICA ORGÁNICA 61 *6. PRINCIPALES TIPOS DE REACCIONES ORGÁNICAS 61 7. ALCOHOLES Y ÁCIDOS ORGÁNICOS 62 8. ÉSTERES 63 9. APLICACIONES INDUSTRIALES DE LA QUÍMICA DEL CARBONO: POLIMERIZACIÓN 64 10. LA SÍNTESIS DE MEDICAMENTOS 69 FORMULACIÓN ORGÁNICA 72 ANEXO I: MODALIDAD DE EXÁMENES DE LAS PRUEBAS DE ACCESO 75 A LA UNIVERSIDAD DE LA ASIGNATURA DE QUÍMICA MODELOS DE EXÁMENES JUNIO Y SEPTIEMBRE: 2003, 2004, 2005, 2006, 2007 y 2008 75 ANEXO II: EJERCICIOS CURSO 89 ANEXO III: PRÁCTICAS 108

1. ACCIÓN DE ÁCIDOS Y BASES SOBRE METALES TABLA PERIÓDICA 113

Química Bach SAFA 1

CURRÍCULO QUÍMICA 2º BACH LOE CASTILLA Y LEÓN 1.- CONTENIDOS Los que señala el Decreto 42/2008 de 5 de junio (publicado el 11 de Junio de 2008) 2.- CAPACIDADES Las que permiten entender y resolver numéricamente, de un modo razonado, todo lo relativo a los fenómenos químicos contenidos en el programa. 3.- TIPOS DE CUESTIONES, EJERCICIOS O PROBLEMAS. Todos los susceptibles de ser considerados dentro de los contenidos del programa, procurando que teoría y problemas estén equilibrados en la valoración y con una dificultad estructurada en los mismos.

1. CONTENIDOS MÍNIMOS CONTENIDOS COMUNES

• Utilización de estrategias básicas de la actividad científica tales como el planteamiento de problemas y la toma de decisiones acerca del interés y la conveniencia o no de su estudio; formulación de hipótesis, elaboración de estrategias de resolución y de diseños experimentales y análisis de los resultados y de su fiabilidad.

• Búsqueda, selección y comunicación de información y de resultados utilizando la terminología adecuada

TEMA 0.- REPASO

• Masa atómica, unidad de masa atómica (u), masa molecular, fórmulas empíricas y moleculares, composición centesimal y formulación orgánica e inorgánica

• Problemas de gases. Ecuación de estado de los gases ideales. Ley de Dalton. • Problemas de cálculos estequiométricos (pureza, rendimiento, reactivo limitante). • Resolución de problemas de disoluciones. Preparación de las mismas, mezclas de disoluciones,

concentración (M, m, % peso, % volumen, ppm). • Formulación

TEMA 1.- ESTRUCTURA ATÓMICA Y CLASIFICACIÓN PERIÓDICA DE LOS ELEMENTOS

• Del átomo de Bohr al modelo cuántico. • Importancia de la mecánica cuántica en el desarrollo de la química. • Evolución histórica de la ordenación periódica de los elementos. • Estructura electrónica y periodicidad. • Tendencias periódicas en las propiedades de los elementos.

TEMA 2.- ENLACE QUÍMICO Y PROPIEDADES DE LAS SUSTANCIAS

• Enlaces covalentes. Geometría y polaridad de moléculas sencillas. • Enlaces entre moléculas. Propiedades de las sustancias moleculares. • El enlace iónico. Estructura y propiedades de las sustancias iónicas. • Estudio cualitativo del enlace metálico. • Propiedades de los metales. • Propiedades de algunas sustancias de interés biológico o industrial en función de la estructura o

enlaces característicos de las mismas, en particular, el agua y los metales.


TEMA 3.- TRANSFORMACIONES ENERGÉTICAS EN LAS REACCIONES QUÍMICAS. ESPONTANEIDAD DE LAS REACCIONES QUÍMICAS

• Energía y reacción química. Entalpía de reacción. Procesos endo y exotérmicos. Entalpía de enlace. Cálculo e interpretación de la entalpía de reacción a partir de las entalpías de formación y la aplicación de la ley de Hess.

• Aplicaciones energéticas de las reacciones químicas: los combustibles químicos. Repercusiones sociales y medioambientales.

• Valor energético de los alimentos: implicaciones para la salud. • Condiciones que determinan el sentido de evolución de un proceso químico. Conceptos de

entropía y de energía libre. TEMA 4.- EL EQUILIBRIO QUÍMICO

• Características macroscópicas del equilibrio químico. Interpretación submicroscópica del estado de equilibrio de un sistema químico. La constante de equilibrio. Factores que afectan a las condiciones del equilibrio.

• Las reacciones de precipitación como ejemplos de equilibrios heterogéneos. Aplicaciones analíticas de las reacciones de precipitación.

• Aplicaciones del equilibrio químico a la vida cotidiana y a procesos industriales. TEMA 5.- ÁCIDOS Y BASES

• Revisión de la interpretación del carácter ácido-base de una sustancia. Las reacciones de transferencia de protones.

• Concepto de pH. Ácidos y bases fuertes y débiles. Cálculo y medida del pH en disoluciones acuosas de ácidos y bases.

• Importancia del pH en la vida cotidiana. • Volumetrías ácido-base. Aplicaciones y tratamiento experimental. • Tratamiento cualitativo de las disoluciones acuosas de sales como casos particulares de

equilibrios ácido-base. • Algunos ácidos y bases de interés industrial y en la vida cotidiana, en particular HNO3, H2SO4 y

NH3. • El problema de la lluvia ácida y sus consecuencias.

TEMA 6.- INTRODUCCIÓN A LA ELECTROQUÍMICA

• Reacciones de oxidación-reducción. Especies oxidantes y reductoras. Número de oxidación. • Concepto de potencial de reducción estándar. Escala de oxidantes y reductores. • Valoraciones redox, en particular la permanganimetría. Tratamiento experimental. • Aplicaciones y repercusiones de las reacciones de oxidación reducción: pilas y batería eléctricas. • La electrólisis: Importancia industrial y económica. La corrosión de metales y su

prevención. Residuos y reciclaje. TEMA 7.- ESTUDIO DE ALGUNAS FUNCIONES ORGÁNICAS

• Revisión de la nomenclatura y formulación de las principales funciones orgánicas. • Alcoholes y ácidos orgánicos: obtención, propiedades e importancia • Los ésteres: obtención y estudio de algunos ésteres de interés. • Polímeros y reacciones de polimerización. Valoración de la utilización de las sustancias

• orgánicas en el desarrollo de la sociedad actual. Problemas medioambientales. • La síntesis de medicamentos: la síntesis de la aspirina como ejemplo. Importancia y

repercusiones de la industria química orgánica. PRÁCTICAS

1. Preparación de disoluciones de diferentes concentraciones en las que se deben realizar los cálculos pertinentes. 2. Neutralización de un ácido fuerte con una base fuerte y viceversa utilizando indicadores ácido-base. 3. Procesos redox tales como el hilo de cobre en una disolución de nitrato de plata.


2. CRITERIOS DE EVALUACIÓN Los criterios de evaluación que se exponen son los correspondientes al Decreto 42/2008 de 5 de junio. 1. Analizar situaciones y obtener información sobre fenómenos químicos utilizando las estrategias básicas del trabajo científico. 2. Describir el modelo de Bohr y sus limitaciones, y valorar la importancia de la teoría mecano cuántica en el desarrollo de la química. Definir algunas propiedades periódicas tales como radio atómico, radio iónico, energía de ionización y electronegatividad, y describir su comportamiento a lo largo de un grupo y de un periodo a partir de las configuraciones electrónicas de los elementos. 3. Construir ciclos energéticos del tipo Born-Haber para calcular la energía de red. Discutir de forma cualitativa la variación de energía de red en diferentes compuestos. Describir las características básicas del enlace covalente. Escribir estructuras de Lewis. Predecir la geometría de moléculas sencillas a partir de la teoría de repulsión de pares de electrones y deducir su posible polaridad. Conocer las fuerzas intermoleculares y explicar cómo afectan a las propiedades de los compuestos, en particular el fluoruro de hidrógeno, el agua y el amoniaco. Conocer las propiedades de las sustancias iónicas, covalentes y de los metales. 4. Definir y aplicar correctamente el primer principio de la termodinámica a un proceso químico. Diferenciar correctamente un proceso exotérmico de otro endotérmico utilizando diagramas entálpicos. Calcular entalpías de reacción por aplicación de la ley de Hess o de las entalpías de formación mediante la correcta utilización de tablas. Conocer las consecuencias del uso de combustibles fósiles en el incremento del efecto invernadero y el cambio climático que está teniendo lugar. Predecir la espontaneidad de un proceso químico a partir de los conceptos de entropía y energía libre. 5. Conocer las características más importantes del equilibrio químico. Resolver problemas de equilibrios homogéneos, en particular en reacciones gaseosas, y de equilibrios heterogéneos, con especial atención a los de disolución-precipitación. Aplicar el principio de Le Chatelier para explicar, cualitativamente, la evolución de un sistema en equilibrio cuando se interacciona con él. Utilizar los factores que pueden afectar al desplazamiento del equilibrio en procesos industriales (obtención del amoniaco…), como prueba de las aplicaciones de este principio en la industria. 6. Aplicar la teoría de Brónsted para reconocer las sustancias que pueden actuar como ácidos o bases. Predecir el carácter ácido o básico de disoluciones acuosas de una sal. Calcular valores de pH en disoluciones de ácidos y bases fuertes y débiles. Valorar la importancia del pH en la vida cotidiana. Conocer el origen y las consecuencias de la lluvia ácida. Aplicar las volumetrías de neutralización ácido fuerte-base fuerte para averiguar la concentración de un ácido o una base. 7. Identificar reacciones de oxidación-reducción que se producen en nuestro entorno. Ajustar por el método del ión-electrón reacciones redox y aplicarlas a problemas estequiométricos. Conocer el funcionamiento de las células electroquímicas y electrolíticas. Utilizar correctamente las tablas de potenciales de reducción para predecir la fabricación de una pila. Aplicar correctamente las leyes de Faraday en procesos electrolíticos. Valorar la importancia que tiene la prevención de la corrosión y protección de metales, utilizando como referencia el hierro, así como las soluciones a los problemas que el uso de las pilas genera. 8. Formular y nombrar correctamente compuestos orgánicos con una única función orgánica. Conocer algún método de obtención, propiedades físicas y químicas y alguna aplicación general de alcoholes, ácidos orgánicos y ésteres. Describir los mecanismos de polimerización y la estructura de los polímeros. Valorar el interés económico, biológico e industrial de los polímeros, así como el papel de la industria química orgánica y sus repercusiones. La nota correspondiente a cada evaluación se obtiene a partir de, al menos, dos exámenes prácticos y uno teórico por evaluación. La nota de final de curso se obtiene como resultado de las de todo el curso, utilizando el examen final de junio para recuperar (en caso de que haga falta) o como la correspondiente a una última evaluación que contará proporcionalmente como las tres anteriores. Los exámenes de recuperación son obligatorios para todos los alumnos. En cada examen entra todo lo visto durante el curso hasta ese momento.


APUNTES CURSO

TEMA 0. REPASO. • Electrón

Partículas que aparecen en tubos de descarga de gases que van desde un electrodo negativo a uno positivo

• Protón Partículas que aparecen en tubos de descarga de gases que van desde un electrodo positivo a uno negativo

• Neutrón Partícula detectada mediante emisión de partículas

• Átomo La materia, en último término, está constituida por átomos. Dentro de ellos observamos el núcleo y la corteza. El núcleo lo forman los protones (con carga positiva) y neutrones (sin carga). La corteza está formada por electrones (con carga negativa).

• Ión Un átomo puede transformarse en un ión por ganancia o pérdida de electrones. Si gana electrones se produce un anión (ión con carga negativa) Cl- + 1e- → Cl-. Si pierde electrones se produce un catión (Ión con carga positiva) Na → Na+ + 1e-.

• Elemento Sustancia básica que puede combinarse con otros elementos para formar compuestos, y que no pueden descomponerse en otras sustancias más simples

• Moléculas Estructuras formadas por átomos unidos entre sí que poseen la misma composición, sus átomos están unidos de la misma manera, que poseen enlace covalente y están formadas por un númeo relativamente pequeño de átomos

• Redes Estructuras formadas por átomos unidos entre sí formadas por un número muy grande de átomos o iones, estos mantienen una proporción, según la disposición de sus átomos o iones pueden ser un cristal si los átomos se ordenan de modo regular o sólidos amorfos si no poseen ese orden interno

1. NÚMEROS QUE IDENTIFICAN AL ÁTOMO

• Número atómico (Z) El número atómico es el número de protones que hay en el núcleo de un átomo. Los elementos están ordenados en la tabla periódica en orden creciente de su número atómico. En un átomo neutro el número de electrones será igual al de protones.

• Número másico (A) El número másico es el número total de partículas que constituyen el núcleo (número de protones + número de neutrones). A = Z+N

• Isótopos Dos átomos son isótopos cuando tienen el mismo número de protones pero distinto número de neutrones, tienen por tanto el mismo número atómico y distinto número másico. Los isótopos se representan mediante la siguiente notación: Número másico (A) = (Z) Número de protones + (N) Número de neutrones Número atómico (Z) = Número de protones Si el átomo es neutro: Número de electrones = Número de protones

• Isóbaros Átomos que tienen igual número másico y diferente atómico

• Isoelectrónicos Átomos o iones que tienen el mismo número de electrones independientemente de cual sea el número atómico


• Masa atómica de un elemento La masa atómica de un elemento es la media ponderada de las masas de los diferentes isótopos que forman el elemento. Por ejemplo el Carbono posee 3 isótopos distintos 12

6C,136C y 14

6 C. Así la Mat del C = (%12C · 12 + %13C · 13 + %14C · 14) / 100 La unidad de masa atómica (u) se define como la doceava parte de la masa del isótopo Carbono 12. Se mide en umas (u) o g / mol

• Masa molecular La masa molecular es la suma de las masas atómicas relativas de los átomos que forman una molécula.

• Mol y masa molar El mol es la cantidad de sustancia que contiene 6.023·1023 partículas representativas. (Número de Avogadro NA). Si las partículas son átomos, la masa en gramos de un mol coincide numéricamente con la masa atómica. Si las partículas son moléculas, la masa en gramos de un mol (masa molar) coincide numéricamente con la masa molecular. Se miden en umas (u) o gramos/mol (g/mol) Para relacionar todas las magnitudes que miden la cantidad de materia puedo hacerlo usnado el siguiente esquema, teniendo en cuenta que la magnitud fundamental es el mol

• Fórmula empírica y fórmula molecular La fórmula empírica indica la proporción mas sencilla que hay entre los átomos de los elementos que forman la molécula. La fórmula molecular indica el número de átomos presentes de cada elemento en una molécula. La fórmula molecular es un múltiplo de la fórmula empírica. Cálculo de fórmula empírica y molecular

1. Parto de la composición centesimal aplicada a 100g de compuesto 2. Hallo los moles de átomos que hay de cada 3. Hallo la relación más sencilla dividiendo por el menor 4. Redondeo para obtener números enteros sencillos 5. Para hallar la fórmula molecular busco relación con la MM

• Teoría cinético-molecular de la materia Esta teoría postula que la materia está formada por partículas que se encuentran en constante movimiento chocando entre ellas de forma elástica (sin pérdida de energía cinética). Las propiedades de los tres estados de la materia pueden explicarse a partir de esta teoría. En el estado sólido las partículas no tienen prácticamente movilidad, están muy próximas entre si, ocupando posiciones fijas, de forma que sólo pueden vibrar. Ello explica que los sólidos tengan forma propia, volumen constante y que sean incopresibles. En el estado líquido las partículas están próximas entre si pero no ocupan posiciones fijas y poseen cierta movilidad, que crece según aumenta la temperatura. El golpeo de las partículas contra las paredes


del recipiente originan la presión hidrostática. De esta forma se explica que los líquidos tengan volumen constante que varía ligeramente con la temperatura, que adapten su forma al recipiente que los contiene y que sean incompresibles. En el estado gaseoso la distancia entre las partículas es mayor que en los otros estados. Las partículas se mueven continuamente al azar dentro del recipiente. La movilidad aumenta con la temperatura. El choque de las partículas contra las paredes del recipiente origina la presión gaseosa. Así explicamos que los gases se adapten a la forma del recipiente que los contiene ocupando todo el volumen, que los cambios de temperatura produzcan variaciones importantes de volumen y que sean fácilmente compresibles.

2. LEYES PONDERALES - Ley de conservación de la materia (Lavoisier)

En toda reacción química la cantidad o masa de los reactivos es igual a la masa total de los productos obtenidos. Se cumple siempre, excepto cuando tenemos que aplicar la teoría de la relatividad.

- Ley de las proporciones definidas (Proust) Cada vez que dos elementos se unen para formar un compuesto determinado, lo hacen siempre en la misma relación de masas. Por eso cada compuesto tiene una fórmula química definida.

- Ley de las proporciones múltiples (Dalton) Si dos elementos se combinan para formar distintos compuestos y la cantidad de uno de ellos permanece fija, la del otro debe combinarse en una relación numérica sencilla. Las fórmulas químicas siempre relacionan números enteros sencillos. H2O, H2O2 (misma cantidad de H, 1:2 de O)

- Ley de las proporciones recíprocas (Richter) Si masas de distintos elementos se combinan con una misma masa de un elemento dado, cuando esos elementos se combinen entre sí, sus relaciones de masas serán múltiplos o submúltiplos de ellas. FeO, SO, la relación de masas de Fe y S para la misma cantidad de O (16) es 56:32, por lo tanto cuando se combinan Fe y S la proporción será esa (56/32 = 2/3 así 56*2 / 32*3 = 1) o sea la fórmula es Fe2S3

3. GASES - Ley de Gay-Lussac

Cuando dos o más sustancias gaseosas reaccionan entre sí para dar otra sustancia, gaseosa o no, los volúmenes que ocupan estos gases, medidos en las mismas condiciones, guardan una relación sencilla de números enteros sencillos. N2 + 3 H2 = 2 NH3

- Teoría atómica de Dalton Parte de las leyes ponderales. Intenta explicar el comportamiento del aire formado por distintos gases en proporción constante a pesar de no estar en combinación. Este hecho le llevó a interpretar que la materia debía estar formada por partículas independientes que en algunos casos se relacionan, siguiendo las leyes ponderales, y en otros permanecen separadas, como el aire. Puntos de la teoría atómica: ver Tema 1 apartado 1

- Leyes que rigen el comportamiento de los gases En estado gaseoso las moléculas están separadas unas de otras por distancias mucho mayores que el diámetro real de las moléculas, así el volumen ocupado por el gas (V) depende de la presión (P), la temperatura (T) y la cantidad o nº de moles (n). Se llama gas ideal al que cumple las leyes de Boyle, Charles y Gay-Lussac, las cuales relacionan idealmente el volumen de un gas con la presión y la temperatura.

1. Ley de Boyle: cuando la T y n permanecen constantes el volumen que ocupa un gas ideal es inversamente proporcional a la presión que ejerce ese gas P V = K o P = K / V

2. Ley de Charles: a P cte el volumen de un gas es directamente proporcional a la temperatura V=K·T o V / T = K

3. Ley de Gay-Lussac: a V cte la presión de un gas es directamente proporcional a la temperatura P=K·T o P/T = K o P = K T


4. Combinando la de Charles y la de Boyle: P = K · T /V 5. Ley de Dalton: presión parcial Pi es la P que ejercería un gas en una mezcla si el estuviera solo y

el las mismas condiciones que las de la mezcla. Para una mezcla de gases que no reaccionen químicamente entre sí la presión total de la mezcla es la suma de las presiones parciales que cada uno de los gases ejercería si los otros no estuvieran presentes Pt = P1 + P2 + P3 + ….. o ΣPi=Pt . En general, la presión total de cada uno de los componentes en una mezcla se encuentra multiplicando la presión total por la fracción del número total de moles presentes de ese componente: Pi = Xi Pt.

• Ec de estado, Gay Lussac estudió las reacciones en las que intervienen gases, deduciendo que el número de partículas gaseosas es proporcional a la relación P · V / T Si el número de partículas gaseosas no cambia se cumple que

• explica el comportamiento de los gases cuando varían las condiciones en las que se encuentran.

Según las leyes de los gases la presión ejercida por un gas es proporcional a la temperatura e inversamente proporcional al volumen, pero también es proporcional al número de moles. Combinando esta proporcionalidad a las anteriores: P = K n T/V, siendo K la cte universal de los gases R (se obtiene experimentalmente y vale 0,082 atm l/ K mol o en el sistema internacional 8,7143), así: PV = nRT. Existen otras muchas (virial…) pero para los gases ideales se cumple que PV=nRT (variables de estado) en la práctica se usa para todos ya que el error de usarla es muy pequeño comparada con el resultado de un gas real.

• Propiedades ocupan todo el volumen, se difunden, todos ocupan todo • Unidades SI Pa (1atm=101300Pa), atm, mmHg (1atm=760 mmHg); bar (1atm=1.013bar) • Cambios de estado por variación P, v o T

4. CLASIFICACIÓN DE LA MATERIA La materia puede estar constituida por una sustancia pura o por una mezcla de ellas. Las sustancias puras poseen composición fija y propiedades fijas y características. No se pueden separar en otras más simples mediante procesos físicos. Dentro de las sustancias puras distinguimos entre:

a) Elementos Son sustancias puras que no se pueden descomponer en otras sustancias mas sencillas. Todos los elementos que se conocen están en la tabla periódica. b) Compuestos Son sustancias puras que se pueden descomponer en otras más sencillas por métodos químicos. Por ejemplo, el agua se puede descomponer en hidrógeno y oxígeno.

Mezclas Las mezclas están formadas por varias sustancias puras. Se pueden separar en las sustancias puras que las componen mediante procesos físicos. Las mezclas pueden ser homogéneas y heterogéneas. Homogéneas Las mezclas homogéneas tienen aspecto uniforme. No se pueden distinguir sus componentes a simple vista ni con un microscopio. Por ejemplo, aire, agua con sal disuelta, latón (aleación de cobre y zinc). Heterogéneas. Sus componentes pueden distinguirse a simple vista o con un microscopio. Por ejemplo, sangre, madera, granito. Disoluciones Las disoluciones son mezclas homogéneas de dos o más componentes. Pueden ser sólidas (aleaciones), líquidas o gaseosas. En una disolución distinguimos el soluto (componente minoritario) y el disolvente (componente mayoritario).


5. MEDIDAS DE LA CONCENTRACIÓN DE UNA DISOLUCIÓN Concentración Es la proporción en que se encuentran los componentes de una disolución. Hay varias formas de expresar la concentración: Porcentaje en volumen Indica cantidad en volumen de soluto que hay en 100 mL de disolución. %v = v sol * 100 /v don Porcentaje en masa Cantidad de soluto que hay en 100 g de disolución. % = m sol / m don * 100, m don = m sol + m dvte Cuando nos proporcionen un dato de concentración en % lo tomaremos como porcentaje en masa salvo que indiquen otra cosa. Molaridad o concentración molar Indica los moles de soluto que hay por cada L de disolución. M = n sol / Ldón Fracción molar Indica moles de soluto presentes por cada mol de disolución X sol= n sol / n don, n don = n sol + n dvte La suma de las fracciones molares de todos los componentes de la disolución es 1. Por tanto la fracción molar de cada componente siempre será <1. Gramos por litro de disolución Indica gramos de soluto que hay por cada litro de disolución. Partes por millón (ppm) Indica mg de soluto que hay por cada Kg de disolución. Molalidad (m) Moles de soluto que hay por cada Kg de disolvente. Se usa poco pero hay que tener cuidado, no confundirla con la molaridad m = n sol / Kg dvte Los volúmenes de soluto y disolvente no son aditivos (aunque a veces haya que aproximar y decir que sí) Densidad de una disolución La densidad de una disolución relaciona masa de disolución con volumen de disolución. Nunca expresa concentración, ya que la concentración relaciona soluto con disolución o soluto con disolvente. Si la densidad de una disolución es 1250 g/dm3 quiere decir que 1250 g de esa disolución ocupan un volumen de 1 dm3 pero no nos informa sobre la concentración. Disolución de ácidos, hidróxidos y sales Cuando un ácido, hidróxido o sal se disuelve en agua se disocia total o parcialmente en iones. Para realizar la disociación correctamente (enlaces iónicos) hay que tener en cuenta el número de átomos de cada elemento en la molécula y mantener la neutralidad eléctrica. 6. REACCIÓN QUÍMICA Una reacción química es un proceso en el que una o varias sustancias (reactivos) se transforman en otra u otras sustancias de propiedades distintas (productos). Una reacción química implica reordenación de átomos mediante rotura y nueva formación de enlaces manteniéndose el número total de átomos de cada elemento. a) Ecuación química Una ecuación química es la representación de una reacción química Los reactivos y productos se representan mediante su fórmula. El estado físico puede indicarse entre paréntesis (g) gas; (s) sólido; l (líquido); ac (disolución acuosa); v (vapor: líquido con comportamiento de gas) b) Ley de conservación de la masa (Lavoisier) En cualquier reacción química ajustada se verifica la ley de conservación de la masa: masa reactivos = masa productos c) Ajuste o igualación de reacciones químicas


Ajustar una reacción química consiste en asignar unos coeficientes (denominados coeficientes estequiométricos) delante de cada fórmula de forma que en los reactivos y los productos haya el mismo número de átomos de cada elemento. Para calcular el número de átomos en los reactivos o productos, los coeficientes se multiplican por los subíndices de cada elemento en esa fórmula. En general para ajustar ecuaciones se puede usar el método de los coeficientes, que consiste en obtener un sistema de ecuaciones en el que se asigna un valor arbitrario (suele ser 1) a una de las incógnitas. Ejemplo: Ajustar por el método de los coeficientes indeterminados la siguiente ecuación química: I2 + HNO3 → HIO3 + NO2 + H2O 1. Asignamos coeficientes estequiométricos en forma de letras a cada fórmula dentro de la ecuación. a I2 + b HNO3 → c HIO3 + d NO2 + e H2O 2. Aplicando Lavoisier a cada elemento (balance de materia), escribimos una ecuación para cada elemento. (I) 2a = c (H) b = c + 2e (N) b = d (O) 3b = 3c + 2d+ e 3. Asignamos arbitrariamente a=1, quedando el sistema 2·1=c b = c + 2e b = d 3b = 3c + 2d + e 2 = c b = c + 2e b = d 3b = 3c + 2d+ e 4. Ya tenemos un sistema de 4 ecuaciones con 4 incógnitas que se resuelve por cualquiera de los métodos conocidos dando como resultado: a=1; b=10; c=2; d=10; e=4 5. Ahora la ecuación ya está ajustada: I2 + 10 HNO3 → 2 HIO3 + 10 NO2 + 4 H2O Recuérdese que multiplicando o dividiendo todos los coeficientes estequiométricos de una ecuación ajustada por el mismo valor obtenemos como resultado una ecuación equivalente que seguirá estando ajustada. Dividendo la ecuación anterior por 2 nos quedaría: ½ I2 + 5 HNO3 → HIO3 + 5 NO2 + 2 H2O d) Interpretación de una reacción química N2 (g) + 3H2 (g) → 2NH3 (g) - Interpretación atómico-molecular 1 molécula de nitrógeno molecular N2 reacciona con 3 moléculas de hidrógeno molecular H2 dando lugar a 2 moléculas de amoníaco NH3 Si uno de los coeficientes estequiométricos es un número no entero la interpretación atómico molecular carece de significado ya que una molécula es la mínima cantidad de una sustancia que mantiene sus propiedades químicas. - Interpretación macroscópica en moles 1 mol de nitrógeno molecular N2 reacciona con 3 moles de hidrógeno molecular H2 dando lugar 2 moles de amoníaco NH3. Interpretación macroscópica en gramos Si tenemos en cuenta que Masa molar N2 =14·2=28 g/mol H2 =1·2=2 g/mol NH3 =14·1+1·3=17 g/mol Podemos pasar los moles a gramos 1 mol de N2 =1 mol · 28 g/mol = 28 g , 3 moles H2 =3 mol · 2 g/mol = 6 g , 2 moles NH3 =2 mol · 17 g/mol =34 g 28 g de nitrógeno molecular N2 reaccionan con 6 g de hidrógeno molecular H2 dando lugar 34 gramos de amoníaco NH3. e) Reactivo limitante (siempre que tenga datos de más de un reactivo hay que buscarlo ya que indica quien controla el transcurso de la reacción. Con el se realiza la estequiometría) La reacción química terminará cuando se agote uno de los reactivos, o ambos a la vez. Se denomina reactivo limitante al reactivo que se agota en primer lugar y reactivo en exceso al que no se consume completamente. f) Pureza de los reactivos (riqueza) Las sustancias químicas utilizadas en el laboratorio no suelen ser puras al 100%, es decir contienen otro tipo de sustancias denominadas impurezas. El porcentaje de sustancia pura se denomina riqueza de la muestra y se suele expresar en % en masa. Siempre hay que realizar los cálculos estequiométricos a partir de sustancia pura, ya que la parte impura no reacciona. g) Rendimiento de las reacciones Normalmente, las cantidades de productos que se obtienen en una reacción química son menores que las esperadas según los cálculos estequiométricos. Esta diferencia se debe a que el rendimiento de las reacciones no es del 100%. Rendimiento = moles reales obtenidos de producto • 100 / moles teóricamente obtenidos de producto


7. PRÁCTICA DE PREPARACIÓN DE DISOLUCIONES VER ANEXO III Objetivos - familiarizarse con el material de laboratorio necesario para la preparación de distintas disoluciones - manejar ese mismo material - saber realizar los correspondientes cálculos matemáticos previos a la preparación de una disolución - conocer el método para preparar disoluciones

Material - Balanza - Espátula (para coger materiales sólidos) - Matraz aforado (recipiente de volumen conocido) - Vidrio de reloj - Pipetas (volumen determinado) - Frasco lavador (contiene agua destilada) - Absorbe líquidos (para coger materiales líquidos con la pipeta) - Embudo (para llevar los sólidos al matraz) La práctica consiste en la preparación de dos disoluciones, una disolución de sulfato de cobre pentahidratado (sólido en líquido) y otra a partir de esa primera disolución (líquido en líquido). Deberemos preparar una disolución 0.05 M a partir del sulfato de cobre sólido, para posteriormente y a partir de esta preparar una segunda disolución 0.015 M.

Procedimiento Primero realizamos los cálculos pertinentes para saber la cantidad de sulfato de cobre pentahidratado (contiene en su estructura molecular cinco moléculas de agua que influirán a la hora de calcular su masa molecular) que vamos a necesitar pesar para obtener la disolución correcta, para ello usaremos los conceptos de molaridad y los datos correspondientes al volumen del matraz y masas atómicas. Una vez calculada se pesa la masa en el vidrio de reloj y se añade en el matraz aforado, este se rellena con agua destilada hasta el volumen correspondiente. De esta forma obtendremos la primera disolución 0.05 M. A continuación tendré que realizar de nuevo los cálculos correspondientes para preparar la segunda disolución, si bien deberé tener en cuenta el hecho de que ahora voy a partir no de un sólido, sino de una disolución de sulfato de cobre 0.05 M. Para prepararla cogeré el volumen necesario de la primera disolución con una pipeta y lo añadiré a un matraz aforado para posteriormente enrasar con agua destilada.

Descripción Anota todos los cálculos como si fuera la resolución de un problema Realiza una descripción del material usado Anota todos los pasos a modo de guión, especificando la utilidad de cada uno de los materiales. Describe el resultado de la preparación de las disoluciones, crees que podríamos intuir datos de concentración solamente con una observación visual


TEMA 1: ESTRUCTURA ATÓMICA Y CLASIFICACIÓN PERIÓDICA DE LOS ELEMENTOS A) HISTORIA DE LA ESTRUCTURA DE LA MATERIA 1. TEORÍA ATÓMICA DE DALTON Introduce la idea de la discontinuidad de la materia, es decir, esta es la primera teoría científica que considera que la materia está dividida en átomos (dejando aparte a precursores de la Antigüedad como Demócrito y Leucipo, cuyas afirmaciones no se apoyaban en ningún experimento riguroso). Los postulados básicos de esta teoría atómica son: 1. La materia está dividida en unas partículas indivisibles e inalterables, que se denominan átomos.

Actualmente, se sabe que los átomos sí pueden dividirse y alterarse. 2. Todos los átomos de un mismo elemento son idénticos entre sí (presentan igual masa e iguales propiedades).

Actualmente, es necesario introducir el concepto de isótopos: átomos de un mismo elemento, que tienen distinta masa, y esa es justamente la característica que los diferencia entre sí.

3. Los átomos de distintos elementos tienen distinta masa y distintas propiedades. 4. Los compuestos se forman cuando los átomos se unen entre sí, en una relación constante y sencilla. Al suponer que la relación numérica entre los átomos era la más sencilla posible, Dalton asignó al agua la formula HO, al amoníaco la formula NH, etc. 2. MODELO ATÓMICO DE THOMSON Introduce la idea de que el átomo puede dividirse en las llamadas partículas fundamentales:

• Electrones, con carga eléctrica negativa • Protones, con carga eléctrica positiva

Thomson considera al átomo como una gran esfera con carga eléctrica positiva, en la cual se distribuyen los electrones como pequeños granitos (de forma similar a las pepitas de una sandía). 3. MODELO ATÓMICO DE RUTHERFORD

En 1911, Rutherford introduce el modelo planetario, que es el más utilizado aún hoy en día. Considera que el átomo se divide en:

• un núcleo central, que contiene los protones y neutrones (y por tanto allí se concentra toda la carga positiva y casi toda la masa del átomo)

• una corteza, formada por los electrones, que giran alrededor del núcleo en órbitas circulares, de forma similar a como los planetas giran alrededor del Sol.

Los experimentos de Rutherford demostraron que el núcleo es muy pequeño comparado con el tamaño de todo el átomo: el átomo está prácticamente hueco. Experimento de Rutherford. Consistió en bombardear una lámina muy fina de oro (10-3 cm de espesor) con un haz de partículas α. (Las partículas α son iones He2+; son uno de los tipos de partículas que se producen cuando se descompone una sustancia radiactiva.) Según el modelo de Thomson, lo que cabía esperar es que el haz de partículas atravesase la lámina, separándose algo más unas partículas de otras. Sin embargo, Rutherford obtuvo unos resultados sorprendentes: algunas partículas sufrían desviaciones considerables y una mínima parte incluso rebotaba en la lámina y volvía hacia atrás.


El mismo Rutherford describe su asombro ante tal resultado con estas palabras: "...Esto era lo más increíble que me había ocurrido en mi vida. Tan increíble como si un proyectil de 15 pulgadas, disparado contra una hoja de papel de seda, se volviera y le golpeara a uno..." Las grandes desviaciones de algunas partículas α sólo se podían explicar por choque contra una partícula de gran masa y elevada carga positiva. Esto hizo suponer a Rutherford que toda la carga positiva del átomo estaba concentrada en un pequeño gránulo donde residía además la casi totalidad de su masa. Los datos experimentales indicaban que el radio del núcleo era más de diez mil veces menor que el del átomo. Como el peso atómico de los elementos tenía un valor mucho mayor que el calculado a base de los protones del núcleo, Rutherford sugirió que en los núcleos de los átomos tenían que existir otras partículas de masa casi igual a la del protón, pero sin carga eléctrica, por lo que las llamó neutrones. El neutrón fue descubierto experimentalmente en 1932 por Chadwick, quien, al bombardear el berilio con partículas α, observó que se producían unas partículas que identificó con los neutrones predichos por Rutherford. Fallos del modelo de Rutherford.

1. Se contradecía con las leyes del electromagnetismo de Maxwell, las cuales estaban ampliamente comprobadas mediante numerosos datos experimentales. Según las leyes de Maxwell, una carga eléctrica en movimiento (como es el electrón) debería emitir energía continuamente en forma de radiación, con lo que llegaría un momento en que el electrón caería sobre el núcleo y la materia se destruiría; esto debería ocurrir en un tiempo muy breve.

2. No explicaba los espectros atómicos. B) TEORÍAS MODERNAS (CUÁNTICAS) SOBRE LA ESTRUCTURA DE LA MATERIA 1. HIPÓTESIS DE PLANCK (TEORÍA CUÁNTICA) Sabemos que la materia está dividida en unas partículas mínimas, los átomos, de forma que cualquier cantidad de materia será siempre un número entero de átomos. La teoría cuántica de Planck extiende esta idea a la energía: cuando una sustancia absorbe o emite energía, no puede absorber o emitir cualquier cantidad de energía, sino que definimos una unidad mínima de energía, llamada cuanto (que será el equivalente en energía a lo que es el átomo para la materia); de esta forma, cualquier cantidad de energía que se emita o se absorba deberá ser un número entero de cuantos. Cuando la energía está en forma de radiación electromagnética (es decir, de una radiación similar a la luz), se denomina energía radiante y su unidad mínima recibe el nombre de fotón. La energía de un fotón viene dada por la ecuación de Planck: E = h ·υ h: constante de Planck = 6.62 · 10-34 Julios · segundo υ: frecuencia de la radiación (es un parámetro que sirve para diferenciar a unas radiaciones de otras). 2. ESPECTROS ATÓMICOS Se llama espectro atómico de un elemento químico al resultado de descomponer una radiación electromagnética compleja en todas las radiaciones sencillas que la componen, caracterizadas cada una por un valor de longitud de onda, λ. El espectro consiste en un conjunto de líneas paralelas, que corresponden cada una a una longitud de onda. Partiendo del espectro de luz solar, si tomamos solamente la radiación correspondiente a la zona del visible:

Partícula Carga eléctrica (Coulombs) Masa (kg)

Electrón - 1,6021 · 10-19 9,1091 · 10-31

Protón + 1,6021 · 10-19 1,6725 · 10-27

Neutrón — 1,6748 · 10-27


Si esta radiación se envía sobre un elemento químico, podemos analizar la radiación que absorbe un elemento (espectro de absorción):

o la radiación que emite (espectro de emisión):

Ambas son complementarias, ya que lo que primero ha absorbido luego tiene que emitirlo. Cada elemento tiene un espectro característico; por tanto, un modelo atómico debería ser capaz de justificar el espectro de cada elemento. De forma inductiva (a partir de datos experimentales) se dedujeron una serie de fórmulas para explicar la posición de las rayas de los espectros. Fórmula de Rydberg. Permite calcular la longitud de onda de cualquiera de las líneas que forman el espectro del hidrógeno: 1/λ = R (1/n1

2 - 1/n22)

λ: longitud de onda de cada línea del espectro (1/λ: número de ondas) n1, n2: números enteros positivos (n1< n2) R: constante de Rydberg = 109677, 7 cm-1 Esta misma fórmula puede utilizarse para calcular la frecuencia de cada línea espectral En función del valor de n1, podemos distinguir diferentes series en el espectro del hidrógeno: n1 = 1: serie de Lyman n1 = 2: serie de Balmer n1 = 3: serie de Paschen

n1 = 4: serie de Brackett n1 = 5: serie de Pfund n1 = 6: serie de Humphreys

La serie de Lyman corresponde a radiación ultravioleta; la serie de Balmer, a radiación visible; y el resto, a radiación infrarroja. 3. MODELO ATÓMICO DE BOHR Busca explicar los espectros e introducir la idea de cuantización de Planck y justificar el efecto fotoeléctrico de Einstein. a) Tres postulados no deducidos son inducidos

1. Átomo: núcleo con protones y electrones en órbitas circulares alrededor, estos electrones no emiten Energía en su movimiento.

2. Los electrones sólo pueden estar en órbitas cuyo L (momento angular) es múltiplo de h/2Π L = n h/2Π como L = p Λ r como p = m v entonces m v r = n h/2Π n = nº cuántico principal (cuantización)

3. Los electrones pueden absorber o emitir Energía en forma de cuantos de luz o fotones según pasen de una órbita a otra. ∆E=hf (c=λf)

b) Conclusiones * Según el primer postulado Fc=Fe órbitas circulares m v2 / r = k Qn qe /r2 luego mv2 = K Qn qe / r

* Según el segundo postulado m v r = n h/2Π v = n h / 2Πmr sustituyendo en y despejando r


r = n2 (h2 / 4Π2mkQnqe) → esto está formado por ctes que se pueden agrupar en una nueva constante k’ r = n2k’ implica que las órbitas están cuantizadas. El radio aumenta de forma exponencial * Según el tercer postulado E =Ec +Ep = ½ mv2 - K Qnqe / r = ½ K Qnqe/r – K Qnqe/r = -1/2 K Qnqe/r

Como r = n2k’ E = –1/2K Qnqe/n2k’ energías cuantizadas

La Energía aumenta exponencial horizontal c) Explicación matemática de los espectros 1/λ = R(1/n2

1 – 1/n22) (ecuación deducida por los espectroscopistas de forma empírica). Si calculo ∆E

para explicar salto de electrones según los postulados de Bohr usando Planck y la relación entre h y λ para ondas electromagnéticas ∆E = h√ = h c/λ = - ½ K QnQe/n2

2K’ + ½ K QnQe/n21K’ = a /n2

1 – a /n22 = h c/λ = a (1/n2

1 – 1/n2

2) (agrupando las magnitudes constantes en otra constante a) 1/λ = a/c h (1/n2

1 –1/n22) si R= a/c h se obtiene l mismo resultado que el empírico n2>n1

d) Limitaciones del modelo de Bohr - Solo explica átomos sencillos H, He+ o Li2+

- Aparecen nuevas rayas en los espectros que no se pueden explicar

- No justifica por qué los electrones no pierden Energía al girar

e) Correcciones de Sommerfeld Algunas rayas de los espectros eran múltiples así que propuso que cada órbita eran realmente varias con distinta excentricidad, una circular y otras elípticas con el núcleo situado en uno de los focos. Para explicarlas introduce un nuevo número cuántico secundario o azimutal l (azimut = excentricidad) Toma valores de 0 a n-1 l = 0 s:sharp l = 1 p=principal l = 2 d=diffuse l = 3 f=fundamental f) Corrección de Zeeman Al introducir una muestra en un campo magnético se obtienen nuevas rayas a partir de las existentes, esto es debido a que existen órbitas con diferentes orientaciones espaciales. Se introduce un tercer número quántico magnético m valores de -l a +l g) Corrección de Espin Las rayas de Zeeman en realidad son dobles, se asocia a las posibilidades de giro del electrón sobre sí mismo, se introduce un nuevo número quántico s vale +- ½ De esta forma lo que para Bhor era una raya del espectro se convierten en 8 aplicando las correcciones de su modelo.

Cada raya del espectro está asociada a saltos de electrones de una órbita a otra, cuando sube absorción y cuando baja emisión (corresponde a lo visto en las series espectrales) Fallos del modelo de Bohr. El modelo de Bohr permitió explicar adecuadamente el espectro del átomo de hidrógeno, pero fallaba al intentar aplicarlo a átomos polielectrónicos y al intentar justificar el enlace químico. Además, los postulados de Bohr suponían una mezcla un tanto confusa de mecánica clásica y mecánica cuántica.


5. MODELOS MECANOCUÁNTICOS Introducen la idea de probabilidad y cambia el concepto determinado de órbita por el de orbital. Orbital: región del espacio donde existe posibilidad de encontrar el electrón. Representa un estado energético. 5.1 INTRODUCCIÓN A LA MECÁNICA CUÁNTICA a) Para llegar a estos modelos se introducen dos ideas - PRINCIPIO DE DUALIDAD ONDA – CORPÚSCULO (DE BROGLIE) La luz a lo largo de la historia se ha considerado unas veces como onda y otras como partícula, experimentalmente Huygens demuestra qué es onda, Einstein qué es partícula (efecto fotoeléctrico) Louis de Broglie trata de hacer extensible esta dualidad de la luz a toda la materia cuando esta está en movimiento. La velocidad tiene que ser muy alta para que se aprecie Una partícula en movimiento lleva asociada una onda estacionaria (se cierra sobre si misma) E = hf E = mc2 hf = mc2 h c/λ =mc2

λ = h/mc si es una partícula v<<c λ = h/mv = h/p aplicándolo al modelo de Bohr la idea ondulatoria ⇒ los electrones de las órbitas deben llevar asociadas cantidades enteras de λ, sino se producirían interferencias destructivas 2Πr = nλ circunferencia = número entero λ

Si n= 8 Aplico dualidad 2Πr = n h/mv mvr = n h/2Π obtengo el segundo postulado de Bohr

- PRINCIPIO DE INCERTIDUMBRE DE HEISEMBERG Hay un límite en la precisión con que se puede determinar la posición y la cantidad de movimiento de una partícula. Al medir interferimos en el sistema Ej: termómetro para medir modifica la T ∆x∆p ≥ h/4Π a nivel microscópico la incertidumbre es pequeña - EFECTO FOTOELÉCTRICO Una partícula de luz penetra en un metal y la energía que transporta sirve para arrancar un electrón de la red metálica del metal. Una onda influye sobre la materia del electrón - EFECTO COMPTON Algunos rayos X al dispersarse a través de la materia perdían energía porque interaccionaban con esta. La materia influye sobre una onda b) Mecánica matricial de Heisenberg Presentó un modelo atómico basándose solamente en una base numérica, sin usar ninguna representación gráfica. Las magnitudes de velocidad, fuerza, posición del átomo aparecían representadas por matrices c) Mecánica ondulatoria de Schrödinger El electrón no es una partícula que gira alrededor del núcleo sino que es equivalente a una onda (estacionaria: se cierra sobre si misma) que vibra alrededor del núcleo, de modo que está al mismo tiempo en todos los puntos de la órbita. Este y el anterior modelo llegan a los mismos resultados, pero la mecánica ondulatoria permite utilizar gráficos lo que la hace mucho más accesible. La mecánica ondulatoria describe el estado de los componentes del átomo en un momento determinado con una función de onda. Esta ecuación permite deducir los números cuánticos de los electrones que se habían deducido de forma experimental.


Ψ es una función de onda: se le denomina orbital Las soluciones de esta ecuación de onda equivalen a ondas estacionarias tal y como predice De Broglie (dcha) ψ2 dv da la probabilidad de encontrar un electrón en una región del espacio Al representar obtengo máximos, si represento 3d obtengo una densidad de probabilidad de encontrar al electrón. Se cambia el concepto de órbita por el de orbital: región del espacio donde es posible encontrar el electrón. E es el valor de la energía total del electrón V es la energía potencial del electrón en un punto (E-V) es el valor de la energía cinética de un electrón en un punto Las soluciones de la ecuación son unas funciones matemáticas que dependen de unas variables que solo pueden tomar valores enteros y se les denomina números cuánticos Sirven para definir los estados energéticos de los orbitales. Cada 4 números nos definen un electrón n = indica el nivel l = subnivel (forma) m = número de orbitales en cada subnivel (orientación espacial) s = sentido de giro del electrón Se puede encontrar analogía entre los números cuánticos y los desdobles de las rayas espectrales.


d) Forma espacial de los orbitales Densidad de probabilidad 3D Orbital Densidad de probabilidad

1s

2s

2p

3d


En la actualidad el estudio del átomo mediante aceleradores de partículas ha llevado a descubrir que la materia está formada no solo por protones, neutrones y electrones, sino que estos a su vez están formados por quarks y leptones. Además entre la materia se intercambian partículas para transmitir las cuatro grandes fuerzas del universo. Por otra parte de todos estos componentes existen sus contrapartidas de antimateria. Así en la actualidad está demostrado que la materia está formada por diecisiete partículas que se clasifican:

Partículas que transmiten fuerzas Componentes de la materia Nuclear fuerte Electromagnética Nuclear débil Gravitacional Quarks Leptones

Gluones

Fotones Bosones W y Z Gravitones

Unen el núcleo Unen el átomo Permiten la

desintegración Provocan la

gravedad

Top

Bottom

Charm

Strange

Up

Down

Tau

Neutrino del Tau

Muón

Neutrino del Muón

Electrón

Neutrino del Electrón

Existe materia que no está formada por átomos - Plasma: es la forma más común de materia conocida (99% del universo conocido). Es un conjunto de

partículas (iónicas o neutras) que no se comportan de forma individual sino colectiva. Se le conoce como el cuarto estado de la materia

- Condensado: si los átomos de un gas se enfrían muchísimo están en el mismo estado cuántico (son idénticos) pierden su identidad individual y se convierten en una estructura parecida a un superátomo

6. DISTRIBUCIÓN ELECTRÓNICA Es el modo en que se sitúan los electrones dentro de los orbitales atómicos. Se colocan en capas en función del n, a los situados en la capa más alta se les denomina electrones de valencia, ya que son los que el átomo va a utilizar para unirse a otros átomos. a) Para colocar los electrones se aplican tres principios. - Principio de exclusión de Pauli en un mismo átomo no puede haber 2 electrones con los 4 números cuánticos iguales, por lo tanto en cada orbital debe haber como máximo 2. - Principio de mínima energía. Los electrones se colocan en los orbitales disponibles de menor energía. La energía será menor cuanto menor sea su n + l y en caso de ser iguales el de menor n. De aquí surge el Diagrama de Moeller


- Regla de Hund. Cuando haya varios orbitales de igual Energía la configuración más favorable es la que permite el mayor desapareamiento en los electrones. Usando diagramas de orbital Si se cumplen estos tres principios se sigue la regla de la Aufbau Cuando un átomo está excitado sus electrones no cumplen la regla de la Aufbau. b) Existen unas configuraciones electrónicas especialmente estables - Gases nobles, sus configuraciones s2p6 son muy estables así como 1s2 - Capas semillenas p3, d5, f7 Por eso algunos átomos cambian la posición de algún electrón para conseguir una estabilidad adicional y eso justifica alguna de sus valencias aparentemente ilógicas Puede ocurrir en: la ionización: Mn es 4s23d5 y el Mn2+ no es 4s23d3 sino 3d5, Fe es 4s23d6 y el Fe2+ es 4s13d5 o en estado neutro: Cr no es 4s23d4 sino 4s’3d5 lo mismo los de su grupo, Cu no es 4s23d9 sino 4s13d10 c) Los números de oxidación se pueden justificar con la configuración de electrones.

d) Relación entre la posición en la tabla y la distribución electrónica Período: coincide con la capa (n) más alta en la que hay electrones Grupo: el lugar donde entra el último electrón.

7. CLASIFICACIÓN DE LOS ELEMENTOS QUÍMICOS - Grecia Clásica: 4 elementos (Tierra, aire, agua, fuego) (Empédocles). Aristóteles añade un quinto elemento. - Edad Media: los alquimistas aumentan la lista de elementos en su intento de búsqueda de la piedra filosofal. - XVII Boyle: diferencia elemento de compuesto; eso hace aumentar el número de estos. - XIX Berzelius clasificó loselementos en metales y no metales en función de sus propiedades - XIX: Döbereiner Triadas, la Mat. del segundo es más o menos la mitad de los otros dos, y las propiedades químicas también. - XIX Chancourtois distribuyó los elementos en forma de hélice a lo largo de un cilindro, según sus masas atómicas crecientes. SE denominó tornillo telúrico y loe elementos análogos estaban en la misma vertical - XIX Newlands: ordena por Mat crecientes cada 8 se repetirá una secuencia de propiedades. - XIX Mendeleyev y Meyer por separado usan tanto propiedades químicas como Mat y las relacionan entre sí, clasificación en 12 filas y 8 columnas dejando huecos para elementos no conocidos. - XX Moseley analizando emisiones de rayos X ordenó los elementos y les dio los números atómicos que resultaron estar relacionados con la estructura nuclear. - XX Werner: hace una tabla casi como la actual columnas o grupos con elementos de propiedades similares y filas o períodos con elementos de distribución electrónica similar en la capa de valencia ( se está llenando esta) Los grupos se nombran del 1 al 18. Divididos (alcalinos, alcalinotérreos, transición, transición interna, boroideos, carbonoideos, nitrogenoideos, anfigenos, halógenos, gases nobles) Los periodos del 1 al 7. Tres tipos de elementos:

- metales: ocupan casi toda la tabla - no metales: situados a la derecha - semimetales: se encuentran en la división entre los otros tipos

El hidrógeno por configuración debería ir en el grupo 1, pero como con un solo electrón consigue la configuración de gas noble He se le coloca en el 17 Según la configuración electrónica se pueden establecer tres zonas en la tabla:

- elementos representativos: el último electrón está en un orbital s o p - elementos de transición: el último electrón está en un orbital d - elementos de transición interna: el último electrón está en un orbital f


8. PROPIEDADES PERIÓDICAS

Son aquellas cuyo valor cualitativo se puede prever en función de la posición que ocupa un elemento en la tabla periódica. Dependen de:

- Carga del núcleo: Z atracción sobre los e- - Efecto pantalla: debido a los e- de capas inferiores los e- de la capa de valencia son repelidos,

contrarrestando el efecto de atracción del núcleo El resultado de ambos efectos se denomina carga nuclear efectiva. Todas las fuerzas que intervienen son de tipo electrostático

- Capa de valencia: cuanto más alejada esté del núcleo menor atracción sufrirán los e-

a) Radio atómico Distancia entre el núcleo y el electrón más externo. Mitad de la distancia entre dos átomos unidos por un enlace covalente. Varía:

• En un periodo hacia la derecha disminuye porque aumenta la carga nuclear (Z), el efecto pantalla casi no varía y estamos en la misma capa de valencia (Mator Fe)

• En un grupo hacia arriba disminuye porque la carga nuclear es menor (Z), el efecto pantalla es menor (menos e-), la capa de valencia disminuye (r) (mayor Fe)

b) Radio iónico: Tengo que diferenciar entre aniones y cationes • Cationes pierden e- de la capa de valencia, el resto están más atraídos ⇒ disminuye respecto al radio

atómico (variará igual) • Aniones ganan e- en la capa de valencia, el resto menos atraídos ⇒ aumenta respecto al radio atómico

(efecto pantalla) c) Energía de ionización. Potencial de ionización EI

Es la energía que hay que dar a un átomo en estado gaseoso para arrancar un e- de su capa de valencia. Según el número de e- arrancado existen varios EI (1º, 2º, 3º)

• Periodo: aumenta hacia la derecha, hay mayor carga nuclear (Z), el efecto pantalla casi no influye (mismo orbital), la capa de valencia (r) no varía, los e– están más atraídos luego cuesta más arrancarlos

• Grupo: aumenta hacia arriba, la carga nuclear disminuye (Z), el efecto pantalla disminuye, la capa de valencia más cerca (r), los e- más atraídos luego cuesta más arrancarlos


d) Afinidad electrónica AE Es la energía que libera un átomo en estado gaseoso cuando capta un e- Según el número de e- captados existen 1ª, 2ª, 3ª

• Periodo: aumenta hacia la derecha, hay mayor carga nuclear (Z), efecto pantalla y capa de valencia apenas influyen

• Grupo: aumenta hacia arriba, disminuye el efecto pantalla y la capa de valencia está más cerca (r) e) Electronegatividad eng

Es la tendencia de un átomo para atraer hacia sí el par de electrones de un enlace covalente. Mulliken propuso calcularla como la media de AE y EI, varia como estas. La diferencia de eng entre los átomos de un enlace va a producir la polaridad del enlace. Pauling establece una escala de 1 a 4.

f) Carácter metálico Los metales tienden a actuar como cationes (perder e-, poca EI) poca tendencia a captarlos para que se muevan libres (enlace metálico). Varía al revés que la AE

g) Número de oxidación Es el número de cargas que tendría una molécula si todos sus enlaces fueran iónicos. Depende de la estructura de la capa de valencia. Por grupos tienen los mismos números de oxidación Grupo 1 2 13 14 15 16 17 Distribución ns1 ns2 ns3np1 ns3np2 ns3np3 ns3np4 ns3np5

Tendencia del nº ox + 1 + 2 + 3 + - 4 - 3 - 2 -1 Se deduce a partir de los electrones que puede ganar o perder para conseguir configuraciones electrónicas estables o semiestables

h) Acidez Ácido es una sustancia capaz de aceptar un par de e-, por lo tanto son más ácidos aquellos átomos que tienen mayor eng

TEMA 2 ENLACE QUÍMICO Y PROPIEDADES DE LAS SUSTANCIAS Los átomos se acercan para conseguir un mínimo de energía potencial, que corresponde a una distancia concreta. Cuando esto ocurre podemos definir como magnitudes características del enlace:

- Longitud de enlace: en la distancia a la cual esa energía es mínima. No es una distancia fija, sino un punto alrededor del cual vibran.

- Energía de enlace: es ese valor mínimo de energía, es de signo negativo por ser menor que el valor cuando están de forma independiente los átomos. Esta energía se desprende al producirse el enlace y se debe gastar para romperlo.

- Ángulo de enlace (en el covalente) determina la geometría espacial - Polaridad del enlace (en el covalente) aparecen cargas parciales en los átomos

Existen dos tipos de enlaces químicos en la materia: a) Los que se dan entre átomos de la misma estructura molecular se denominan intramoleculares b) Los que se dan entre átomos de diferentes estructuras moleculares de denominan intermoleculares

A) ENLACES INTRAMOLECULARES 1. CONCEPTO En la naturaleza casi no existen átomos aislados (gases nobles) sino átomos unidos que forman estructuras denominadas moléculas, más estables que los átomos que las forman por separado. Existen fuerzas intramoleculares que mantienen unidos a esos átomos en una estructura molecular o cristal y fuerzas intermoleculares que mantienen unidas a distintas moléculas entre sí (formando redes moleculares) Enlace químico es el conjunto de fuerzas que mantienen unidos a los átomos y moléculas.


1.1 ENERGÍA Y DISTANCIA DE ENLACE E El enlace implica fuerzas de tipo electrostático, atracciones y repulsiones, la energía de enlace es el resultado de las energías de atracción y repulsión que se producen entre los átomos que forman el enlace. En una molécula A-B la atracción se produce entre el núcleo del átomo A y los e- del B y e- del A núcleo del B La repulsión se produce entre los núcleos de A y B y los r electrones de A y B La repulsión se manifiesta sobre todo a distancias cortas (es positiva porque se opone al enlace) La atracción se manifiesta sobre todo a distancias cortas (es negativa porque favorece al enlace) La curva de Morse (dcha) nos indica cómo varía la energía con la distancia entre los átomos, aparece un mínimo de energía que corresponde con la distancia ideal del enlace entre esos átomos. 1.2 ELECTRONEGATIVIDAD Y TIPO DE ENLACE La electronegatividad determina cual de los átomos del enlace tiene mayor tendencia a captar los electrones que intervienen en el enlace. Tres posibilidades:

• Si ambos tienen eng muy diferentes uno se lleva los e- y otro los pierde, dándose un enlace iónico • Si ambos tienen eng parecidas los e- del enlace se comparten, aunque estén más tiempo cerca del

átomo más eng, dándose un enlace covalente • Si tienen poca eng ceden los e- de la capa de valencia y los cationes que se forman se estabilizan

con los e- liberados, dándose un enlace metálico

1.3 TEORÍA DE LEWIS Consiste en representar un átomo con sus electrones de la capa de valencia alrededor. Según los átomos ganen, pierdan o compartan e- para conseguir la configuración electrónica del gas noble más próximo represento la molécula y los enlaces ( se cumple la regla de octeto excepto en el caso de los próximos al He) 2. ENLACE IÓNICO El átomo más eng (normalmente un no metal) forma aniones para estabilizarse con el menos eng (más electropositivo, generalmente un metal) forma cationes. El enlace realmente no existe, sino que lo que se produce es una atracción electrostática entre aniones y cationes, sin existir unión física. Este enlace está favorecido por:

- una gran diferencia de electrogatividades - carga pequeña de los iones - un catión grande y un anión pequeño

2.1 TEORÍA DE LEWIS APLICADA AL ENLACE IÓNICO Represento los e- de la capa de valencia que quedan después de ganar o perder e-, junto con la carga del átomo. Si no quedan e- en la capa de valencia (por haberlos perdido) no se pone ninguno 2.2 ESTUDIO ENERGÉTICO DEL ENLACE IÓNICO. CICLO DE BORN HABER Se consideran energías positivas a las que recibe el sistema y negativas a las que cede. El ciclo de Born-Haber estudia todos los procesos energéticos molares que tienen lugar cuando se produce un enlace iónico a partir de los elementos que lo producen es su estado fundamental. El enlace se produce entre los iones en estado gaseoso y se desprende un energía denominada reticular (UR). El ciclo consiste en describir todos los pasos energéticos necesarios para llegar a esos iones (disociaciones, sublimaciones, evaporaciones, ionizaciones (AE, PI))


Como la energía es una magnitud conservativa, la variación energética por uno de los caminos del ciclo es igual a la variación por el otro camino, así: Hf = Es + ½ Ed + PI + AE + UR las únicas energías negativas son AE y UR 2.3 ESTRUCTURA DE LOS CRISTALES IÓNICOS Los iones de los compuestos iónicos se ordenan formando una red cristalina que se manifiesta a nivel macroscópico. Consiste en una repetición 3D de una estructura básica llamada celda unidad, por lo tanto la fórmula química de los compuestos iónicos es la de esa celda unidad. Existen distintos tipos de redes, la más sencilla es la red cúbica. Las redes buscan la máxima separación entre iones del mismo signo que sea permitida por el tamaño de esos mismos iones. Se llama índice de coordinación al número de iones de signo contrario que rodean a un ión dado. Su valor es una característica de la red.

Índice coordinación red Geometría 2 Lineal

3 Triangular

4 Tetraédrica

6 Octaédrica

8 Cúbica


2.4 CÁLCULO MATEMÁTICO DE LA ENERGÍA RETICULAR Existe una fórmula matemática que permite calcular de forma aproximada la energía reticular: UR = NA k (QA QC / re) A (1 – 1/n) Siendo QA Y QC las cargas del anión y del catión respectivamente, A la cte de Madelung, n el factor de comprensibilidad de Born-Landé, k la cte de Coulomb. Según esto vemos que la energía reticular aumenta con la carga de los iones y disminuye con el tamaño de los mismos (distancia de enlace). Podemos deducir cómo son y varían propiedades de los compuestos iónicos: Una mayor energía reticular implica una mayor temperatura de fusión Para disolver un compuesto hay que romper la red, por lo tanto una mayor energía reticular implica menor solubilidad 2.5 FACTORES QUE AFECTAN A LA FORTALEZA DEL ENLACE La fortaleza del enlace iónico depende de lo estable y compacta que sea la red cristalina. Los factores que influyen son:

• Cargas iónicas: más estable cuanto menor sea la carga de sus iones porque hay que gastar mucha energía para arrancar e-

• Tamaño de los iones: más estable cuanto más parecidos sean el anión y el catión • Diferencia de eng: más estable cuanto mayor sea

Los compuestos iónicos no forman moléculas, sus fórmulas químicas son realmente fórmulas empíricas, no moleculares 2.6 PROPIEDADES DE LOS COMPUESTOS IÓNICOS Son una consecuencia de las redes cristalinas

- Sólidos a temperatura ambiente, hace falta bastante energía para romper la red - Solubles en disolventes polares: para ello hay que romper la red cristalina. Las moléculas polares

del disolvente crean fuerzas que compensan a las de atracción entre iones y se produce la disolución ( la energía implicada en este proceso se denomina de solvatación)

- No conducen la electricidad en estado sólido, pero sí disueltos o fundidos porque la rigidez de la estructura reticular impide el movimiento de los iones (conductores de 2ª especie)

- Son duros y frágiles. Para rayar un cristal hay que romper la red cristalina y es difícil. Son frágiles porque se pueden desplazar los iones y mantener la estabilidad hasta que se produzca una repulsión y aparezca la fractura.

3. ENLACE COVALENTE Se produce cuando se unen átomos de eng altas y parecidas. Se obtienen mediante este enlace sustancias covalentes moleculares, entre ellas pueden aparecer fuerzas de tipo intermolecular o crearse un número indefinido de enlaces covalentes y producir cristales covalentes. 3.1 TEORÍA DE LEWIS APLICADA AL ENLACE COVALENTE Se cumple la regla del octeto mediante compartición de electrones Para representar las estructuras de Lewis: • Coloco los e- de la capa de valencia alrededor del átomo • Para dibujar la molécula:

o Escribo el compuesto dividido en sus iones (si hace falta) o Se sitúa el átomo que existe en menor número como átomo central que soporta los enlaces o Combino los e- para conseguir octetos (se obtienen pares de e- enlazantes) o Coloco los e- que no intervienen en el enlace (se obtienen pares no enlazantes) o Determino la carga formal de cada átomo, para ello resto el número de e- que aporta el átomo a la

estructura una vez enlazado del número de e- que tenía originalmente en su capa de valencia (cada átomo del enlace aporta un electrón). La suma de las cargas formales es la carga neta del compuesto


3.2 CASOS ESPECIALES - Enlaces múltiples: comparten más de un e- (dobles, triples) - Octetos incompletos: cuando los e- de la capa de valencia no permiten crear más enlaces (B, Al, Ga, In, Ta) 6 electrones, Be 4 electrones - Octetos ampliados: los presentan átomos que tienen orbitales d vacíos cercanos a la capa de valencia ( a partir de n=3), se amplía a 10 o a 12 e- - Nº impar de e-: lo realiza el N (NO), se forman radicales, les falta un e- para completar el octeto, son inestables y muy reactivos - Enlace coordinado o dativo: los e- del enlace son aportados únicamente por uno de los átomos, este átomo tiene que tener pares de e- no enlazantes (se denomina dador). Estos enlaces se representan mediante una flecha. - Estructuras resonantes. Enlaces deslocalizados: Una misma estructura se puede reprentar de varias formas, todas ellas estables. La especie presenta un híbrido de resonancia. Existirán e- deslocalizados que se pueden mover de un lado a otro. 3.3 TRPECV (TEORÍA DE REPULSIÓN DE LOS PARES DE e- DE LA CAPA DE VALENCIA) Sirve para deducir geometrías y polaridades de estructuras covalentes. Se basa en el análisis de la capa de valencia para explicar los enlaces (Lewis). Los pares de e- de la capa de valencia se sitúan lo más alejado posible unos de otros de tal forma que sus repulsiones sean mínimas. Según los pares de e- enlazantes (PE) y no enlazantes (PS): El número total de pares de electrones que tiene cada átomo que soporta en enlace se obtiene del la suma del PS y los PE y corresponden a los del átomo central que es sobre el cual definimos la geometría de la molécula. De esta forma

• Si la suma PS + PE es menor de 4, el enlace corresponde con un octeto incompleto • Si la suma PS + PE es 4 corresponde a un octeto de Lewis • Si la suma PS + PE es mayor de 4, el enlace corresponde a un octeto ampliado

Los ángulos de los enlaces se modifican debido a las repulsiones de pares de e- que son mayores PS-PS > PS-PE > PE-PE. Los dobles y triples enlaces cuentan como un único enlace a la hora de contar los pares de e- enlazantes.


3.4 POLARIDAD MOLECULAR Aparece en los enlaces covalentes de átomos con distinta eng, se crean densidades de carga (cargas parciales δ- en el átomo más eng y δ+ en el menos eng) El valor de la polaridad se mide mediante el momento dipolar µ = δ qe r , siendo r la distancia entre átomos y qe la carga del e-. DE esta forma mediremos la polaridad de un enlace, pero si miramos todos los enlaces de la molécula, y teniendo en cuenta que el momento dipolar es una magnitud vectorial, hablaremos de polaridad de la molécula. Esta se calcula gráfica y matemáticamente como la suma vectorial de la polaridad de los distintos enlaces: µ (molécula) = Σ µ (enlaces)


3.4 TEORÍA DEL ENLACE DE VALENCIA (TEV) Modelo propuesto por Pauling (se basa en el análisis de la capa de valencia) Para que se produzca un enlace los átomos que se unen tienen que tener al menos un orbital con electrones desapareados (spin no neutro) que son los que dan lugar al enlace. Al aproximarse esos orbitales se produce una superposición (solapamiento) de los mismos, que implica un apareamiento de los e-. Para que la superposición sea efectiva los orbitales han de tener un tamaño comparable y una orientación espacial adecuada. Se pueden producir dos tipos de solapamiento:

• Enlace σ : se forma por solapamientos frontales, son muy estables porque se producen menos repulsiones entre núcleos atómicos (están alejados)

• Enlace π : Se forma por solapamientos laterales, se producen si ya ha habido un σ, son menos fuertes ya que hace falta que los núcleos se acerquen más (mayor repulsión). Producen dobles y triples enlaces.

Gráficamente se explican los solapamientos tanto de orbitales hibridados como no hibridados mediante la nubes de probabilidad del modelo mecanocuántico:

Se explican mediante los diagramas de cajas donde se representan los e- de la capa de valencia En definitiva un átomo podrá dar tantos enlaces como electrones desapareados tenga La geometría de la molécula depende de la de los orbitales que se solapen 3.5 HIBRIDACIÓN DE ORBITALES ATÓMICOS Toma como punto de partida la TEV, se crea para explicar enlaces, geometrías y polaridades inexplicables como la del CH4 (2 enlaces), H2O (2 enlaces), NH3 (3 enlaces formando una pirámide triangular), ya que los ángulos de enlace teóricos no coinciden con los medidos experimentalmente mediante difracción de rayos X (tetraedros todos). OJO: LA TRPECV SI LOS DEDUCE

• Un orbital híbrido es el resultado de la combinación de orbitales atómicos de la capa de valencia. • Se forman tantos híbridos como orbitales atómicos se combinen • Todos los híbridos obtenidos están despareados y se comportan según la TEV de Pauling


Posibles hibridaciones (dependen de los orbitales que se combinen, el superíndice indica cuantos lo hacen) sp, sp2, sp3, sp3d, sp3d2, sp3d3 (estas últimas solo en átomos cuyos orbitales d estén cerca de los orbitales con e-) Las características del híbrido obtenido son las que corresponden por porcentaje de participación de cada tipo de orbital. Se explican mediante los diagramas de cajas donde se representan los e- de la capa de valencia Las características geométricas son las siguientes: Gráficamente se explican los solapamientos tanto de orbitales hibridados como no hibridados mediante la nubes de probabilidad del modelo mecanocuántico y se explican los solapamientos tanto de orbitales hibridados como no hibridados mediante la nubes de probabilidad del modelo mecanocuántico: Hibridación

Geometría Representación

sp Lineal

sp2 Triangular

sp3 Tetraédrica

sp3d Bipirámide

triangular

sp3d2 Octaedro

sp3d3

Bipirámide pentagonal

Un caso importante es el del carbono que siempre aparece hibridado, de tal forma que si solamente tienen enlaces simples su hibridación es sp3, si tiene un doble enlace es sp2 y si tiene dos dobles enlaces o un triple es sp 3.6 SÓLIDOS COVALENTES (dan redes covalentes) Sustancias covalentes moleculares suponen la repetición de una unidad y se denominan sólidos covalentes, se une un número de átomos que depende de la cantidad de sustancia:

- Diamante: C tridimensional con hibridación sp3 - Grafito: C formando planos con e- π que unen esos planos con hibridación sp2 - Sílice: SiO2 con Si con hibridación sp


3.7 PROPIEDADES DE LAS SUSTANCIAS COVALENTES * Estado: redes covalentes tienen elevado punto de fusión (son sólidas diamante, grafito, sílice), las moleculas covalentes presentan diferentes estados en función de las fuerzas intermoleculares que haya entre ellas. En todos los casos la Tf son inferiores a las de los compuestos iónicos y metálicos * Las sustancias covalentes son solubles en disolventes polares las polares y apolares las apolares * No conducen la corriente eléctrica si no son polares * Las sustancias covalentes moleculares son blandas y elásticas 4 ENLACE METÁLICO Se combinan átomos con eng parecidas y bajas (metales) normalmente se unen átomos del mismo elemento Existen dos teorías principales que explican el enlace metálico: la de la nube electrónica y la de Orbitales Moleculares (OM) 4.1 TEORÍA DE LA NUBE ELECTRÓNICA (MAR DE ELECTRONES) Los átomos que se enlazan liberan sus e- de la capa de valencia y los átomos positivos se unen entre sí formando una red metálica estando estabilizados eléctricamente por las cargas de los e- que se han quedado formando una nube, dentro de la cual se mueven libremente 4.2 TEORÍA DE ORBITALES MOLECULARES Al acercarse los átomos, los orbitales atómicos de energías semejantes se solapan y combinan formando unos orbitales nuevos denominados orbitales moleculares. 2 OA dan 2 OM uno de ellos de menor energía que los OA denominado enlazante (más estable) y otro de mayor energía que los OA denominado antienlazante se indica con un * (menos estable), en ellos se colocan los e- siguiendo el principio de Aufbau. Esta teoría se creó para explicar los enlaces covalentes.

La principal diferencia de la Teoría de Enlace de Valencia y Orbitales Moleculares es que la primera usa solamente los electrones de la capa de valencia para explicar el enlace, y la segunda usa todos los del átomo. Como en los metales se combina un nº muy elevado de átomos, se combinan muchos OA y se obtienen muchos OM semejantes de tal forma que se obtienen bandas de energía. Existen dos tipos de bandas:

- Bandas de valencia: la última donde hay colocados electrones - Bandas de conducción: la primera donde no hay electrones


Según la separación de estas bandas los materiales son aislantes (muy separadas), conductores (muy juntas) o semiconductores (ligeramente separadas) 4.3 PROPIEDADES DE LOS METALES Son consecuencia del tipo de enlace

• Son sólidos a temperatura ambiente excepto el mercurio • Conducen la corriente eléctrica (existen e- libres: conductores de 1ª especie) y el calor los átomos

se pueden mover porque la estructura es muy estable • Son dúctiles y maleables, se pueden desplazar los núcleos en la red metálica y esta sigue siendo

estable • No existen es estado puro en la naturaleza, son muy reactivos • Presentan brillo debido a la absorción emisión de la luz

B) ENLACES INTERMOLECULARES Mantienen unidas las moléculas de las sustancias covalentes, permitiendo que estas aparezcan en estado sólido o líquido (cuando deberían ser gases), o que se disuelvan en otras sustancias. En general son mucho más débiles que los enlaces intramoleculares. Por orden de intensidad: 1. ION – DIPOLO Aparecen entre un compuesto polar (disolvente) y un compuesto iónico. La δ – rodea al catión y la δ+ rodea al anión. Si estas fuerzas compensan a las iónicas que mantienen la red cristalina los iones pasan a la disolución (se disuelve el compuesto iónico). Desde el punto de vista energético en el proceso de disolución interviene la energía de solvatación. El compuesto se disuelve si esta es mayor que la energía reticular. 2. ENLACE DE HIDRÓGENO (PUENTES DE HIDRÓGENO) Aparecen cuando las moléculas son polares y contienen H y algún elemento de los grupos 15, 16 y 17 (átomos muy eng y pequeños). Modifican Mucho los puntos de fusión y ebullición (por eso el agua es líquida) 3. DIPOLO - DIPOLO Aparecen cuando las moléculas son polares, la aparición de las δ+ y δ - , estas densidades provocan la aparición de fuerzas de tipo electrostático. 4. ION – DIPOLO INDUCIDO Semejante a la anterior, solamente que es mayor porque el ión tiene mayor capacidad polarizante que una molécula polar. 5. DIPOLO – DIPOLO INDUCIDO Aparecen cuando se mezcla una sustancia polar con una apolar. La primera provoca la redistribución de cargas en la segunda. Esta fuerza es la responsable de que se disuelvan sustancias apolares en disolventes polares. 6. DIPOLO INSTANTÁNEO – DIPOLO INDUCIDO (FUERZAS DE LONDON O DE DISPERSIÓN) El movimiento al azar de los electrones en una molécula apolar puede originar densidades de carga instantáneas que a su vez inducen en otra molécula contigua apolar. Existen en todas las moléculas.


FORMULACIÓN INORGÁNICA Valencia: capacidad que tiene un elemento de combinarse con otros, se toma como referencia el hidrógeno al que se le da valor uno En los compuestos iónicos coincide con la carga En los compuestos covalentes coincide con los electrones que puede compartir (covalencia) Número de oxidación: es la carga que tendría si dicha especie estuviese constituida por iones. Para sacarla hay que seguir una serie de reglas:

- En un elemento el estado de oxidación es cero - En un ión coincide con la carga - En una molécula neutra la suma de los números de oxidación multiplicada por el número de

átomos es cero - Siempre se coloca el elemento de número de oxidación positivo a la izquierda en la fórmula y el

negativo a la derecha ( también si es un ión complejo)

Tabla de números de oxidación (valencias):

NO METALES

H ( hidrógeno) 1 F (flúor)

Cl (cloro) Br (bromo)

I (yodo)

1, 3, 5, 7

- 1

O (oxígeno) S (azufre)

Se (selenio) Te (teluro)

2, 4, 6

- 2

N (nitrógeno) 1, 2, 3, 4, 5 P (fósforo) 1, 3, 5

As (arsénico Sb (antimonio) Bi (bismuto)

3, 5

B (boro) 3

- 3

C (carbono) 2, 4 Si (silicio) 4

- 4

El nitrógeno forma óxidos y ácidos con los

números de oxidación 1, 3 y 5

METALES

Li (litio) Na (sodio) K (potasio) Rb (rubidio) Cs (cesio)

Fr (francio) Ag (plata)

1

Be (berilio) Mg (magnesio)

Ca (calcio) Sr (estroncio)

Ba (bario) Ra (radio) Zn (cinc)

Cd (cadmio)

2

Cu (cobre) Hg (mercurio)

1, 2

Al (aluminio) 3 Au (oro) 1, 3

Fe (hierro) Co (cobalto) Ni (níquel)

2, 3

Sn (estaño) Pb (plomo) Pt (platino) Pd (paladio)

2, 4

Cr (cromo) 2, 3 tern (6) Mn (manganeso) 2, 4 tern (6, 7)


Reglas para determinar el nº de oxidación:

a) Los átomos aislados tienen nº de oxidación cero b) Se escribe en primer lugar el átomo positivo (a la izquierda en la fórmula química) c) En toda molécula la suma de los nº de oxidación de todos los átomos enlazados es cero (mismo nº de

positivas que de negativas) d) El oxígeno actúa siempre con nº ox 2- excepto en los peroxidos en los que actúa aparentemente con

1- y con el F con el que usa 2+ (El F es el más eng) e) El H con los metales actúa con 1- y con los no metales con 1+ f) Los no metales suelen tener nº ox negativo (muy eng) g) Los metales suelen tener nº ox positivo (poco eng) h) Los no metales son positivos cuando se juntan con el oxígeno (excepto el F) i) Cuando un no metal se combina con un metal el primero lo hace con el menor nº de ox posible (los

que tienen nº ox negativo solamente tienen uno, no así los positivos) j) Los nº ox son como máximo iguales a los electrones de valencia del átomo que se enlaza Con estas reglas puedo sacar cualquier nº de ox a partir de una fórmula química A) COMPUESTOS BINARIOS 1. HIDRUROS METÁLICOS: (enlace iónico) El hidrógeno usa el número de oxidación -1 (se coloca a la derecha) SISTEMÁTICA (IUPAC) Se utilizan prefijos que indican el número de átomos: mono, di, tri, tetra, penta, exa, hepta, delante de la palabra hidruro, seguido de la preposición de y el nombre del metal STOCK Comienza por Hidruro de, el nombre del metal y entre paréntesis su valencia en números romanos en el caso de que ese elemento pueda tener más de una diferente TRADICIONAL Hidruro y el nombre del metal (ojo con las raíces latinas *) con la terminación y prefijo (en su caso) que corresponda en función de las posibles valencias que pueda tener el metal: **

Una - ico Mayor - ico Dos Menor - oso Mayor - ico

Intermedia - oso

Tres Menor Hipo- - oso Mayor Per- - ico

Segunda - ico Tercera - oso

Cuatro

Menor Hipo- - oso

Algunos hidruros tienen en esta nomenclatura nombres propios usados comúnmente:

NH3 Amoníaco PH3 Fosfina

AsH3 Arsina SbH3 Estibina CH4 Metano SiH4 Silano BH3 Borano B2H6 Diborano

2. HIDRUROS NO METÁLICOS (HALUROS)(enlace covalente, excepto disueltos en agua) El hidrógeno actúa con número de oxidación 1 (se coloca a la izquierda) Las tres nomenclaturas son iguales: Se nombra el no metal, usando la raíz de su nombre terminada en uro (ojo con los que usan su nombre latino) y se añade de hidrógeno * Raíces latinas: S Sulfur- en vez de Azuf- Fe Ferr- en vez de Hierr- Cu Cupr- en vez de Cobr- Ag Argent- en vez de Plat-

Sn Stann- en vez de Estañ- Au Aur- en vez de Or- Pb Plumb- en vez de Plom-


En la nomenclatura tradicional cuando los haluros están disueltos en agua, se comportan como compuestos ácidos y se les nombra como antes o como ácido seguido de la raíz del no metal terminada en hídrico ( de hidros ( agua)) 3. ÓXIDOS Y PERÓXIDOS (covalente e iónico) El oxígeno actúa con número de oxidación -2 y aparentemente -1 (aniones O2- y O2

2- ) respectivamente, luego aparece escrito a la derecha 3.1 ÓXIDOS SISTEMÁTICA (IUPAC) Se utilizan prefijos que indican el número de átomos: mono, di, tri, tetra, penta, exa, hepta, delante de la palabra óxido, seguido de la preposición de y el nombre del metal o no metal precedido de el prefijo que indica el número de átomos excepto si es uno STOCK Comienza por Óxido de, el nombre del metal o no metal y entre paréntesis su valencia en números romanos en el caso de que ese elemento pueda tener más de una diferente TRADICIONAL Óxido y el nombre del metal o no metal (ojo con las raíces latinas *) con la terminación y prefijo (en su caso) que corresponda en función de las posibles valencias ** que pueda tener este metal o no metal (como en la tabla anterior) Los óxidos de no metales se pueden nombrar usando el término anhídrido en vez del término óxido 3.2 PERÓXIDOS NO SE PUEDE SIMPLIFICAR LA FÓRMULA SISTEMÁTICA (IUPAC) Se utilizan prefijos que indican el número de átomos: mono, di, tri, tetra, penta, exa, hepta, delante de la palabra óxido, seguido de la preposición de y el nombre del metal o no metal precedido de el prefijo que indica el número de átomos excepto si es uno STOCK Comienza por Peróxido de, el nombre del metal o no metal y entre paréntesis su valencia en números romanos en el caso de que ese elemento pueda tener más de una diferente TRADICIONAL Peróxido y el nombre del metal o no metal (ojo con las raíces latinas *) con la terminación y prefijo (en su caso) que corresponda en función de las posibles valencias ** que pueda tener este metal o no metal (como en la tabla anterior) 4. SALES BINARIAS (iónico) Son combinaciones entre un metal y un no metal o entre dos no metales, en el caso de dos no metales el más electronegativo es el que se coloca a la derecha. El metal actúa con número valencia positiva (aparece escrito a la izquierda) y el no metal actúa con valencia negativa (aparece escrito a la derecha) SISTEMÁTICA (IUPAC) Se utilizan prefijos que indican el número de átomos: mono, di, tri, tetra, penta, exa, hepta, delante del la raíz del nombre del no metal (ojo con las raíces latinas*) terminado en uro, seguido de la preposición de y el nombre del metal o no metal precedido de el prefijo que indica el número de átomos excepto si es uno STOCK Comienza por la raíz del nombre del no metal (ojo con las raíces latinas*) terminado en uro, la preposición de, el nombre del metal o no metal y entre paréntesis su valencia en números romanos en el caso de que ese elemento pueda tener más de una diferente TRADICIONAL Comienza por la raíz del nombre del no metal (ojo con las raíces latinas*) terminado en uro y el nombre del metal o no metal (ojo con las raíces latinas *) con la terminación y prefijo (en su caso) que corresponda en función de las posibles valencias ** que pueda tener este metal o no metal (como en la tabla anterior)


B) COMPUESTOS TERNARIOS (todos iónicos, sus aniones tienen enlaces covalentes) 1. HIDRÓXIDOS: Formados por un metal (se escribe a la izquierda) y el grupo OH- (se escribe a la derecha), en disolución acuosa liberan este grupo OH- y actúan como bases. A la hora de formular “podríamos considerar” a ese grupo OH como si fuera un átomo, así los manejo como “binarios” Nomenclatura: SISTEMÁTICA (IUPAC) Se utilizan prefijos que indican el número de grupos OH- : mono, di, tri, tetra, penta, exa, hepta, delante de la palabra hidróxido, seguido de la preposición de y el nombre del metal STOCK Comienza por Hidróxido de, el nombre del metal y entre paréntesis su valencia en números romanos en el caso de que ese elemento pueda tener más de una diferente TRADICIONAL Hidróxido y el nombre del metal (ojo con las raíces latinas *) con la terminación y prefijo (en su caso) que corresponda en función de las posibles valencias que pueda tener el metal: ** 2. OXOÁCIDOS: (óxidos de no metales añadiendo moléculas de agua) Formados por hidrógeno (1) (se escribe a la izquierda y es el que se libera y da carácter ácido a estos compuestos) y un anión formado por un no metal y oxígeno (-2) (se escribe a la derecha) Nomenclatura: SISTEMÁTICA (IUPAC) Se utilizan prefijos que indican el número de oxígenos: mono, di, tri, tetra, penta, exa, hepta, delante de la palabra oxo, después la raíz del no metal (ojo con las raíces latinas *) terminada en ato y su valencia entre paréntesis y números romanos, se termina con de hidrógeno STOCK Comienza por ácido, prefijo que indica el número de oxígenos, oxo, después la raíz del no metal (ojo con las raíces latinas *) terminada en ico y su valencia entre paréntesis y números romanos si hace falta TRADICIONAL Ácido y el nombre del no metal (ojo con las raíces latinas *) con la terminación y prefijo (en su caso) que corresponda en función de las posibles valencias ** que pueda tener este metal o no metal Interesa conocer los nombres de algunos aniones que van a ser los más comunes SO4

2- Sulfato SO3

2- Sulfito NO3

- Nitrato NO2

- Nitrito CO3

2- Carbonato PO4

3- fosfato CrO4

2- Cromato Cr2O7

2- Dicromato MnO4

- Permanganato 3. OXISALES, SALES TERNARIAS: Se obtienen por sustitución de los hidrógenos de los oxoácidos por metales (se escriben a la izquierda y el anión formado por un no metal y oxígeno (-2) (se escribe a la derecha) Nomenclatura: SISTEMÁTICA (IUPAC) Se utilizan prefijos que indican el número de oxígenos: mono, di, tri, tetra, penta, exa, hepta, delante de la palabra oxo, después la raíz del no metal (ojo con las raíces latinas *) terminada en ato y su valencia entre paréntesis y números romanos, después de y el nombre del metal con su valencia entre paréntesis y números romanos si hace falta STOCK Y TRADICIONAL ACEPTADA


Comienza por la raíz del no metal (ojo con las raíces latinas *) cambiando las terminaciones de nomenclatura sistemática oso e ico por ito y ato respectivamente, manteniendo si hacen falta los prefijo hipo y per y a continuación el nombre del metal y su valencia entre paréntesis y números romanos si hace falta TRADICIONAL NO ACEPTADA Comienza por la raíz del no metal (ojo con las raíces latinas *) cambiando las terminaciones de nomenclatura sistemática oso e ico por ito y ato respectivamente, manteniendo si hacen falta los prefijo hipo y per y a continuación el nombre del metal (ojo con las raíces latinas *) con la terminación y prefijo (en su caso) que corresponda en función de las posibles valencias ** que pueda tener este metal o no metal


TEMA 3: TRANSFORMACIONES ENERGÉTICAS EN LAS REACCIONES QUÍMICAS. ESPONTANEIDAD DE LAS REACCIONES QUÍMICAS

1. SISTEMAS Y TRANSFORMACIONES TERMODINÁMICOS Termodinámica: parte de la física que estudia los intercambios de calor y de trabajo que acompañan a los procesos físico químicos; si estos procesos son reacciones químicas se denomina termoquímica Sistema termodinámico es una porción del universo objeto de estudio. Entorno es el resto del universo que no estudiamos. Los límites de un sistema pueden ser reales o imaginarios Según los intercambios del sistema con el entorno podemos tener tres tipos de sistemas: - Abierto: intercambia materia y energía con el entorno - Cerrado: puede intercambiar energía pero no materia - Aislado: no intercambia ni materia ni energía Fase: es una región del sistema con composición y propiedades homogéneas, puede ser sólida, líquida o gaseosa. Según el número de fases que presenta un sistema hablamos de: • Sistemas Homogéneos: si constan de una sola fase • Sistemas Heterogéneos: si constan de más de una fases 1.1 Estado de un sistema. Variables y funciones de estado Conocer el estado de un sistema es conocer su composición, situación y energía en un momento determinado. Para describirlo se usan las variables de estado: P, V, T, d... a las que dependen de la cantidad de materia se las llama extensivas y a las que no intensivas Se denominan funciones de estado a aquellas variables de estado cuyo valor solo depende del estado actual y no de como se ha llegado a él. 1.2 Transformación termodinámica. equilibrio Un sistema termodinámico está en equilibrio cuando se cumplen simultáneamente tres equilibrios: • Equilibrio químico: su composición no varía con el tiempo • Equilibrio mecánico: No hay movimiento macroscópico • Equilibrio térmico: la temperatura es la misma en todo el sistema Una transformación es cualquier variación en el estado de un sistema. Atendiendo a como se produce la transformación tenemos dos tipos: - Reversibles: si se realizan a través de una serie continua de estados de equilibrio, proceso

extremadamente lento - Irreversibles: mientras dura la transformación el sistema no está en equilibrio Las reversibles pueden invertir el proceso, las irreversibles no Todas las transformaciones espontáneas en el universo son irreversibles. Según qué propiedades cambien existe una clasificación: • Adiabáticas: si no se transfiere calor entre el sistema y el entorno • Isotérmicas: cuando no varía la temperatura del sistema • Isóbaras: cuando no hay variación de presión • Isócoras: cuando no hay variación de volumen 1.3 Trabajo mecánico de expansión-compresión de un gas Muchas reacciones químicas son gaseosas y por ello es útil conocer este trabajo. Trabajando con derivadas (variaciones infinitesimales) dW= - F·dx, como p=F/S dW= - pSdx = - pdV, W= - ʃpdV , W= - p∆V Si el proceso es isóbaro El trabajo de expansión es negativo (criterio se signos IUPAC)


Si el proceso es isotermo (T=cte) sustituyo p por la ecuación de los gases: P = nRT/V, dW = -pdV dW = - nRTdV/V W = -nRTʃdV/V = -nRTln(V2/V1)=-nRTln(p1/p2) La P hay que ponerla en pascales y el volumen en m3 1.4 Intercambio de calor en un proceso El calor se puede invertir en variar de temperatura Q=mC∆T o en realizar un cambio de estado Q=mL 2. PRIMER PRINCIPIO DE LA TERMODINÁMICA Enunciado En un sistema aislado la energía se conserva En termodinámica hablamos de dos tipos de energía: calor (Q) energía transferida debido a una diferencia de temperatura y trabajo (W) cualquier otra transferencia de energía que no sea calor En termodinámica se usan dos funciones de estado para describir el sistema: energía interna y entalpía Energía interna (U) Es la energía que contienen los componentes de un sistema, es incalculable por la dificultad de medirla, pero si podemos cuantificar variaciones (esto suele ocurrir con las funciones de estado) Si tenemos un sistema que intercambia calor y trabajo (energía). Si el sistema absorbe calor para realizar un trabajo, la variación de energía interna será igual a la suma de ambos. ∆U=Q+W Criterio de signos IUPAC: Q>0 si lo absorbe el sistema, Q<0 si lo pierde el sistema. W<0 cuando lo realiza el sistema sobre el entorno, W>0 cuando el entorno lo realiza sobre el sistema. Si en el sistema estudiado el único trabajo posible fuera de expansión-compresión, los valores de la variación de energía interna son: Isotérmico (T=cte): ∆U=0 Isóbaro (p=cte): ∆U=Q + p∆V Q=Qp (Aplico luego el criterio de signos) Isócoro (V=cte, W=0): ∆U=Qv Adiabático: (Q=0) ∆U= p∆V

La mayor parte de los procesos son isóbaros (U2-U1)=Qp + p (V2-V1) Entalpía Es una función de estado, que se define como: H=U-pV En procesos isóbaros ∆H = Qp. Suele estar definida por mol, por eso se habla de entalpía molar. Nos da una idea de la energía calorífica que se absorbe o desprende en una reacción, así hablamos (teniendo en cuenta el criterio de signos) de reacciones exotérmicas como aquellas en las que ∆H<0 y endotérmicas a las que ∆H>0, ojo no dice nada de si la reacción se produce o no. Podemos trabajar con distintos tipos de entalpías en función de a qué proceso se refieran, así tendremos, por la misma razón que la energía interna que nosotros no conocemos entalpías sino variaciones: • Entalpía de reacción: (Hr) la correspondiente a una reacción química. Se puede calcular como la

diferencia entre los sumatorios de las entalpías de los productos menos las entalpías de los reactivos • Entalpía de formación: (Hf) referida a la reacción de formación de un compuesto a partir de sus

elementos en estado fundamental. Se consideran nulas las correspondientes a la formación de los elementos en su estado fundamental

• Entalpía de combustión: (Hc) la correspondiente a la reacción de combustión de una sustancia • Entalpía de enlace: energía necesaria para romper un mol de enlaces, la podemos relacionar con la

entalpía de reacción como la suma de entalpías de los enlaces rotos menos la suma de entalpías de los enlaces formados.

En todos los casos si los datos se refieren a condiciones estándar (25ºC y 1 atm, las entalpías llevan un superíndice º) Para relacionar el Qp y el Qv de la misma reacción pero en procesos en los cuales se mantienen constantes distintas variables de estado, a partir de H=U+pV, ∆H=∆U+p∆V Qp=Qv + ∆nRT, y si no hay variación en el número de moles de las sustancias gaseosas Qp=Qv (R va en unidades del SI)


3. TERMOQUÍMICA 3.1 Ecuaciones termoquímicas Es la escritura de una reacción química con la indicación del estado físico de las sustancias, con las condiciones en que se realiza e indicando la variación energética que se produce. Normalmente condiciones estándar Desde un punto de vista energético se pueden visualizar mediante los diagramas entálpicos, que también sirven para explicar los aspectos cinéticos de una reacción química. 3.2 Entalpía de reacción Es la diferencia entre las entalpías de los productos y reactivos multiplicado por el número de moles de la estequiometría: ∆HR = Σ(ni ∆Hf productos) - Σ(ni ∆Hf reactivos) Como no se puede medir la entalpía sino sus variaciones, se ha establecido un sistema de referencia mediante el cual se asigna entalpía cero para la entalpía estándar de los elementos. Y a partir de estas se sacan mediante reacciones el resto de entalpías de formación. Se miden en kJ/mol (ojo) 3.3 Ley de Hess Como la entalpía es una función de estado solamente depende su variación de los estados final e inicial, por tanto la variación global de un proceso será la misma vayamos por el camino que vayamos. Así la Ley de Hess dice que si una reacción química se puede expresar como la suma algebraica de varias reacciones, el calor de esta reacción tiene que ser igual a la suma de los calores de las reacciones parciales. 3.4 Diagramas de entalpía En ellos se representa la variación de entalpía de un proceso y la de formación de reactivos y productos. También podemos aplicar en ellos la Ley de Hess. Por ejemplo se puede aplicar a las entalpías de enlace de los enlaces moleculares, así la variación de entalpía de una reacción se puede calcular como: ∆HR = Σ(E de enlaces rotos)- Σ(E enlaces formados), suponiendo que se rompieran y formaran todos. 4. SEGUNDO PRINCIPIO DE LA TERMODINÁMICA 4.1 Procesos espontáneos y no espontáneos El primer principio no decía nada sobre si una reacción química se va a dar o no por sí sola. Prohíbe que un automóvil se mueva sin consumir energía, pero no prohíbe que una piedra que ha caído vuelva a subir por si sola, ya que mientras se conserve la energía es posible. Cuando la piedra cae transforma E en calor y trabajo, pero no se puede comunicarle el mismo calor para que mediante un trabajo vuelva a subir. Solamente es espontáneo el primer proceso. La experiencia nos dice que hay procesos espontáneos que tienen lugar sin ninguna intervención externa y procesos no espontáneos que necesitan de una intervención externa 4.2 Enunciado del segundo principio No es posible transformar totalmente el calor en trabajo, sin embargo si es posible transformar todo el trabajo en calor (siempre que transformamos una energía en otra hay pérdidas de calor)


4.3 Entropía (S) Se define por ∆S=∆Q/T Si estudiamos el universo, la variación de entropía que experimenta este será igual a la suma de la entropía del sistema más la entropía del entorno. En un proceso reversible la variación de entropía del universo es cero, lo que varía la entropía del sistema es igual y de sentido contrario que lo que varía la entropía del entorno. ∆S universo = ∆S sistema + ∆S entorno = 0 En un proceso irreversible la variación de entropía del universo es siempre positiva, el balance global entre la entropía del sistema y del entorno es positivo, no se anulan ∆S universo = ∆S sistema + ∆S entorno >0 Podemos definir por las mismas razones que la entalpía, entropías molares, entropías de reacción, entropías de formación. Por la misma razón que antes, al ser la entropía una función de estado solo podemos conocer sus variaciones. Si bien las entropías de formación de los elementos en su estado fundamental no se consideran nulas, porque se establece como referencia que la entropía cero corresponde a una sustancia a 0K (Tercer principio de la termodinámica) 4.4 Entropía y desorden Los procesos espontáneos son irreversibles y van acompañados de una aumento de desorden. Luego existe una relación entre entropía y desorden. La entropía aumenta con la temperatura y cuando se producen cambios de estado hay saltos cualitativos de entropía. 4.5 Variación de la entropía de una reacción química Es la diferencia entre las entropias de los productos y las de los reactivos multiplicadas por el número de moles de la estequiometría. 5. CRITERIOS DE ESPONTANEIDAD La tendencia de un proceso surge como la combinación de los dos primeros principios de la termodinámica • El primero indica que un sistema tiende a evolucionar hacia los estados de menor entalpía • El segundo dice que los sistemas tienden a la entropía máxima Para conjugar ambos se introducen dos nuevas funciones de estado: la función de trabajo o Energía libre de Helmholtz y la Entalpía libre o energía libre de Gibbs 5.1 Energía libre de Helmholz (A ó F)

A=U – TS Se usa esta función de estado en procesos que transcurren a T y V ctes. Se emplea igual que la energía libre de Gibbs. 5.2 Energía libre de Gibbs (G)

G= H – TS ∆G=∆ H – T∆S Se usa para procesos que transcurren a T y p ctes, o sea la mayoría. En ambas la T es absoluta. Ojo con las unidades de H y S, tienen que ser las mismas. 5.3 Variación de energía libre en una reacción química Se puede calcular como la diferencia entre las energía libres de los productos y de los reactivos, teniendo en cuenta sus coeficientes estequimétricos.


Por ser una función de estado, no podemos conocer su valor, solamente podemos medir su variación, se establece como criterio que la energía libre de todos los elementos en su estado estándar es cero a cualquier temperatura, o sea solo 1 atm Análogamente a las funciones de estado anteriores, tendremos también una energía libre de formación. 5.4 Condiciones de equilibrio y de espontaneidad La variación de la energía libre de Helmholz y la de Gibbs, proporciona criterio para deducir la espontaneidad de una reacción, así • Equilibrio si ∆G=0, o ∆F=0 • Espontáneo si ∆G<0, o ∆F<0 • No espontáneo si ∆G>0, o ∆F>0 El hecho de que un proceso no sea espontáneo no implica que sea imposible, ya que puede producirse con ayuda de agentes externos Para mirar la espontaneidad tendremos que valorar en conjunto si el proceso en endotérmico o exotérmico, así como el desorden provocado y la temperatura a la que tiene lugar, ya que una misma reacción puede ser espontánea a una temperatura y no a otra. ∆H ∆S ∆G Espontaneidad ∆G=∆H - T∆S + - + Nunca - + - Siempre + + + ó - Depende de T, Si ∆H < T∆S si lo será - - + ó - Depende Si |∆H| > |T∆S| si lo será

6. APLICACIONES ENERGÉTICAS DE LAS REACCIONES QUÍMICAS: LOS COMBUSTIBLES QUÍMICOS. REPERCUSIONES SOCIALES Y MEDIOAMBIENTALES La combustión de materia orgánica es la reacción más usada por la humanidad . La efectividad de la combustión se mide por la entalpía específica que es la cantidad de energía desprendida por cada gramo de combustible quemado. Carbono: -394 kJ/mol butano -2658 kJ/mol hidrógeno -286 kJ/mol Actualmente se considera al hidrógeno como un posible combustible del futuro, ya que su combustión solamente genera agua, con lo cual se eliminan los problemas medioambientales asociados a la combustión de compuestos orgánicos. La obtención de hidrógeno, en su mayoría, se realiza a partir de la reacción del C o del CH4 con H2O, mediante un proceso redox endotérmico. Otra alternativa es la electrolisis del agua, también endotérmica. Por ello son procesos poco rentables (necesitan energía). Además su almacenamiento requiera de depósitos muy pesados. Si queremos disminuir el efecto invernadero tenemos que buscar fuentes de energía alternativas a la combustión de compuestos orgánicos 7. VALOR ENERGÉTICO DE LOS ALIMENTOS: IMPLICACIONES PARA LA SALUD Valor energético: Es proporcional a la cantidad de energía que pueden aportar al quemarse 1 gramo en presencia de oxígeno. Se mide en calorías, que es la cantidad de calor necesario para aumentar en un grado la temperatura de un gramo de agua.. En dietética se toma como medida la Kcal. 1 Kcal = 1000 calorías = 4,16 Kilojulios Valor energético de los alimentos No todos los alimentos que ingerimos se queman para producir energía, sino que una parte de ellos se usan para reconstruir las estructuras del organismo o facilitar las reacciones químicas necesarias para el mantenimiento de la vida.


Las vitaminas y los minerales, así como los oligoelementos, el agua y la fibra se considera que no aportan calorías. Balance energético Ingreso = gasto (ideal) Si ingreso > que gasto = almacenamiento. Balance positivo. Si ingreso < gasto = utilización. Balance negativo. Los hidratos de carbono tienen ------ 4 kcal/ gr. Los lípidos tienen ----------------------- 9 Kcal/ gr Las proteínas tienen ------------------- 4 Kcal/ gr. El alcohol tiene ------- 7 Kcal/ gr. (no nutre). Gasto energético: TMB + TA + ET Tasa de metabolismo basal (TMB): No se puede controlar, actividad metabólica necesaria para el mantenimiento de la vida, de todas las funciones vitales en reposo, (respiración, circulación...). Es un 10 % mas baja en la mujer que en el hombre (más proporción de grasa). Aumenta en el embarazo. Disminuye con la edad (a partir de los 20 años disminuye un 12 % en cada década). Con fiebre, por cada grado que supere los 37º, aumenta un 13%. Tasa de actividad (TA): Se puede controlar. Aumenta los requerimientos energéticos. Depende de la actividad que se realice. Es el porcentaje, según actividad, de la TMB Efectos térmicos (ET): Energía que gastamos en digerir los alimentos que comemos. Un dieta equilibrada es el 10% de la suma de TMB + TA. Distribución de la energía 25% en desayuno 10% media mañana 30% comida 10% merienda 25% cena Equilibrio Alimentario Una alimentación es equilibrada si aporta cada día, y de forma satisfactoria todos los nutrientes necesarios para el funcionamiento del organismo. Debe satisfacer las necesidades que el organismo sano necesita para mantener una buena salud. Normas que rigen el equilibrio alimentario Una ración debe aportar diariamente la cantidad de energía necesaria para el buen funcionamiento del organismo. Debe aportar los nutrientes energéticos y los no energéticos que permitan cubrir adecuadamente la función de la nutrición. Los aportes nutricionales descritos deben recibirse en proporción adecuada. Hidratos de carbono = 55 - 60%, Lípidos = 30 - 35%, Proteínas = 12 - 15% Características del equilibrio alimentario Debe ser: Variada - Agradable y Suficiente Adaptada a la edad, sexo, actividad, peso, estado fisiológico, clima, disponibilidad geográfica de los alimentos, economía, estado sociocultural, patologías. Requisitos para lograr el equilibrio alimentario Establecer las necesidades energéticas diarias adecuadas para cada individuo, edad y circunstancias Proporcionar los aportes glucídicos y lipídicos esenciales. HC simple (azucares) limitarlos, recomendados: féculas y almidones. Cubrir las necesidades proteicas óptimas para un buen funcionamiento orgánico. Incluir cantidades de elementos minerales y H2O Asegurar el aporte vitamínico recomendado Aportar cantidad suficiente de fibra.


TEMA 4 EL EQUILIBRIO QUÍMICO 0. CINÉTICA QUÍMICA, ASPECTOS DINÁMICOS DE LAS REACCIONES QUÍMICAS Hemos visto que para que una reacción química se produzca de forma natural es necesario que la G disminuya. Al ir dándose la reacción las cantidades de reactivos y productos van cambiando y en consecuencia el valor de ∆G va cambiando (aumentando). Llega un momento en que se igualará a cero, momento que se considera de equilibrio. El hecho de que una reacción se produzca o no, no justifica que podamos ver como se produce, ya que influye otro concepto que es el de la cinética de la reacción, esto es la velocidad a la que la reacción se produce. Introducimos una nueva variable que no consideraba la termodinámica que es el tiempo. 0.1 Velocidad de reacción La aparición o desaparición de sustancias nos da una idea de como se desarrolla una reacción. De manera análoga a la cinemática, se define velocidad como la derivada de la concentración respecto al tiempo. Podemos definir velocidades instantáneas tanto para los reactivos como para los productos, teniendo en cuenta un criterio de signos por el cual los reactivos desaparecen (-) y los productos aparecen (+). Para definir la velocidad de la reacción a partir de las velocidades de reacción de los reactivos y productos tendré que tener en cuenta la estequiometría. 0.2 Ecuación de velocidad Esta ecuación sirve para determinar la velocidad de la reacción en un determinado instante en función de las concentraciones de sustancias presentes en ese instante. En muchos casos es una ecuación de tipo polinómico v = k[A]x[B] y Aparece definida respecto a los reactivos k es la constante de velocidad x e y son los órdenes parciales de reacción, se refieren a cada una de las sustancias x + y es el orden de reacción Ojo x e y no son los coeficientes estequiométricos, aunque muchas veces pueden coincidir No podemos establecer que dos reacciones estequiométricamente semejantes tengan el mismo orden de reacción 0.3 Reacciones directa e inversa Según se va dando una reacción, aumenta la posibilidad de que los productos formados reaccionen entre sí para volver a dar reactivos, aparece la posibilidad de darse la reacción inversa a la que estudiamos. Lo normal es que la velocidad de la reacción inversa dependa de la concentración de los productos de manera análoga a la reacción directa de los reactivos. Cuando ambas velocidades se igualan llegamos a un punto que denominamos equilibrio cinético. 0.4. TEORÍAS SOBRE LA REACCIÓN QUÍMICA a) Teoría de colisiones Establecida por Lewis. Propone que las reacciones químicas se producen a través de choques entre las sustancias reaccionantes. Así la velocidad depende de - la frecuencia de los choques: más concentración mayor probabilidad, mayor temperatura mayor

probabilidad - La eficacia del choque: solo se da la reacción cuando los choques son eficaces: Para ello hace falta

que las sustancias tengan la energía suficiente para romper los enlaces, a esta energía se le llama energía de activación Ea y que las sustancias tengan la orientación adecuada

Con estos factores Arrhenius establece una ecuación para calcular la cte de velocidad k = A e –Ea/RT


A es una cte : factor de frecuencia relacionado con los choques e –Ea/RT es la fracción de moléculas con energía igual o superior a Ea b) Teoría del estado de transición o del complejo activado Se basa en la introducción de un estado intermedio entre los reactivos y los productos. Este es el complejo activado. Es muy inestable por contener mayor energía que reactivos y productos y por tanto se descompone rápidamente. En esta teoría la Energía de activación representa la energía necesaria para que se forme el complejo activado. Sirve la ecuación de Arrhenius, siendo A la cte de la velocidad de formación del complejo activado. Este aporte energético para llegar al complejo activado es el que va a condicionar realmente la velocidad de recación en un proceso espontáneo. Se observa claramente en los diagramas energéticos, llamados perfiles de reacción. El estado activado explica la existencia de reacciones directas e inversas ya que los choques son posibles tanto entre reacticvos como entre productos. Mecanismos de reacción Si la reacción se produce en una sola etapa mecanismo concertado Si la reacción se produce en pasos se denomina reacción en cadena, aparecerán nuevos compuestos denominados intermediarios de reacción Molecularidad de una reacción química La molecularidad es el número de especies químicas que intervienen en ella como reactivos. Para una reacción unimolecular la ecuación de velocidad es de primer orden. Para una bimolecular la ecuación de velocidad es de segundo orden. Factores que influyen en la velocidad de reacción • Naturaleza de la reacción. Energía de activación: Facilidad con que se rompan y formen los enlaces, en general cuesta más romper los enlaces covalentes que los iónicos, luego esto me determinará una mayor o menor energía de activación. Cuanta mayor Ea menor será la velocidad • Concentración de los reactivos Cuanta mayor sea la concentración mayor será la probabilidad de que se produzcan choques eficaces. Mayor concentración mayor velocidad • Estado físico y grado de división de los reactivos Cuanto más pulverizado mayor es la superficie de contacto y mayor será la velocidad de reacción • Temperatura Un aumento de temperatura produce un aumento de la velocidad de reacción, las moléculas tienen mayor energía y se mueven más, mayor probabilidad de choques eficaces. Para casi todas se puede ver la dependencia con la ecuación de Arrhenius. Con esta ecuación y tomando logaritmos podemos calcular gráficamente el valor de la energía de activación. • Catalizadores Son sustancias químicas que modifican la Ea de una reacción química. En general: - alteran la velocidad de una reacción - actúan en muy pequeñas cantidades - no experimentan cambios químicos permanentes, se recuperan al final de la reacción - Alteran el mecanísmo de la reacción cambiando el tipo de complejo activado y la energía de

activación Según su efecto pueden clasificarse: a) positivos: aumentan la velocidad de la reacción disminuyendo la Ea b) Negativos: disminuyen la velocidad de la reacción aumentando la Ea generalmente se llama catalizadores a los primeros e inhibidores a los segundos


Tipos de catálisis Según la fase en la que actúa el catalizador tenemos dos tipos: • Catálisis homogénea: Si el catalizador se encuentra en la misma fase que los reactivos. Reacciones químicas que se aceleran en medio ácido (protones) • Catálisis heterogénea cuando el catalizador y los reactivos no se encuentran e n la misma fase. Cuando se usan metales como catalizadores. Hidrogenación de compuestos orgánicos insaturados • Catálisis enzimática Se suele considerar como un caso intermedio entre la homogénea y la heterogénea. La mayoría de los catalizadores son proteínas (enzimas). Concepto de equilibrio químico Un sistema está en equilibrio químico cuando no se observan cambios en su composición química a medida que transcurre el tiempo. Se produce cuando se pueden dar tanto una reacción directa como una reacción inversa para la misma reacción. Es un equilibrio dinámico ya que ambas reacciones no se detienen. Las cantidades de sustancias que vamos a encontrar en equilibrio serán siempre las mismas a no ser que cambiemos la temperatura. El alcanzar un equilibrio químico u otro para una misma reacción química solamente depende de la temperatura. Termodinámicamente el equilibrio se consigue cuando la variación de la energía libre de Gibbs es nula. 1. LEY DE ACCIÓN DE MASAS, CONSTANTE DE EQUILIBRIO Un estudio cinético de la reacción directa e inversa de un proceso de equilibrio, nos lleva a definir dos velocidades de reacción, y como por definición el equilibrio se consigue cuando la composición no varía, y este es un equilibrio dinámico, coincidirá con el momento en el cual las velocidades de reacción en ambos sentidos sean iguales. Así la ley de acción de masas nos define una cte denominada de equilibrio, como el cociente entre la cte de velocidad de la reacción directa y el de la cte de la inversa. Esta cte dependiente de la concentraciones y que tiene en cuenta la estequiometría se denominada Kc. La Kc se define para reacciones ajustadas con números enteros sencillo y se aplica solamente a concentraciones de equilibrio. No tiene unas unidades concretas, dependen de la estequiometría de la reacción de equilibrio. Si la aplicamos a concentraciones iniciales podemos calcular el cociente de reacción Q que se calcula de la misma forma que Kc pero con esas concentraciones iniciales de equilibrio. Con esta Q podemos saber como va a evolucionar la reacción:

- Si Q>Kc la reacción se desplazará hacia los reactivos - Si Q<Kc la reacción se desplazará hacia los productos - Si Q=Kc la reacción está en equilibrio

2. FACTORES QUE AFECTAN AL EQUILIBRIO. PRINCIPIO DE LE CHATELIER Podemos encontrar variaciones en el equilibrio de una reacción debidas a variaciones en las condiciones del sistema, presión, volumen, temperatura y concentraciones. Se enuncia la Ley del desplazamiento químico para explicar cómo se producen esas variaciones: Cuando cambia algún factor que afecte a un sistema en equilibrio, este se desplaza en el sentido en que contrarreste esta variación 2.1 Variación de presión Solo tiene efecto cuando intervienen gases en la reacción, solamente tendremos que mirar a estos.


• Un aumento de presión desplaza la reacción en el sentido en que disminuya el número de moles de sustancias gaseosas

• Una disminución de presión desplaza el equilibrio en el sentido en el que aumente el número de moles de sustancias gaseosas

2.2 Variación de concentración • El aumento de concentración de una sustancia participante en la reacción desplaza el equilibrio en el

sentido que propicia la desaparición de dicha sustancia • La disminución de concentración de una sustancia desplaza el equilibrio en el sentido de formación

de esa sustancia 2.3 Variación de temperatura • El aumento de temperatura desplaza el equilibrio en el sentido de la reacción endotérmica • La disminución de la temperatura desplaza el equilibrio en el sentido de la reacción exotérmica 2.4 Variación del volumen Solamente tiene influencia en aquellas reacciones en que intervienen gases y solamente les influyen a estos • Aumento del volumen desplaza la reacción en el sentido de aumento del número de moles de gases • disminución del volumen desplaza la reacción en el sentido de disminución del número de moles de

gases 2.5 Influencia de los catalizadores Solamente modifica la velocidad de reacción, luego conseguiremos llegar antes al equilibrio, pero no va a influir en este una vez alcanzado 3. OTRAS FORMAS DE DETERMINAR LA CTE DE

EQUILIBRIO (Cte de equilibrio referida a presiones (Kp)) Obviamente solo intervendrán en ella las especies gaseosas, ya que aproximamos a presión nula la que ejercen sólidos y líquidos. Se trabaja con presiones parciales, y la forma de determinarla es análoga a la Kc. Podemos relacionar ambas utilizando la ecuación de estado de los gases ideales de tal forma que Kp=Kc (RT)∆n. La variación del número de moles es de especies gaseosas. 4. EQUILIBRIOS HETEROGÉNEOS (siempre que la reacción sea

heterogénea los tengo que utilizar) Cuando en un proceso químico intervienen especies que se encuentran en distintos estados, su contribución a los valores de las distintas ctes no es igual, como hemos visto en Kp. De forma general cuando tengamos un equilibrio heterogéneo no tenemos que incluir todos los valores correspondientes a reactivos o productos sino coger solamente los de las especies que corresponda, así sol + gas, solamente cojo los gases sol + liq, solamente los líquidos liq + gas, solamente los gases Cuando tenga disoluciones estas se comportan de manera análoga a los líquidos Los valores que no cojo están incluidos en los valores de las ctes, ya que se considera que estos no cambian apenas comparado con los que si pongo en el cálculo de la cte.


5. ESTUDIO TERMODINÁMICO DEL EQUILIBRIO Si aplicamos la ley de acción de masas a una reacción que todavía no ha alcanzado el equilibrio, obtenemos una expresión análoga llamada Q (cociente de reacción). Comparando este Q con K equilibrio, podemos predecir la evolución que presentará a lo largo del tiempo el sistema. Podemos establecer una relación entre G y p del tipo G = Gº + nRT ln p a partir de la ecuación G = H – TS tomando derivadas y considerando un proceso a T=cte. Aplicando la relación anterior a la variación de energía libre de una reacción cualquiera, obtenemos ∆G = ∆Gº + RT ln Kp, y como cuando se alcance el equilibrio ∆G=0, ∆Gº= - RT ln Kp, según el valor de Kp sabremos hacia donde está desplazada la reacción. R= 8,3143 6. DEFINICIÓN DEL GRADO DE DISOCIACIÓN (α) Se calcula como los moles disociados entre los moles iniciales. Es el tanto por uno que ha reaccionado, se puede relacionar con el rendimiento ya que este es el tanto por ciento correspondiente 7. REACCIONES DE PRECIPITACIÓN Es un caso particular de las reacciones de equilibrio, en las cuales la cte de equilibrio es muy pequeña y se denomina cte de precipitación y a la cantidad máxima que puede mantenerse disuelta se le llama solubilidad. 7.1 CONCEPTO SOLUBILIDAD Se define para unas condiciones determinadas de temperatura y es la concentración que presenta una disolución saturada, esto es en equilibrio con el soluto sin disolver. Va a depender fundamentalmente de la polaridad de los solutos y de los disolventes: disolventes apolares no disuelven sustancias polares y disolventes polares si las disuelven (debido a una afinidad de cargas). Para los sólidos, la mayoría de los procesos de disolución son endotérmicos y suponen un aumento de entropía por que al romper los enlaces para disolver una sustancia tengo que vencer la energía reticular de esa sustancia y aunque al disolver se libera una energía llamada de solvatación, esta no suele compensar a la reticular. En consecuenecia para obtener disoluciones espontáneas voy a necesitar altas temperaturas. En disoluciones de líquidos y gases no suele haber problemas porque no forman estructuras reticulares tan estables (en todo caso puentes de hidrógeno o fuerzas de Van der Waals). Como criterio una sustancia es: - soluble si su solubilidad es mayor o igual a 0.1 M - poco soluble si su solubilidad está entre 0.1 M y 0.001 M - insoluble si su solubilidad es menor de 0.001 M Como regla: los nitratos y acetatos son todos solubles, sulfitos fosfatos y carbonatos todos insolubles, sulfatos y haluros la mayoría solubles. 7.2 PRODUCTO DE SOLUBILIDAD La disolución de una sustancia es una reacción química de equilibrio, que está normalmente muy desplazado hacia uno u otro lado. A la cte de equilibrio de la correspondiente reacción de disociación que tiene lugar en el proceso de disolución se le llama producto de solubilidad Ks. Cuanto mayor sea esta cte más soluble será una sustancia. Este producto de solubilidad se aplica para las sustancia poco solubles (insolubles) o para disoluciones saturadas. Para saber si una sal u otra precipitan calculo a patir de las concentraciones de sus iones un factor Q análogo al producto de solubilidad de los iones existentes en el medio y si: • Q>Ks la sal aparecerá precipitada por sobrepasar el producto de solubilidad • Q<Ks la sal estará disuelta • Q=Ks estamos en condiciones de solubilidad, esto es disolución saturada


7.3 RELACIÓN ENTRE SOLUBILIDAD Y PRODUCTO DE SOLUBILIDAD La solubilidad corresponde a la concentración de la sal disuelta en el punto de equilibrio de la reacción, esto es cuando se cumple el producto de solubilidad. Hay que tener en cuenta la estequiometría. Este valor de la solubilidad va a cambiar en el momento en que cambien las condiciones en que se da la reacción. 7.4 FACTORES QUE CAMBIAN LA SOLUBILIDAD Para una sustancia, teniendo en cuenta sus características fisicoquímicas - Tamaño de los iones y densidad de carga: la solubilidad es mayor cuanto mayor es la diferencia de

tamaño entre los iones que forman la sal. Por otra parte la densidad de carga es la relación entre la carga del ion y el tamaño, así será más soluble el que tenga menor densidad de carga, porque va a ser más fácil separarlo del otro ion de signo contrario.

- Cte dieléctrica del disolvente: mayor cte dieléctrica implica mayor polaridad de sus moléculas, luego más fácilmente disuelven a los iones

- Naturaleza del soluto: cuanto más polar sea el soluto más fácilmente se va a disolver. En cuanto a la presencia de otras sustancias en el medio, sus efectos los apreciamos como una consecuencia directa del principio de Le Chatelier: - Formación de complejos: son compuestos químicos que engloban en su estructura iones, luego los

retiran del medio aumentando la solubilidad de la sal - Formación de compuestos más insolubles: uno de los iones se retira del medio por que forma una

nueva sal más insoluble, luego aumenta la solubilidad de la primera. - Formación de ácidos y bases débiles: a partir de protones o hidroxilos provenientes de otros ácidos

o bases, normalmente fuertes que retiran iones del medio, aumentando la solubilidad de la primera sal - Efecto salino: es menos importante y solo se tiene en cuenta cuando no hay otros efectos: la

presencia de otros iones aumenta ligeramente la solubilidad de las sales Estas cuatro se utilizan para disolver sustancias - Efecto ion común : es el más importante. La presencia de un mismo ion proveniente de la

disociación de otra sal, provoca que el equilibrio de solubilidad inicial se desplace hacia la izquierda, disminuyendo la solubilidad de la sal inicial. Esta se utiliza para precipitar sustancias.

- Temperatura: Como aparece en el apartado 1 va a depender de las funciones de estado termodinámicas de la reacción de disolución. Su variación se puede estudiar a partir de las curvas de solubilidad, en las que vemos que no se puede generalizar. su efecto se aprecia en una modificación del valor de la cte de equilibrio (producto de solubilidad). Esta se usa tanto para disolver como para precipitar sustancias

En todos esto casos podemos recalcular el valor de la solubilidad a partir del producto de solubilidad


TEMA 5 ÁCIDOS Y BASES

1. CONCEPTO ÁCIDO – BASE 1.1 Históricamente El concepto empezando por definir sus propiedades : ácido: tiene sabor ácido, ataca a las rocas carbonatadas, reacciona con algunos metales desprendiendo gas hidrógeno, en disolución acuosa deja pasar la corriente eléctrica, neutraliza la acción de las bases reaccionando produciendo sales. Base: tiene sabor a lejía (cáustico), reacciona con las grasas para dar jabón, producen precipitados al reaccionar con algunas sales, en disolución acuosa deja pasar la corriente eléctrica, neutraliza la acción de los ácidos produciendo sales. 1.2 Teoría de Arrhenius: Los electrolitos se disocian en disolución acuosa en dos o más componentes llamados iones, como los ácidos y bases conducen la corriente disueltos, son electrolitos luego se disocian en iones. Ácido: sustancia que en medio acuoso se disocia produciendo iones H+ (protones) Base: sustancia que en medio acuoso se disocia produciendo iones OH- (hidroxilos) Luego la acidez o basicidad viene marcada por los iones H+ y OH- Esta teoría explica la neutralización como la unión de ambos iones dando la molécula neutra de agua Fallos: limita el concepto a disoluciones acuosas y no explica el carácter ácido o básico de algunas sustancias como el amoníaco, el óxido de calcio y el carbonato sódico. 1.3 Teoría de Bronsted y Lowry Estudiada simultaneamente por los dos. Introducen el concepto de ácido-base conjugados, esto es los ácidos y bases no actúan de forma aislada, sino que lo hacen de forma interrelacionada, siempre hacen falta los dos. Acido: sustancia que cede protones a una base Base: sustancia que capta protones de un ácido Así la neutralización es una reacción de transferencia de protones. Las reacciones pueden ser reversibles, luego se forman pares ácido-base conjugados. a) Bases en disolución acuosa: incluye a las bases de Arrhenius, siendo la verdadera base el anión

hidroxilo. Amplia el concepto de base a otras sustancias que captan protones del agua. b) Ácidos en disolución acuosa: es el agua quien capta el protón, este no va a aparecer nunca solo,

siempre aparece como ion hidronio H3O+ c) Disoluciones no acuosas: amplia el concepto ácido base a disoluciones no acuosas d) Anfóteros: tienen este nombre las especies químicas que pueden comportarse como ácidos o como

bases dependiendo de las sustancias con las que reaccionen. Ej: agua, anión sulfidrilo.... No confundir con pares conjugados ácido base, tiene que ser la misma especie

1.4 Teoría de Lewis: La teoría de Bronsted no explica el carácter ácido de sustancias que no pueden ceder protones Acido: sustancia capaz de aceptar y compartir un par de electrones aportados por una base Base: sustancia capaz de ceder y compartir un par de electrones con un ácido Luego el carácter ácido viene representado por medio de un enlace covalente dativo Esta teoría incluye a las anteriores: las sustancias que aceptan protones tienen que tener un par de electrones libre. 2. FUERZA DE ÁCIDOS Y BASES 2.1 Ácidos fuertes y débiles: Partiendo del hecho de que todas las reacciones de disociación de los ácidos son de equilibrio, definimos la fortaleza de un ácido en función del valor de su cte de equilibrio de disociación, llamadas cte de acidez y definida para concentraciones. La concentración del agua, al actuar como disolvente normalmente ya está incluida en el valor de la cte. Definimos grado de ionización o de acidez como el grado de disociación de la reacción correspondiente.


Cuanto mayor sea Ka mayor será la disociación y más fuerte será el ácido, cuando Ka es muy grande se dice que la reacción es de no equilibrio y el ácido es fuerte. Acidos fuertes están casi completamente disociados, se considera sin mucho error que su grado de disociación es uno, y que el equilibrio está totalmente desplazado a la derecha. Acidos débiles: son aquellos para los cuales si tenemos que tener en cuenta el equilibrio. Según la teoría de pares conjugados a un ácido fuerte le corresponde una base débil y viceversa.

Bases fuertes y bases débiles Análogamente a los ácidos definimos cte de basicidad Kb. Bases fuertes: totalmente disociadas Bases débiles: tengo que tener en cuenta el equilibrio Tanto para ácidos como para bases podemos encontrar los valores de las correspondientes ctes no como tales, sino como sus pK = -log K. Kb=1/Ka 2.3 Grado de disociación (ionización) α Es el cociente entre la concentración del ácido o base débil disociado y su concentración inicial. Equivale a un tanto por uno de ácido o base disociado. Se calcula como los moles que reaccionan / moles iniciales. 2.4 Relación entre la estructura de los ácidos y su fuerza Partiendo del hecho de que un ácido libera protones, una sustancia tendrá mayor facilidad cuanto más polarizado esté el enlace que soporta el hidrógeno. 3. MEDIDA DE LA ACIDEZ. pH 3.1 Equilibrio de ionización del agua: El agua es una sustancia anfótera, ello permite que sus moléculas reaccionen entre sí y el agua se autoionice. Este hecho es el que explica porqué el agua conduce la corriente eléctrica. Podemos definir una cte de equilibrio de disociación (producto iónico del agua Kw) que como todas las cte de equilibrio tendrá un valor distinto para cada temperatura, a 25ºC vale 10-14 mol2/l2. Definiendo neutralidad como el punto en el cual aparentemente no tenemos cargas: [H3O+]=[OH-] Disoluciones ácidas aportan iones hidronio Disoluciones básicas aumenta los iones hidroxilo 3.2 Concepto y escala de pH Se define pH como el –log[H3O+]. Tomando como referencia los 25ºC disolución ácida pH<7, neutra pH=7 y básica pH>7 De forma análoga puede definirse el pOH. A partir del producto iónico del agua pH+pOH=14 (a 25ºC) 4. HIDRÓLISIS La hidrólisis es la ruptura de la molécula de agua por la acción de los iones de una sal. Esta reacción supone la liberación de hidronios o grupos OH. Partimos del hecho de que una sal está totalmente disociada (no da equilibrios, aunque realmente si los puede dar, su cte de equilibrio es muy alta) Tengo que estudiar las posibles reacciones de hidrólisis de los iones que se forman al disolver esa sal, mirando que especies ácidas o básicas forman. Si forman ácidos o bases débiles, supone que la reacción va a ser de equilibrio y entonces ésta será posible, si se forman ácidos o bases fuertes no va a ser posible. Se definen para estos nuevos equilibrios las correspondientes ctes de hidrólisis, que podemos relacionar con las de acidez o basicidad correspondientes. Estas reacciones son las responsables de que las neutralizaciones en disolución acuosa no se produzcan siempre a pH=7. Posibilidades: sal de ácido fuerte y base fuerte, sal de ácido débil y base fuerte, sal de ácido fuerte y base débil y sal de ácido débil y base débil.


5. DISOLUCIONES REGULADORAS O TAMPÓN Se llaman también buffers o disoluciones amortiguadoras. Son disoluciones que mantiene el pH aunque añadamos a la correspondiente disolución ácidos o bases. Están formadas por una base o un ácido débil y su correspondiente sal. Dos tipos: • Acido débil + su sal: acetato de sodio y ácido acético • Base débil + su sal: hidróxido amónico y cloruro amónico No mantienen exactamente el pH en el mismo valor, sino que su variación va a ser muy pequeña 6. VALORACIONES ACIDO-BASE (VOLUMETRÍAS) Sirven para determinar la concentración (valorar) de un ácido o una base utilizando una disolución de ácido o base (según el caso) de concentración conocida, sirviéndonos de un indicador. 6.1 Medida del pH. Indicadores Los indicadores son compuestos químicos que tienen la particularidad de cambiar de color cuando cambia ligeramente su estructura molecular, por la unión o por la pérdida de protones. Es debido a que son ácidos o bases débiles que presentan un equilibrio dependiente de los iones hidronio. Para que sirva el indicador tiene que presentar colores muy diferentes en sus dos formas, este cambio de color no se aprecia de forma instantánea por eso los indicadores se dice que tiene un rango de viraje. Se clasifican en función del rango de viraje y se usará uno u otro según el pH de neutralización de las sustancias que tengamos. Los más usados según su pH de viraje son: - Tornasol: cubre prácticamente toda la escala - Fenolftaleína: pH neutro y básico. Ác fuerte + B fuerte o ác débil + base débil (ctes parecidas) - Naranja de metilo: pH básico A nivel práctico se usan unos aparatos llamados peachímeros para medir el pH de una disolución, estos se basan en diferencias de potencial eléctrico entre dos disoluciones de diferente pH separadas por una membrana, una fija y otra la que queremos medir Se pueden denominar alcalimetrías si vamos a valorar una base y acidimetrías si vamos a valorar un ácido. Consisten en buscar el punto en el cual el nº de moles de OH- coincide con el nº de moles de H3O+ No todas la valoraciones se consiguen a pH=7, ya que pueden producirse reacciones de hidrólisis de los iones formados al disociarse, que van a aportar especies al medio que también van a ser valoradas. Por eso es necesario prever por donde va a andar el punto de equivalencia para usar un indicador u otro. Posibilidades: ác débil con base fuerte (pH>7) se forma una disolución tampón ác fuerte con base débil (pH<7) se forma una disolución tampón ác fuerte con base fuerte (pH=7) ác débil con base débil (pH alrededor del 7), se forma una disolución tampón Luego son dificultosas de valorar las que forman disoluciones tampón.

7 EFECTO IÓN COMUN Solamente se tiene en cuenta cuando mezclo un ácido o una base con una sal que tenga un ión común. Se considera ese ión común como cantidad inicial para resolver el problema de equilibrio. 8. ÁCIDOS Y BASES DE INTERÉS INDUSTRIAL Y PARA LA VIDA COTIDIANA - HNO3 Ácido fuerte muy oxidante. Se utiliza en fabricación de plásticos, explosivos, medicamentos, colorantes y abonos. Se obtiene por el método de Wilhelm Oswald consiste en la oxidación del amoniaco catalizada por una malla de platino. Se mezcla el amoniaco con un volumen de aire diez veces superior y es calentado a 600ºC, entra en contacto con el catalizador durante centésimas de segundo y se produce: 4 NH3 + 5 O2 → 4 NO + 6 H2O ∆H = - 904 kJ/mol después se añade más aire para oxidar el monóxido de nitrógeno


2 NO + O2 → 2 NO2 ∆H = - 226 kJ/mol Al ser ambas reacciones exotérmicas favorecen el proceso. Finalmente se hace pasar el NO2 a través de una corriente de agua para formar el ácido nítrico 3 NO2 + H2O → 2 HNO3 + NO Posteriormente se recicla el NO y el HNO3 se concentra por destilación - H2SO4 Ácido fuerte, oxidante y deshidratante. Líquido incoloro y denso. Se obtiene a partir del SO2 proveniente de la tostación de la pirita, este se oxida a SO3 por catálisis con Pt 2SO2 + O2 → 2SO3 El SO3 se disuelve en sulfúrico fumante y se obtiene ácido pirosulfúrico SO3 + H2SO4 → H2S2O7 Añadiendo agua al pirosulfúrico se obtiene el ácido sulfúrico H2S2O7 + H2O → 2H2SO4 Se usa para fabricar fertilizantes, colorantes, pinturas y explosivos - NH3 en disolución NH4OH Base débil. Gas incoloro de olor desagradable, se usa en productos de limpieza porque disuelve la grasa. Se usa como líquido refrigerante, para fabricar abonos y explosivos. Se obtiene por el método de Haber Bosch Haber estudió la obtención de amoníaco mediante la reacción: N2 (g) + 3 H2 (g) ↔ 2 NH3 (g), buscando las condiciones óptimas en laboratorio que no eran reproducibles a gran escala. Bosch consiguió optimizar el proceso del siguiente modo:

1- Obtención de las materias primas: • Obtención de hidrógeno: a partir de gas natural (metano) y vapor de agua se obtienen CO e

hidrógeno, el CO reacciona con más agua y produce CO2 y más H2 • El nitrógeno se obtiene por destilación del aire

2- Reacción principal: • Condiciones de la reacción: 200-300 atm, 400ºC. Catalizada por Fe. Reactivos en proporción

estequiométrica • Un compresor introduce los reactivos a presión

Sale NH3 y N2 e H2 que no lo han hecho, estos se devuelven al reactor principal provocando una expansión previa que produce la licuación del NH3 que se extrae - HCl Ácido fuerte, gas incoloro e irritante, se disuelve fácilmente en agua y se comporta como un compuesto iónico. Se usa en los procesos digestivos, decapado de metales y procesos petroquímicos. Se comercializa disuelto bajo el nombre de salfumán Se obtiene por electrolisis del NaCl - CH3COOH Ácido débil, se obtiene por carboxilación del metanol o por oxidación del etanol. Líquido incoloro, es el responsable del sabor agrio del vinagre - NaOH Sosa cáustica. Es una base fuerte, corrosiva de tacto jabonoso porque saponifica la piel. Se usa para fabricar pasta de papel y refinado de petróleo. Se obtiene por electrolisis del NaCl - CaO Cal viva. Base fuerte, se obtiene calcinando rocas calizas CaCO3 →CaO + CO2 Reacciona con el agua dando Ca(OH)2 o cal apagada y esta con el CO2 del aire para dar CaCO3 que cristaliza y forma una masa dura y por esos se usa en albañilería


9. EL PROBLEMA DE LA LLUVIA ÁCIDA La lluvia ácida destruye la vegetación y la estructura del suelo, deteriora esculturas y monumentos de mármol o caliza. Los principales causantes son los óxidos de azufre y de nitrógeno. a) Óxidos de azufre (SO2 y SO3)

La combustión de carbón y petróleo, contienen FeS2, en centrales térmicas y calefacciones produce SO2 4FeS2 + 11O2 → 2 Fe2O3 + 8SO2 El SO2 es un gas incoloro, tóxico e irritante que en contacto con la humedad atmosférica produce ácido sulfuroso SO2 + H2O → H2SO3 El SO2 también puede oxidarse a SO3 que en contacto con humedad produce ácido sulfúrico. SO3 + H2O → H2SO4 Ambos permanecen formando microgotas de agua que precipitan formando la lluvia ácida Disuelven las rocas de granito, caliza o mármol, defolian las plantas, acidifican lagos y aguas dulces, disminuye el pH del suelo y elimina del mismo iones que forman sales solubles que se pierden

b) Óxidos de nitrógeno (NO y NO2) NO es un gas incoloro que se forma por combustión de nitrógeno en motores de automóviles y aviones. NO2 es un gas de color pardo y olor sofocante, se produce por oxidación y por combustión a altas temperaturas de compuestos nitrogenados Ambos intervienen en la formación del smog, al mezclarse con el agua forman ácido nítrico 3NO2 + H2O → 2HNO3 + NO

10. VOLUMETRÍA PARA VALORAR LA ACIDEZ DEL VINAGRE MATERIAL: Pipeta, soporte, pinza, bureta, erlenmeyer, vinagre, disolución 0.1M de hidróxido sódico, disolución alcohólica de fenolftaleína El vinagre es un producto que se obtiene del vino por acción de unas bacterias que oxidan el etanol hasta ácido acético, de esta reacción obtienen energía PROCEDIMIENTO: 1. Toma 5 ml de vinagre y dilúyelos hasta 100 ml. Coge 25 ml de esta disolución y colócalos en un

erlenmeyer. 2. Añade unos 50 ml de agua. 3. Añade 3 gotas del indicador fenolftaleína 4. Llena la bureta de la disolución 0.1 M de sosa y anota el volumen que marca inicialmente (ojo,

cuando esté llena también la parte de abajo) 5. Valora el vinagre hasta que la fenolftaleína vire a color rojo. Anota en ese momento el volumen de

sosa que queda en la bureta y calcula los mililitros consumidos. 6. Efectúa los cálculos correspondientes para averiguar la concentración de acético en la disolución de

partida. Compara con los valores obtenidos realizando la práctica tres veces. CUESTIONES: - ¿Influye en la valoración el agua que añadimos en el paso 2? ¿Porqué? - ¿Por qué se usa fenolftaleína en vez de otro indicador?. Explica como funciona un indicador - ¿Cómo se comporta el ácido acético al realizar la valoración? ¿A qué es debido?


TEMA 6 INTRODUCCIÓN A LA ELECTROQUÍMICA 1. CONCEPTO DE OXIDACIÓN Y REDUCCIÓN: Estas reacciones se dan en los tres estados de la materia a distintas velocidades y termodinámicamente variadas. En todas se cumple que la oxidación es una pérdida de electrones y la reducción una ganancia de electrones. Para que una sustancia gane e- otra los debe perder, por eso siempre van asociadas y hablamos de reacciones redox. 2. NÚMERO DE OXIDACIÓN Es la carga eléctrica asociada a cada átomo si estuviera solo, hay unas reglas: • carga cero para un elemento en su estado fundamental • para las especies iónicas monoatómicas coincide con la carga del ion • para el hidrógeno es +1 excepto en los hidruros metálicos (-1) • para el oxígeno es 2- excepto en los peróxidos • para los alcalinos siempre 1+, para los alcalinotérreos siempre 2+ • para los halógenos -1, excepto en compuestos ternarios El número de oxidación representa la carga que adquiriría el átomo si todos sus enlaces polares se convirtieran en iónicos Un proceso redox implica cambios en los números de oxidación, la especie que se reduce disminuye el nº de oxidación y la que se oxida lo aumenta 3. PARES REDOX De manera análoga a la teoría de Brönsted, encontramos en estas reacciones pares conjugados así definimos oxidante como la sustancia que se reduce para poder oxidar a otro, y reductor como la sustancia que se oxida para poder reducir a otro. Estos pares por lo general son como los ácido-base, un oxidante fuerte tiene un conjugado reductor débil y viceversa También existen sustancias que pueden actuar según los casos como oxidantes o como reductores, como el agua oxigenada 4. AJUSTE DE ECUACIONES REDOX. METODO ION-

ELECTRÓN Estas reacciones son más difíciles de ajustar que el resto porque intervienen especies aparentemente ajenas a la reacción como son los protones o los hidroxilos, por ello se ajustan mediante un método propio. Pasos para realizar el ajuste: - Escribir la reacción indicando el nº de oxidación de todos los elementos que intervienen - Buscar cuales son los átomos que se oxidan y cuales se reducen - Escribir las semireacciones de oxidación y reducción solamente con las especies iónicas (ojo con los

enlaces) - Balance de materia, igualar el nº de átomos en las semireacciones excepto el oxígeno y el hidrógeno - Ajustar oxígeno e hidrógeno: dos posibilidades según sea el medio en que se da la reacción

a) ácido: añado tantas moléculas de agua en el término en el que falten oxígenos, como oxígenos de menos tenga y añado el doble de protones que de moléculas de agua he añadido, en el otro término

b) básico: añado tantas moléculas de agua en el término en el que sobran oxígenos, como oxígenos de más haya y el doble de hidroxilos que moléculas de agua he añadido en el otro término

- Balance de cargas: ajusto las cargas eléctricas sumando electrones en el término que haga falta


- Sumar las semireacciones ajustadas multiplicando por los coeficientes que sea necesario para conseguir que se me vayan los electrones

- Trasladar los coeficientes estequiométricos a la ecuación inicial - Comprobar por tanteo que no falta nada por ajustar 5. ELECTRODOS Y PILAS (CÉLULAS GALVÁNICAS) Un electrodo está constituido por una semirreacción separada físicamente de otra semirreacción que constituyen el par redox. En todos se va a producir una semirreacción redox debida a una diferencia de potencial entre la especie oxidada y la reducida. Se suele llamar electrodo a una barra sólida que va a servir de soporte físico para el funcionamiento de una pila. Tenemos tres tipos de electrodos • Cuando una de las especies que sufre la semirreación es sólida • Cuando las especies de la semirreación están disueltas, el electrodo es un metal conductor que no

interviene en la reacción (Pt) • Cuando una de las especies es un gas, necesitamos un soporte metálico y además que esté dentro de

una campana Una pila es un dispositivo formado por dos electrodos capaz de producir corriente eléctrica a partir de una reacción química. Ambos electrodos tienen que estar comunicados eléctrica e iónicamente para cerrar el circuito. Comunicación eléctrica mediante un conductor sólido circulan los electrones del negativo al positivo Comunicación iónica mediante un tabique poroso (puente salino) que contiene una sal inerte KCl y está taponado en sus extremos permitiendo solamente la difusión de los iones necesarios. En la pila encontramos separadas las dos partes de la reacción redox, y llamamos a los correspondientes electrodos: ánodo a aquel en el que se da la oxidación (negativo) y cátodo a aquel en que se da la reducción (positivo) Notación de una pila: Electrodos separados por una doble barra, ánodo a la izquierda y cátodo a la derecha. Electrodo negativo en el sentido de la oxidación y electrodo positivo en el sentido de la reducción, indicando concentraciones o presiones parciales, separando las especies por una barra. 6. POTENCIALES DE ELECTRODO Y PILA (E) La diferencia de potencial entre los estados oxidados y reducidos de una especie se denomina potencial, y se suelen definir los potenciales de reducción de las especies. Corresponden siempre a la reacción de reducción. Se definen condiciones normales para los potenciales normales como 1atm, 25ºC y concentración 1M. Se establece como referencia el potencial de la reducción del ion hidronio y se le asigna valor 0, comparando con este definimos el resto de potenciales. También se puede usar como electrodo de referencia el de calomelanos formado por una mezcla de Hg2Cl2 y Hg Cuando tengamos varias especies que van a sufrir procesos redox, podemos saber quien se va a reducir y quien se va a oxidar mirando los potenciales normales del reducción, así la de mayor potencial de reducción se reduce y la de menor se oxida. Se puede definir como potencial de oxidación el contrario al de reducción. Si estudiamos electrodos por separado tendremos los potenciales de los electrodos y si miramos en conjunto los dos electrodos, o sea la pila, podemos definir el potencial o fuerza electromotriz de la pila como la suma del potencial de reducción de la especie que se reduce menos el potencial de reducción de la especie que se oxida. No hay que tener en cuenta la estequiometría de las reacciones. La pila funcionará mejor cuanto mayor potencial tenga, esto es debido a que existe una relación entre el potencial de la pila y la energía libre de Gibbs correspondiente a la reacción redox que tiene lugar durante su funcionamiento ∆G= -nFE, siendo n el número de electrones que se intercambia en el proceso redox, F la carga de 1 mol de electrones (cte de Faraday) que equivale a 96500 culombios. Así si E pila>0 la pila funciona por ser un proceso espontáneo


7. ELECTROLISIS. CELDAS (CUBAS) ELECTROLÍTICAS. Una celda electrolítica es una pila que funciona en sentido contrario al espontáneo, lo cual implica la necesidad de aportar externamente energía, esto se hace mediante la corriente eléctrica. La reacción correspondiente tendrá en consecuencia una variación de energía libre de Gibbs positiva y le corresponderá un potencial como pila negativo. OJO: en una celda la oxidación se da en el ánodo, pero este se le considera polo positivo, y la reducción se da en el cátodo y se le considera negativo. En estas celdas se cumplen las Leyes de Faraday: - primera: las masas de las sustancias depositadas o liberadas en cada electrodo son directamente

proporcionales a la cantidad de electricidad que ha pasado por la celda electrolítica - segunda: para una misma cantidad de corriente eléctrica las masas depositadas en los electrodos son

proporcionales a los equivalentes químicos Si combino ambas obtengo una fórmula en la cual el equivalente químico lo puedo relacionar con la masa molecular de la sustancia depositada , el nº de electrones que intercambia y la carga de un mol de electrones. El resultado de ambas leyes es m = ItMM/nF, siendo m la masa, I la intensidad, t el tiempo, MM la masa molecular, n el nº de electrones intercambiados en el ajuste ión-electrón de la reacción y F el faraday. Esta técnica se usa para la obtención de elementos químicos como el hidrógeno y el oxígeno, para purificar metales, para realizar la galvanostegia (recubrimiento de objetos metálicos con una capa metálica: cromado, niquelado) y para realizar la galvanoplastia (reproducir objetos utilizando una deposición metálica sobre moldes de plástico, yeso...) 8. APLICACIONES INDUSTRIALES 8.1 LA CORROSIÓN Es un tipo de reacción redox que produce efectos indeseados sobre estructuras metálicas El metal más importante que sufre corrosión es el hierro. No se conoce el proceso con exactitud aunque si el mecanismo general: se requiere un medio acuoso ácido, que actúa de cátodo y la propia estructura del hierro que hace de ánodo y de conductor para cerrar el circuito. La secuencia más probable del proceso es: 1- Cuando una gota de agua llega a la superficie del hierro lo oxida: Fe (s) → Fe 2+ (aq) + 2 e- 2- Los electrones liberados reducen el oxígeno del aire O2 (g) + 4 H+ (aq) + 4 e- → 2 H2O (l)

Para evitar las corrosiones se han propuesto tres métodos: a) Recubrimientos superficiales

Se trata de evitar el contacto entre el metal que se desea proteger y el oxígeno atmosférico. Se logra mediante pinturas o deposiciones de capas metálicas.

b) Protección catódica Se conecta la estructura del metal con otro que tenga mayor tendencia a oxidarse. El metal en contacto con el hierro se consume formando un óxido

c) Técnica de pasivado Se produce haciendo reaccionar el metal con un oxidante fuerte, se forma una capa superficial de Fe2O3 que impide que la oxidación progrese hacia el interior

8.2 PILAS Y BATERÍAS Clasificación de las pilas según sus aplicaciones. Como primera clasificación de pilas y baterías se pueden diferenciar las "pilas húmedas" (a base de plomo ácido y utilizadas por automóviles, motos, tractores, etc) y "pilas secas" (a base de carbón, cinc, litio, níquel metal hidruro, óxido de plata, alcalinas, etc). Las pilas secas son las utilizadas por la mayor parte de los aparatos electrónicos domésticos y pueden clasificarse a su vez en: 1. Primarias: Son aquellas pilas comunes, generalmente cilíndricas, de carbón-zinc, litio y las alcalinas. Estas pilas no pueden ser recargadas, ya que se basan en sistemas electroquímicos irreversibles. 2. Secundarias: Pueden recargarse externamente dado que están basadas en sistemas reversibles. En la


mayoría de los casos están compuestas por ácidos, álcalis, sales irritantes y metales.

Tipo de pila Uso Comentario

Comunes General Gran mayoría en el mercado

Zinc carbón General

Alcalina de manganeso

General

Óxido de mercurio

Aparatos auditivos y equipos fotográficos.

Óxido de plata

Calculadoras, relojes electrónicos y cámaras fotográficas .

Zinc-aire Aparatos auditivos. Sustituye a la pila de óxido mercúrico de los audífonos.

Primarias

Bo-tón

Litio Relojes y equipos fotográficos,

sistemas de soporte de memoria, aplicaciones industriales y militares.

Níquel-Cadmio

Herramientas electro-portátiles, cámaras de video, teléfonos móviles,

dispositivos de seguridad, iluminación de emergencia, equipos médicos.

También en satélites que están en la órbita.

Más común y más usadas: Cerca del 80 % de las baterías

recargables son de níquel cadmio (Ni-Cd). Pueden recargarse

cientos de veces, lenta o muy rápidamente.

litio-ion

productos de alta tecnología: terminales para ordenadores y móviles,

donde lo importante es el tamaño pequeño, alta capacidad de energía con

baja tasa de descarga.

Es la tecnología más nueva que ha incorporado la industria de pilas. El proceso de recarga es

más complicado que el de las Ni-Cd o Ni-MH, y requiere un

sistema de recarga más caro.

níquel-hidruro metálico

productos donde son importantes una capacidad de energía alta o un tamaño

pequeño. Ordenadores, móviles videocámaras).

Plomo ácido selladas

Electro-portátiles, juguetes, luces de emergencia, suministro de energía

continuo para telecomunicaciones y sistemas de alarmas, sistemas solares,

etc.

Secundarias (recargables)

Alcalinas recargables

Sólo compiten con las NiCd en aplicaciones de bajo consumo

(notebooks, móviles)


Tipos de pilas y baterías: - Pila Leclanché Se llama también pila seca, la cubierta externa es de Zinc y hace de ánodo. En su parte central hay un electrodo de grafito a través del cual se transmiten los electrones que provocan la reducción del MnO2 (cátodo) que forma una pasta de carbón. Entre ambos electrodos hay una pasta de cloruro amónico que interviene en el proceso redox. Dan una fem de 1.5V - Pilas alcalinas Constituyen una variante de las pilas secas cambiando el cloruro amónico por KOH o NaOH - Pilas de botón Las primera contenían mercurio y eran muy contaminantes. Ahora se usan de Zinc-plata. Proporcionan 1.8 V - Pilas recargables Las más antiguas son los acumuladores de plomo que se usan en las baterías de los coches. El ánodo está formado por láminas de plomo y el cátodo por óxido de plomo. Proporcionan una fem de 2.1 V Las baterías de Ni-Cd presentan efecto memoria por lo que están siendo sustituidas por baterías Ni-MH (hidruro). Las baterías de litio no contienen metales pesados por lo que son mucho menos contaminantes proporcionan entre 3 y 3.5V - Pilas de combustión Se basan en la reacción entre el hidrógeno y el oxígeno en celdas separadas. Como resultado de canalizar el flujo de electrones del ánodo al cátodo se produce agua y una corriente eléctrica - Batería de plomo Es la que llevan los coches, se carga mediante un alternador cuando el coche está en marcha. El ánodo es un conjunto de láminas de plomo y el cátodo láminas de dióxido de plomo, lasa láminas del ánodo y cátodo están intercaladas y sumergidas en ácido sulfúrico. Normalmente existen seis pares de láminas que producen 12,6 V . La reacción es: Pb + PbO2 + 2 H2SO4 → 2 PbSO4 + 2 H2O - Batería de níquel-cadmio Ánodo Cd y cátodo Ni2O3, se produce hidróxido de cadmio e hidróxido de níquel (II) - Batería de litio Ánodo de grafito y cátodo de óxido de litio-cobalto 8.3 PROCESOS REDOX DE IMPORTANCIA INDUSTRIAL Obtención electrolítica de hidrógeno: Es un proceso de obtención de hidrógeno y oxígeno como elementos químicos. Se obtienen a partir de la electrolisis del agua. Metalurgia: Es un proceso que tiene por objeto la obtención de metales en estado de oxidación cero, reduciéndolos de compuestos en los que se encuentran en estados de oxidación más altos. Uno de los proceso metalúrgicos más extendidos es el del hierro, que se lleva a cabo en los altos hornos. Como materia prima se usan óxidos de hierro y de carbono, el primero se reduce a hierro metal y el segundo se oxida a dióxido de carbono. Para mejorar las condiciones del proceso se añade carbonato de calcio que actúa de fundente (baja la temperatura de fusión del mineral que contiene el óxido de hierro) 2 C + O2 → 2 CO FeO + CO → Fe + CO2 Galvanostegia Consiste en recubrir objetos (normalmente metálicos) con una capa metálica. Se usa el cromado y niquelado principalmente. Los objetos a recubrir actúan como cátodo y el metal que los debe recubrir como ánodo Galvanoplastia Se obtienen objetos metálicos a partir de moldes (haciéndoles conductores si hace falta con polvo de grafito normalmente) Anodizado Sirve para dar mayor resistencia a algunos metales. El metal a anodizar actúa como ánodo. Se usa sobre todo con titanio y aluminio.


8.4 RESIDUOS Y RECICLAJE ¿Por qué reciclar las Pilas y Baterías? Producen serios problemas en la salud:

Se han descubierto acumulaciones de mercurio en peces, para quienes esta sustancia no resulta tóxica dado que cuentan con un enlace proteínico que fija el mercurio a sus tejidos sin que dañe sus órganos vitales. Pero, cuando los seres humanos ingiere los peces, el mercurio se libera, recupera su toxicidad y le provoca, a mediano o largo plazo, daños en los tejidos cerebrales y en el sistema nervioso central.

Lo mismo ocurre con el cadmio que contamina las aguas y el aire e ingresa a los cultivos. El cuerpo humano tarda décadas en eliminarlo y su absorción continuada puede producir serias lesiones renales, carcinomas, problemas pulmonares y en el hígado.

Otra razón importante para reciclar las pilas y baterías es que éstas pueden ser consideradas como una fuente de materias prima secundaria ya que de ellas se puede recuperar el níquel, cobalto y plata. Las pilas sufren la corrosión de sus carcasas internamente por sus componentes y externamente por la acción climática y por la fermentación de la basura, especialmente la materia orgánica, que al elevar su temperatura hasta los 70º C, acelera el proceso de degradación. Cuando se produce el derrame de los electrolitos internos de las pilas, arrastra sus metales pesados. Estos metales fluyen por el suelo contaminando toda forma de vida (asimilación vegetal y animal). El mecanismo de movilidad a través del suelo, se ve favorecido al estar los metales en su forma oxidada, estos los hace mucho más rápido en terrenos salinos o con pH muy ácido. El núcleo de la problemática radica en la amplia variedad y tipos diferentes de pilas. Esto hace que sea más complicada su gestión ya que sus formas de tratamiento y reciclado son diferentes. La gestión ambientalmente adecuada de las pilas comienza con la elección del producto que luego se convertirá en el residuo que deberemos desechar. Por ello es importante el papel del consumidor al momento de seleccionar la pila, ya que determinará a mediano plazo la calidad de los productos ofrecidos en el mercado. Es conveniente comprar pilas recargables, porque se produce una gran reducción en el volumen de residuos a desechar, puesto que cada vez que se recarga la pila se evita tirar a la basura otra. Otra alternativa es optar por las pilas alcalinas con mínimo de mercurio. También es recomendable usar calculadoras o aparatos a energía solar y no dejar las pilas al alcance de los niños. Pueden llevarlas a la boca y hacer una inconsciente ingesta de metales pesados con su consiguiente peligro para la salud. El proceso de reciclado requiere de su trituración, excepto en el caso de las pilas botón. Como residuo de la trituración de las pilas normales se obtiene escoria férrica y no férrica, papel, plástico y polvo de pila. Este último debe seguir procesos para recuperar los metales que contiene. Las pilas trituradas se introducen en un destilador que se calienta hasta la temperatura adecuada para su posterior condensación, permitiendo la obtención del mercurio con un elevado grado de pureza (superior al 96%). En el caso de las pilas botón, éstas son sometidas a un proceso de tratamiento para la recuperación de mercurio también mediante destilación. Las pilas botón y las de óxido de mercurio, tanto como las de NiCd y las de plomo, se envían a recicladoras para la recuperación de metales. Las pilas alcalinas de manganeso, las comunes de zinc-carbón y las de litio se envían a las industrias metalúrgicas. Reciclando pilas en la industria metalúrgica Números ensayos realizados en establecimientos de Europa, demostraron que las pilas para uso general, comunes y alcalinas sin mercurio agregado, pueden ser recicladas satisfactoriamente en industrias metalúrgicas. Se identificaron procesos que permiten reciclar las fracciones de zinc, manganeso y acero contenidas en las pilas y recuperar el carbón como energía en procesos de fundición.


Para que las pilas puedan ser recicladas por la industria metalúrgica, su contenido de mercurio no debe ser mayor que 5 ppm (parte por millón). La generación anual de pilas por cada 1.000 habitantes son de 361 kilogramos en el caso de las pilas alcalinas y salinas y de 0,87 kilogramos en el caso de las pilas botón(2). Desde el 1º de enero de 1994 todas estas pilas de uso general vendidas por miembros de la EPBA son libres de mercurio. En 1989, las pilas eran responsables del 88% del mercurio y del 54% del cadmio en los residuos sólidos urbanos. Actualmente, en la Unión Europea no se permite la venta de pilas muy contaminantes (alcalinas o de dióxido de manganeso con más del 0.05% de mercurio). Alemania fue más allá de esta directiva y obliga a comerciantes e industriales a devolver y reciclar respectivamente las pilas usadas, incluyendo las comunes de cinc-carbón y las alcalinas con bajo contenido de mercurio.


TEMA 7 ESTUDIO DE ALGUNAS FUNCIONES ORGÁNICAS 1.CARACTERÍSTICAS DE LOS COMPUESTOS DEL CARBONO: En química vamos a encontrar que la mayoría de los compuestos están formados a partir del carbono. Este carbono va a aparecer siempre hibridado, lo que condicionará la geometría de las moléculas resultantes; puede aparecer con hibridaciones sp3, sp2 y sp, que corresponderán con enlaces sencillos, dobles y triples respectivamente (ver tema enlaces). Las distintas uniones entre carbonos van a formar cadenas de compuestos llamadas alcanos, alquenos o alquinos. Además pueden aparecer otros átomos distintos al carbono, y su presencia la identificamos por los distintos grupos funcionales que van a constituir (ver formulación orgánica) Un grupo funcional es un conjunto de átomos que confieren a la molécula unas características determinadas Se denomina serie homóloga al conjunto de compuestos con el mismo grupo funcional y que se diferencian por el número de carbonos que tienen en la cadena carbonada * 2.EFECTOS A TENER EN CUENTA EN LA CADENAS CARBONADAS Como ocurre con la moléculas inorgánicas vamos a encontrarnos con el fenómeno de la polaridad, medido a partir del momento dipolar, que aparece debido a la diferencia de electronegatividad de los átomos que forman los distintos enlaces. La presencia de los distintos grupos funcionales va a producir otros dos efectos que no aparecen en las moléculas inorgánicas: Efecto inductivo I: aparece cuando tenemos enlaces polares. Consiste en un desplazamiento electrónico de los electrones de enlaces contiguos al enlace polar, se desplazan electrones de los enlaces sigma. Este efecto puede ser de dos tipos: dador o positivo +I debido a átomos o grupos de átomos que tienden a ceder electrones (normalmente cadenas carbonadas) Aceptor o negativo –I debido a átomos o grupos de átomos que tienden a coger electrones (ácidos, halógenos) El efecto inductivo se transmite a lo largo de la cadena, pero va perdiendo intensidad. Efecto mesómero M: también llamado de resonancia, aparece cuando tenemos dobles enlaces conjugados (alternados) o dobles enlaces y pares de electrones libre alternados. Consiste en un desplazamiento permanente de los electrones de los enlaces pi. Diferenciamos entre efecto mesómero negativo –M cuando los electrones tienden a atraerse hacia el grupo funcional (ácidos, NO2) y efecto mesómero positivo +M cuando tienden a alejar los electrones del enlace (OH, OR, NH2) * 3. REPRESENTACIÓN DE LAS MOLÉCULAS ORGÁNICAS Podemos encontrar distintos tipos de fórmulas: • Moleculares y empíricas: indican solamente el número de átomos de cada elemento • Estructurales: indican además como están colocados los distintos átomos. Dentro de estas existen tres

tipos: - Semidesarrolladas: solamente se indican los enlaces que unen los átomos de carbomo - Desarrolladas: Se indican todos los enlaces que existen en la molécula - Tridimensionales: Se indica la orientación espacial de los distintos enlaces de la molécula


*4. ISOMERÍA Aparece cuando tenemos en cuenta la distribución espacial de los enlaces. Así llamamos isómeros a los compuestos que tienen la misma formula molecular pero distinta fórmula estructural y por lo tanto distintas propiedades . Existen dos tipos fundamentales de isomería la estructural y la estereoisomería. a) Estructural: Es debida a la diferente posición de los átomos dentro de la molécula, encontramos tres

tipos: • De cadena: los átomos de carbono están colocados de modo distinto en la molécula • De posición: El grupo funcional puede estar colocado en distinta posición dentro de la cadena

carbonada • De función: tienen distinto grupo funcional

b) estereoisomería: solamente se diferencian en la orientación espacial de los átomos, no en el lugar donde están colocados. Dos tipos • Optica: Cuando no tenemos carbonos asimétricos (no unidos a cuatro grupos distintos) a los

compuestos que la tienen se los llama enantiómeros si una imagen es especular de la otra (no se pueden superponer). Cada uno gira el plano de vibración de la luz polarizada en uno u otro sentido así hablamos de isómeros D y L. Cuando tenemos una mezcla al 50% de cada uno de ellos decimos que tenemos una mezcla racémica y esta no presenta actividad óptica (desvío) aparente. Si presentan isomería óptica pero no son imágenes especulares se les llama diastereoisómeros.

• Geométrica: aparece en moléculas que tienen algún doble enlace. Según la posición de los sustituyentes más importante encontramos isómeros cis (ambos al mismo lado) o trans (en lados opuestos)

*5. REACTIVIDAD EN QUÍMICA ORGÁNICA a) En función de como se lleva cabo el proceso de ruptura de enlaces de la reacción, distinguimos dos tipos de reacciones orgánicas:

- Por ruptura homolítica: el enlace se rompe de manera simétrica, cada átomo del enlace se lleva la mitad de los electrones compartidos en el enlace. Se forman radicales libres

- Por ruptura heterolítica: el enlace se rompe de manera asimétrica, uno de los átomos del enlace se lleva los electrones compartidos y el otro se queda sin ellos. Se crean iones: al positivo se le llama carbocatión y al negativo carbanión.

En realidad radicales libres, carbaniones y carbocationes van a ser intermedios de reacción química posterior ya que por si solos son muy poco estables. b) Así las reacciones que dan los radicales libres se llaman radicálicas y la de los iones iónicas. c) Dentro de las reacciones iónicas distinguimos dos tipos según como actúen los reactivos: • Nucleófilas: cuando uno de los reactivos busca en el otro un punto que tenga carga positiva o

deficiencia de carga negativa. • Electrófilas: cuando uno de los reactivos busca en el otro un punto con carga negativa. d) Según como se de l proceso de rEAcción distinguimos reacciones concertadas si se producen de una vez o reacciones no concertadas si se producen compuestos intermedios que posteriormente se transforman en el compuesto final (no son complejos activados, sino especies distintas) *6. PRINCIPALES TIPOS DE REACCIONES ORGÁNICAS

- Reacciones de sustitución o desplazamiento: un átomo o grupo atómico es cambiado completamente por otro átomo o grupo atómico distinto.

- Reacciones de adición: cuando entran en la molécula átomos o grupos de átomos sin que salga ninguno. Se dan con enlaces múltiples. Ejemplo hidratación y halogenación de enlaces múltiples

- Reacciones de eliminación: cuando salen de la molécula átomos o grupos atómicos sin que entren otros. Se crean enlaces múltiples. Un caso típico es la deshidratación de alcoholes para obtener enlaces múltiples

Todas ellas van a poder ser nucleófilas, electrófilas o de radicales libres, según sean los reactivos.


Otras reacciones orgánicas pueden ser - Redox: un compuesto orgánico se oxida cuando aumenta la proporción de átomos de oxígeno o

cuando disminuye la de átomos de hidrógeno, la reducción es el proceso contrario - Neutralización (ácido + base = sal + agua) - Condensación: dos moléculas orgánicas se unen para formar una molécula mayor con pérdida de

una molécula pequeña normalmente agua o amoníaco ej: esterificación (ácido + alcohol = ester + agua)

- Hidrólisis (ester + base = sal + alcohol) es el proceso contrario a la condensación 7. ALCOHOLES Y ÁCIDOS ORGÁNICOS 7.1 ALCOHOLES Carcaterísticas Grupo hidroxilo, característico de los alcoholes En química se denomina alcohol a aquellos hidrocarburos saturados, o alcanos que contienen un grupo hidroxilo (-OH) en sustitución de un átomo de hidrógeno enlazado de forma covalente. Los alcoholes pueden ser primarios, secundarios o terciarios, en función del número de átomos de hidrógeno sustituidos en el átomo de carbono al que se encuentran enlazado el grupo hidroxilo. A nivel del lenguaje popular se utiliza para indicar comúnmente una bebida alcohólica, que presenta etanol (formula química CH3CH2OH) Propiedades generales Los alcoholes son líquidos incoloros de baja masa molecular y de olor característico, solubles en el agua en proporción variable y menos densos que ella. Al aumentar la masa molecular, aumentan sus puntos de fusión y ebullición, pudiendo ser sólidos a temperatura ambiente (p.e. el pentaerititrol funde a 260 ºC). También disminuye la solubilidad en agua al aumentar el tamaño de la molécula, aunque esto depende de otros factores como la forma de la cadena alquílica. Algunos alcoholes tienen una densidad mayor que la del agua. Sus puntos de fusión y ebullición suelen estar muy separados, por lo que se emplean frecuentemente como componentes de mezclas anticongelantes. Por ejemplo, el 1,2-etanodiol tiene un p.f. de -16 ºC y un p.eb. de 197 ºC. Propiedades químicas Las propiedades químicas de los alcoholes están relacionados con el grupo -OH, que es muy polar y capaz de establecer puentes de hidrógeno con sus moléculas compañeras, con otras moléculas neutras, y con aniones. Muchos alcoholes pueden ser creados por fermentación de frutas o granos con levadura, pero solamente el etanol es producido comercialmente de esta manera, principalmente como combustible y como bebida. Otros alcoholes son generalmente producidos como derivados sintéticos del gas natural o del petróleo. Usos Los alcoholes tienen una gran gama de usos en la industria y en la ciencia como disolventes y combustibles. El etanol y el metanol pueden hacerse combustionar de una manera más limpia que la gasolina o el gasoil. Por su baja toxicidad y disponibilidad para disolver sustancias no polares, el etanol es utilizado frecuentemente como disolvente en fármacos, perfumes y en esencias vitales como la vainilla. Los alcoholes sirven frecuentemente como versátiles intermediarios en la síntesis orgánica. El alcohol de botiquín puede tener varias composiciones. Puede ser totalmente alcohol etílico al 96º, con algún aditivo como el cloruro de benzalconio o alguna sustancia para darle un sabor desagradable. Es lo que se conoce como alcohol etílico desnaturalizado. Si contiene solo etanol, se podría llegar a beber con los mismos efectos que una bebida alcohólica. De hecho, en Suecia para comprar alcohol en un farmacia se necesita receta médica, para controlar a los que podrían bebérselo Otras composiciones: podría contener alcohol isopropílico, no es apto para beberlo, pero puede ser más efectivo para el uso como secante. Habitualmente el alcohol etílico tiene una concentración de 96º, sin embargo, para uso como desinfectante, es más efectivo si esta rebajado hasta una concentración de 70º Reacciones Deshidratación de alcoholes La deshidratación de alcoholes es el proceso químico que consiste en la conversión de un alcohol en un alqueno por proceso de eliminación. Para realizar este procedimiento se utiliza un ácido mineral para


extraer el grupo hidroxilo (OH) desde el alcohol, generando una carga positiva en el carbono del cual fue extraído el OH el cual tiene una interacción eléctrica con los electrones más cercanos (por defecto, electrones de un hidrógeno en el caso de no tener otro sustituyente) que forman un doble enlace en remplazo. Por esto, la deshidratación de alcoholes útil, puesto que fácilmente convierte a un alcohol en un alqueno. Un ejemplo simple es la síntesis del ciclohexeno por deshidratación del ciclohexanol. Se puede ver la acción del ácido (H2SO4) ácido sulfúrico el cual quita el grupo hidroxilo del alcohol, generando el doble enlace y agua. 7.2 ÁCIDOS Estructura de un ácido carboxílico, donde R es un hidrógeno o un grupo orgánico. Los ácidos carboxílicos constituyen un grupo de compuestos que se caracterizan porque poseen un grupo funcional llamado grupo carboxilo o grupo carboxi (–COOH); se produce cuando coinciden sobre el mismo carbono un grupo hidroxilo (-OH) y carbonilo (C=O). Se puede representar como COOH ó CO2H. Características Los derivados de los ácidos carboxílicos tienen como formula general R-COOH. Tiene propiedades ácidas; los dos átomos de oxígeno son electronegativos y tienden a atraer a los electrones del átomo de hidrógeno del grupo hidroxilo con lo que se debilita el enlace y es más fácil que se ceda el correspondiente protón, H+, quedando el anión R-COO-. Además, en este anión, la carga negativa se distribuye (se deslocaliza) simétricamente entre los dos átomos de oxígeno, de forma que los enlaces carbono-oxígeno adquieren un carácter de enlace parcialmente doble (resonancia). Generalmente los ácidos carboxílicos son ácidos débiles, con sólo un 1% de sus moléculas disociadas para dar los correspondientes iones, a temperatura ambiente y en disolución acuosa. Pero sí son más ácidos que otros, en los que no se produce esa deslocalización electrónica, como por ejemplo los alcoholes. El ion resultante, R-COO-, se nombra con el sufijo "-ato". Por ejemplo, el anión procedente de la ácido acético se llama ion acetato. Al grupo COO- se le denomina carboxilato. Propiedades físicas Los ácidos de masa molar baja (hasta diez átomos de carbono) son líquidos incoloros, de olor muy desagradable. El olor del vinagre se debe al ácido acético; el de la mantequilla rancia al ácido butírico. El ácido caproico se encuentra en el pelo y secreciones del ganado caprino. El resto sólidos cerosos e inodoros a temperatura ambiente. Sus puntos de fusión y ebullición crecen al aumentar la masa molar. Los ácidos inferiores son solubles en agua; su solubilidad decrece a partir del ácido butírico. Todos los ácidos son solubles en solventes orgánicos Reacciones Los ácidos carboxílicos reaccionan con bases para formar sales (neutralización). En estas sales el hidrógeno del grupo OH se reemplaza con el ion de un metal, por ejemplo Na+. De esta forma, el ácido acético reacciona con bicarbonato de sodio para dar acetato de sodio, dióxido de carbono y agua.

CH3COOH + NaHCO3 → CH3COONa + CO2 + H2O Los grupos carboxilos reaccionan con los grupos amino para formar amidas. En el caso de aminoácidos que reaccionan con otros aminoácidos para dar proteínas, al enlace de tipo amida que se forma se denomina enlace peptídico. Igualmente, los ácidos carboxílicos pueden reaccionar con alcoholes para dar ésteres, o entre sí para dar anhídridos. Los ésteres, anhídridos, halogenuros de ácido y amidas se llaman derivados de ácido. 8. ÉSTERES Características O || R-C-O- R’ En química, los ésteres son compuestos orgánicos en los cuales un grupo orgánico (simbolizado por R') reemplaza a un átomo de hidrógeno (o más de uno) en un ácido oxigenado. Un ácido oxigenado es un ácido cuyas moléculas poseen un grupo hidroxilo (–OH) desde el cual el hidrógeno (H) puede disociarse como un ion protón (H+).


Los ésteres más comunes son los ésteres carboxilados, donde el ácido en cuestión es un ácido carboxílico. Por ejemplo, si el ácido es el ácido acético, el éster es denominado como acetato. Los ésteres pueden también ser formados por ácidos inorgánicos; por ejemplo, el sulfato de dimetilo, es un éster, a veces también llamado "éster dimetílico del ácido sulfúrico". En bioquímica son el producto de la reacción entre los ácidos grasos y los alcoholes. En la formación de ésteres, cada radical OH (grupo hidroxilo) del radical del alcohol se sustituye por la cadena -COO del ácido graso. El H sobrante del grupo carboxilo, se combina con el OH sustituido, formando agua. En química orgánica y bioquímica los ésteres son un grupo funcional compuesto de un radical orgánico unido al residuo de cualquier ácido oxigenado, orgánico o inorgánico. Los ésteres más comúnmente encontrados en la naturaleza son las grasas, que son ésteres de glicerina y ácidos grasos (ácido oleico, ácido esteárico, etc.) Principalmente resultante de la condensación de un ácido carboxílico y un alcohol. El proceso se denomina esterificación: Propiedades físicas Los ésteres pueden participar en los enlaces de hidrógeno como aceptadores, pero no pueden participar como dadores en este tipo de enlaces, a diferencia de los alcoholes de los que derivan. Esta capacidad de participar en los enlaces de hidrógeno les convierte en más hidrosolubles que los hidrocarburos de los que derivan. Pero las ilimitaciones de sus enlaces de hidrógeno los hace más hidrofóbicos que los alcoholes o ácidos de los que derivan. Esta falta de capacidad de actuar como dador de enlace de hidrógeno ocasiona el que no pueda formar enlaces de hidrógeno entre moléculas de ésteres, lo que los hace más volátiles que un ácido o alcohol de similar peso molecular. Muchos ésteres tienen un aroma característico, lo que hace que se utilicen ampliamente como sabores y fragancias artificiales. Por ejemplo:

• butanoato de metilo: olor a Piña • salicilato de metilo (aceite de siempreverde): olor de las pomadas Germolene™ y Ralgex™

(Reino Unido) • octanoato de heptilo: olor a frambuesa • etanoato de pentilo: olor a plátano • pentanoato de pentilo: olor a manzana • butanoato de pentilo: olor a pera o a albaricoque • etanoato de octilo: olor a naranja.

Los ésteres también participan en la hidrólisis esterárica: la ruptura de un éster por agua. Los ésteres también pueden ser descompuestos por ácidos o bases fuertes. Como resultado, se descomponen en un alcohol y un ácido carboxílico, o una sal de un ácido carboxílico: Propiedades químicas En las reacciones de los ésteres, la cadena se rompe siempre en un enlace sencillo, ya sea entre el oxígeno y el alcohol o R, ya sea entre el oxígeno y el grupo R-CO-, eliminando así el alcohol o uno de sus derivados. La saponificación de los ésteres, llamada así por su analogía con la formación de jabones a partir de las grasas, es la reacción inversa a la esterificación: Los ésteres se hidrogenan más fácilmente que los ácidos, empleándose generalmente el éster etílico tratado con una mezcla de sodio y alcohol, y se condensan entre sí en presencia de sodio y con las cetonas. 9. APLICACIONES INDUSTRIALES DE LA QUÍMICA DEL CARBONO (POLÍMEROS) Los polímeros son moléculas de elevada masa molecular (macromoléculas) que se obtienen por la unión de numerosas moléculas más pequeñas denominadas monómeros. Existen polímeros naturales como son los hidratos de carbono, los lípidos, las proteínas y las cadenas de ADN, pero nos vamos a centrar en polímeros artificiales. La mayoría de los monómeros necesarios para obtener polímeros artificiales se obtienen del carbón, gas natural o petróleo. • A partir del petróleo: este es una mezcla de hidrocarburos lineales y aromáticos, algunos contienen

compuestos de nitrógeno y azufre. Mediante el refinado se separa según la masa molecular de sus componentes. Los monómeros que se usan para polimerización suponen alrededor de un 4% del total del refino: benceno, tolueno, xileno, eteno, acetileno, propeno y buteno


• A partir del gas natural: este es una mezcla de hidrocarburos de baja masa molecular (de ahí su estado gaseoso): eteno, acetileno, propeno y buteno

• A partir del carbón: al calentarlo se obtienen compuestos aromáticos que son los usados en polimerización: benceno, tolueno y xileno

9.1 PROCESOS DE POLIMERIZACIÓN Existen dos tipos fundamentales de polimerización en función del tipo de reacción química que tiene lugar: adición y condensación.

a) Polímeros por adición: no se produce pérdida de ninguna molécula, se producen normalmente por adición a dobles enlaces. Es un proceso en cadena que se inicia con la formación de radicales libres. Los más característicos:

el polietileno obtenido a partir del eteno el neopreno obtenido a partir del 2-cloro-1,3-butadieno el propileno a partir de propeno el poliestireno a partir del estireno (etenil benceno) el teflón a partir de tetrafluoro eteno el PVC (Cloruro de polivinilo) a partir de cloruro de vinilo (cloro eteno) b) Polímeros por condensación: se produce pérdida de moléculas de baja MM (H2O, NH3 o HCl)..

Los más característicos: la baquelita obtenido a partir de fenol y formaldehído el poliéster obtenido a partir de etilenglicol y ácido tereftálico las poliamidas como el nailon a partir de 1,6-diaminohexano y ácido hexanodioico

9.2 EJEMPLOS DE POLÍMEROS IMPORTANTES

• PVC Es uno de los plásticos de mayor consumo de obtiene del clroruro de vinilo o cloroeteno (CH2=CHCl) por adición. El PVC puro es muy duro pero frágil, por ello se añaden pastificantes consiguiendo desde sólidos rígidos para fabricación de tuberías y ventanas, hasta PVC blando que se usa como goma, aislamientos de cables. Su escasa biodegradabilidad y su combustión en la que libera agentes cancerígenos como las dioxinas está provocando un replanteamiento en sus usos.

• NAILON Existen distintos tipos de nailon, todos ellos forman parete de un tipo de polímeros denominados poliamidas que se obtienen por condensación de ácido hexanodióico y la 1,6-hexanodiamina. Se obtienen fibras con una gran resistencia a la rotura, muy elásticas y ligeras y que no encogen al lavarlas. Se secan rápidamente y no requieren planchado.

• CAUCHO Es un polímero natural obtenido por adición a partir del cis-isopropeno (2-metil-1,3-butadieno). El polímero natural no adquiere elasticidad y resistencia si no se le somete a la vulcanización. Este proceso descubierto por Charles Goodyear consiste en la calefacción del caucho con azufre, formándose puentes disulfuro entre las cadenas, por ello cuando es estirado y forzado a perder su forma la recupera si cesa la fuerza deformadora. La vulcanización aumenta su resistencia al calor y a la abrasión y convierte al polímero en insoluble en disolventes orgánicos. 9.3 PROBLEMAS MEDIOAMBIENTALES ASOCIADOS AL USO DE POLÍMEROS La irrupción de los polímeros, materiales sintéticos desconocidos prácticamente hasta los años 30 del Siglo pasado, ha generado un problema medioambiental difícil de prever cuando estos materiales se introdujeron Aunque es importante marcar bien el territorio. Poco más de un 4% del petróleo que se extrae se emplea por la industria petroquímica para la producción de sustancias químicas susceptibles de ser empleadas


como monómeros, a partir de los cuales, sintetizar polímeros A pesar de ello, una parte importante de la población identifica plásticos con basura que se acumula de forma descontrolada. Y ello es debido que una parte significativa (40%) de todos los termoplásticos que se producen en el mundo se emplean en el sector del envase y embalaje y una parte importante de ellos tienen un ciclo de vida muy corto, acabando rápidamente en los Residuos Sólidos Urbanos (RSU). En contra de los que pudiera parecer, y debido a su pequeña densidad, los polímeros no llegan a suponer más que el 8-10% de los citados RSU en peso, aunque si pasamos a volumen, la cifra se puede ir en torno al 20%. La eliminación de los residuos plásticos plantea el problema de su estabilidad. Se trata de materiales que, en la mayoría de los casos, no se biodegradan, por lo que su cada vez más extendido uso está planteando problemas. Como en otros materiales constitutivos de los RSU, las soluciones pasan por el cada vez más impopular y costoso depósito en vertederos o por la solución de las tres R: Reducir, Reutilizar, Reciclar. El Reciclado, en el momento presente, es la única solución que permitiría un destino razonable de los Residuos Plásticos. Se contemplan tres diferentes alternativas de reciclado, a saber: Reciclado mecánico o utilización de dichos materiales en sucesivos procesados. Es una solución solo viable para los termoplásticos que permiten moldeados diversos, aunque perdiendo propiedades en cada uno de ellos. El reciclado mecánico necesita, sin embargo, de una buena separación previa de los diferentes materiales empleados, ya que la mayor parte de ellos son incompatibles entre sí y una mezcla de ellos, tal y como se encuentra en los RSU, proporcionaría materiales inservibles para muchas aplicaciones. Reciclado químico, que implica procesos en los que el polímero, de alguna manera, se despolimeriza, dando lugar a materiales monoméricos reutilizables en la obtención de nuevos polímeros. Valorización energética o incineración. La mayor parte de los polímeros contienes fundamentalmente C,H, O y N y tienen calores de combustión similares o mayores que el carbón o el gas natural. Aunque es cierto que algunos, como el PVC, pueden plantear problemas de eliminación posterior de los gases de la combustión es una solución que viene siendo aceptada desde hace años por muchos países del área occidental. La incineración de plásticos nos introduce directamente al material más denostado en estos asuntos: el PVC y la acusación siempre presente de que es el causante de la generación de la mayor parte de las dioxinas que se producen en una incineradoras. Bajo el nombre de dioxinas se esconde una vasta familia de derivados policíclicos como los que se ven en la pantalla y sus derivados sustituidos. Por ejemplo, el compuesto que tiene cuatro cloros en los carbonos 2, 3, 7 y 8 de la estructura que la transparencia llama PCDD, es tenido por uno de los compuestos químicos más peligrosos. Las dioxinas son compuestos muy estables y tienden a acumularse en los organismos vivos. Aunque las dioxinas se producen en muchos procesos naturales (incendios de bosques y casa de madera) e industriales (papeleras, hornos de acerías, combustión en automóviles), se sigue creyendo que una parte importante de las dioxinas provienen de procesos de incineración (incluidos los de los cadáveres) y, dentro de ellos, de la incineración de plásticos que contienen cloro, sobre todo el PVC. La polémica sigue abierta y los puntos de vista dependen mucho de la postura de cada uno pero debe tenerse en cuenta que en las basuras urbanas el PVC representa menos del 1% y que hay estudios como el de la Universidad de Lancaster en 1996 que mostraban que el nivel de dioxinas en el Reino Unido había caído a niveles de los años 40, tras un pico en 1972. Y sin embargo, desde los 70, el consumo de PVC sigue creciendo. Pero hay otros frentes en el que el PVC es un absoluto demonio medioambiental. Ya hemos mencionado previamente la peligrosidad del cloruro de vinilo y la adaptación de las tecnologías de producción de cara a eliminar lo más posible ese efecto dañino. Según Greenpeace hay que eliminar el PVC del ámbito de la construcción porque su combustión produce ácido clorhídrico, contribuyendo, por tanto, a la lluvia ácida. El argumento parece consistente pero, sin embargo, habrá que matizar, pues los incendios son fortuitos y la presencia de cloro en la unidad repetitiva del PVC lo convierte en un material autoextinguible, es decir, las llamas no se propagan a través de él, como es fácil de observar si acercamos una llama a una tarjeta de crédito, muchas de ellas de PVC. Otra polémica ha estado centrada en el uso de plastificantes a base de ftalatos para conseguir el llamado PVC flexible. Tras un informe médico en el que se relacionaba a éstos plastificantes con la progresiva disminución de la fertilidad masculina, la polémica ya estaba servida. Debe tenerse en cuenta que el PVC


flexible se ha usado durante años en juguetes, en mordedores infantiles, en una serie de objetos en los que cabía la posibilidad de migración del plastificante hacia la superficie y su posterior arrastre por la saliva o el sudor de quien muerda o maneje estos objetos. La inmediata reacción ha sido la eliminación del PVC en la fabricación de este tipo de objetos, a los que pudieran estar expuestos los niños. Sin embargo, la mayor parte de los informes que organismos internacionales han encargado al respecto son bastante tranquilizadores. No está suficientemente demostrada la peligrosidad de esas sustancias en las concentraciones que, usualmente, pueden pasar a los seres humanos. Y de hecho, como hemos visto en una foto anterior, el PVC es el componentes fundamental de las bolsas de sueros, que se inyectan directamente vía intravenosa a los enfermos. No parece lógico que si el peligro estuviera suficientemente claro, ese uso pudiera pervivir por mucho tiempo. Una alternativa drástica, altamente deseable sería sustituir los actuales polímeros derivados del petróleo por polímeros que fueran biodegradables en las condiciones habituales existentes en el medio ambiente. Aunque hay varias polímeros de origen sintético que se biodegradan, como es el caso de la policaprolactona, la mejor opción es la de los obtenidos a partir de fuentes renovables, fundamentalmente biomasa y que, además, sean biodegradables. Entre estos últimos llevan varios años en el candelero los polímeros derivados del ácido láctico y los polihidroxialcanoatos, el más conocido de los cuales es el PHB. Se trata de materiales que, hoy por hoy, no pueden competir con los polímeros y plásticos que utilizamos, pero sus opciones no deben descartarse en un horizonte de petróleo escaso y caro. 9.4 CLASIFICACIÓN DE PLÁSTICOS Y SU RECICLADO

Código Descripción Envases Reciclado

Polietileno Terephtalato. (PET, PETE). PET es claro, duro, y buena barrera contra

gas y humedad. Comúnmente usado en botellas de bebidas y en envases de

productos hechos por inyección. Otras aplicaciones son correas y contenedores para alimentos. Las hojuelas y bolitas de

PET limpio y reciclado tienen gran demanda para fibras para hilo de tapetes, producir relleno de fibra y geo-textiles.

Nombre común: Poliester.

Bebidas suaves, agua, bebidas

energéticas, cerveza, enjuague bucal, salsa

de tomate, salsas para ensalada.

Película para horno microondas y

bandejas para hornos microondas.

Fibras, bolsas de carga, ropa, película

y lámina, contenedores para comidas y bebidas, tapetes, amarres,

ropa de lana, equipaje y botellas.

Polietileno Alta Densidad (HDPE). Es usado para hacer botellas para leche, jugos,

agua y productos de lavandería. Las botellas sin pigmentar son translúcidas, tienen buenas propiedades de barrera y

dureza, adecuado para envasar productos de poca vida como leche. Tiene buena

resistencia química, es usado para envasar muchos químicos de hogar e industriales como detergentes y blanqueadores.Las

botellas pigmentadas tienen mejor resistencia a las fracturas que las

despigmentadas de HDPE.

Leche, agua, jugos, cosméticos,

shampoo, botellas de jabón para platos y

ropa, tarros de yogurt y

mantequilla, revestimiento de cajas de cereal,

bolsas de mercado y basura.

Detergente líquido para ropa, botellas

para shampoo, acondicionador y aceites de carro; tubos, cajones,

macetas para flores, bordes de jardín,

películas y láminas, recipientes para

reciclaje, bancas, casas para perros, madera plástica,

baldosas, mesas de picnic, cercas.


Vinilo (Cloruro de Polivinilo o PVC): Además de sus propiedades físicas

estables, PVC tiene excelente resistencia química, buena resistencia al medio

ambiente, propiedades eléctricas estables. Los productos de vinillo se pueden dividir en materiales rígidos y flexibles. Botellas y

láminas para envase son los mayores mercados, pero también es muy usado en

la construcción en aplicaciones como tuberías, alma de tapetes, y ventanas. El

vinilo flexible se usa en películas y láminas, cubrimiento de pisos, productos de cuero sintético, recubrimientos, bolsas

de sangre, tubería médica, y otras aplicaciones.

Envases claros para comida y otros, tubería médica,

película y láminas, productos para

construcción como tubería, baldosas

para piso, tapetes y marcos de ventanas.

Envases, hojas sueltas de

archivador, balcones, paneles, canales, película y

lámina, azulejos del piso y esteras, suelo resistente, bandejas

del casete, cajas eléctricas, cables, conos del tráfico,

manguera del jardín.

Polietileno de Baja Densidad(LDPE).Utilizado en los usos de película debido a su dureza, flexibilidad y transparencia relativa, haciéndola popular para uso donde es necesario el cierre por calor. El LDPE también se utiliza para

fabricar algunas tapas flexibles y botellas, se utiliza en alambre y cables.

Bolsas de lavandería, de pan

y de alimentos congelados,

botellas exprimibles, p.ej..

miel, mostaza.

Sobres de envío, azulejo del piso,

muebles, película y lámina,

compartimientos de compost vegetal,

panelería, botes de basura, madera del paisaje, madera de

construcción.

Polipropileno (PP). Tiene buena resistencia química, es fuerte, y tiene un alto punto de

fusión que la hace buena para contener líquidos calientes. El PP se encuentra desde empaquetado flexible y rígido hasta fibras y

piezas moldeadas grandes para productos automotores y de consumo.

Botellas de salsa de tomate, envases de yogur y tinas de la margarina, botellas

de medicina.

Las cajas de la batería del

automóvil, luces señalizadoras, cables

de batería, las escobas, cepillos,

raspadores de hielo, embudos de aceite,

estantes de bicicleta, rastrillos,

compartimientos, plataformas,

bandejas.

Poliestireno (PS). Es un plástico versátil que puede ser rígido o hecho espuma. El

poliestireno de uso general es claro, duro y frágil. Tiene un punto de fusión

relativamente bajo. Los usos típicos incluyen la empaquetadura protectora, los

envases, las tapas, tazas, botellas y bandejas.

Cajas de disco compacto, usos del

servicio de alimento, bandejas

de la carne, cartones de huevos,

botellas de la aspirina, tazas,

placas.

Termómetros, placas del interruptor de luz, aislamiento

termal, cartones del huevo, respiraderos,

bandejas de escritorio, reglas,

marcos de la placa, embalaje de icopor, placas de la espuma,

tazas.


Otro. El uso de este código indica que el paquete está hecho con una resina que no es de las seis enumeradas arriba, o se hace de

más de una resina enumerada arriba, y usada en una combinación de múltiples

capas.

Botellas de tres y cinco galones

reutilizables para agua, jugos de frutas cítricas y

botellas de salsa de tomate.

Botellas, usos plásticos de la

madera plástica de construcción.

10. LA SÍNTESIS DE MEDICAMENTOS La industria farmacéutica es un sector dedicado a la fabricación y preparación de productos químicos medicinales para la prevención o tratamiento de las enfermedades. Algunas empresas fabrican productos a granel (producción primaria), y los preparan para su uso médico mediante procesos de producción secundaria, fabricando pastillas, cápsulas o sobres para administración oral, soluciones para inyección, óvulos y supositorios. Muchas compañías farmacéuticas realizan tareas de investigación y desarrollo (I+D) con el fin de introducir nuevos tratamientos mejorados. En algunos países, cada etapa de pruebas de nuevos fármacos con animales domésticos (de granja o de laboratorio) o con seres humanos, tiene que recibir la autorización de los organismos reguladores nacionales. Si se produce la aprobación final se concede la autorización para utilizarlos en condiciones determinadas. En otros países se puede obtener el permiso de distribuir un fármaco presentando la autorización del país de origen. La mayoría de los países conceden patentes para los medicamentos o fármacos por periodos de unos 15 años a partir de la fecha de autorización. Las compañías asignan una marca registrada a sus innovaciones, que pasan a ser de su propiedad exclusiva. Además, los nuevos medicamentos reciben un nombre genérico oficial de propiedad pública. Una vez que expira la patente, cualquier empresa que cumpla las normas del organismo regulador puede fabricar y vender productos con el nombre genérico. HISTORIA DE LA INDUSTRIA FARMACÉUTICA A principios del siglo XIX, los boticarios, químicos o los propietarios de herbolarios obtenían partes secas de diversas plantas, recogidas localmente o en otros continentes. Éstas últimas se compraban a los especieros, que fundamentalmente importaban especias, pero como negocio secundario también comerciaban con productos utilizados con fines medicinales, entre ellos el opio de Persia o la ipecacuana de Suramérica. Los productos químicos sencillos y los minerales se adquirían a comerciantes de aceites y gomas. Los boticarios y químicos fabricaban diversos preparados con estas sustancias, como extractos, tinturas, mezclas, lociones, pomadas o píldoras. Algunos profesionales elaboraban mayor cantidad de preparados de los que necesitaban para su propio uso y los vendían a granel a sus compañeros. LAS PRIMERAS MEDICINAS SINTÉTICAS Los productos químicos extraídos de plantas o animales se conocían como orgánicos, en contraposición a los compuestos inorgánicos derivados de otras fuentes; se creía que los primeros sólo podían ser producidos por los organismos vivos, de ahí su nombre. En 1828, no obstante, el químico alemán Friedrich Wöhler calentó un compuesto inorgánico, el cianato de amonio, y consiguió producir urea, que anteriormente sólo se había conseguido aislar a partir de la orina. Esta síntesis revolucionaria hizo que se intentaran sintetizar otros compuestos orgánicos. Para la futura industria farmacéutica tuvo gran importancia el descubrimiento accidental, en 1856, del primer colorante sintético, la 'malva'. Los colorantes o tintes sintéticos tuvieron un impacto enorme en los avances médicos. Aumentó considerablemente la gama de productos biológicos de tintura, lo cual aceleró el progreso de la bacteriología y la histología. La investigación de nuevos colores estimuló el estudio de la química orgánica, lo cual a su vez fomentó la investigación de nuevas medicinas. El primer fármaco sintético fue la acetofenidina, comercializada en 1885 como analgésico por la empresa Bayer, de Leverkusen (Alemania) bajo la marca Phenacetin. El paracetamol -utilizado hoy como analgésico- derivó posteriormente de aquel compuesto. El segundo fármaco sintético importante, comercializado en 1897, fue el ácido acetilsalicílico, creado por el doctor Felix Hoffmann en los laboratorios de investigación de Bayer. Este fármaco se vendió en todo el


mundo con el nombre comercial de Aspirina, propiedad de Bayer, y supuso un tratamiento nuevo y eficaz para los dolores reumáticos. 10.1 LA SÍNTESIS DE LA ASPIRINA

En un matraz erlenmeyer de 100 ml se añaden 5 g. de ácido salicílico, 10 ml de anhídrido acético y 2 ml de ácido sulfúrico concentrado. La mezcla se agita suavemente hasta que la temperatura se eleva a los 70-80 ºC y se disuelva todo el ácido salicílico. Después de 15 minutos la temperatura de la solución baja cerca de los 30-40 ºC y dentro del matraz se forma una masa sólida de cristales de aspirina.

Posteriormente se añaden 50 ml de agua fría, se agita la suspensión y se recogen todos los cristales por filtración sobre un embudo de buchner, la muestra de aspirina se seca al aire.

10.2 IMPORTANCIA Y REPERCUSIONES DE LA INDUSTRIA QUÍMICA ORGÁNICA Más del 95% de las sustancias químicas conocidas son compuestos del carbono y más de la mitad de los químicos actuales en el mundo se denominan a sí mismos químicos orgánicos


Todos los compuestos responsables de la vida (ácidos nucleicos, proteínas, enzimas, hormonas, azúcares, lípidos, vitaminas, etc.) son sustancias orgánicas. El progreso de la Química Orgánica permite profundizar en el esclarecimiento de los procesos vitales. La industria química (fármacos, polímeros, pesticidas, herbicidas, etc.) juega un papel muy importante en la economía mundial e incide en muchos aspectos de nuestra vida diaria con sus productos Es la química de los compuestos del carbono y es una ciencia básica para la bioquímica, la medicina, la microbiología y otras ciencias donde la química del carbono es fundamental. A pesar de eso la Química Orgánica es importante por si misma. ya que es vital para sintetizar medicamentos que son tan útiles hoy en día, puedes tener miles de compuestos que pueden tener actividad biológica y pueden ser alternativas de curas para enfermedades nuevas o mejores para enfermedades duras, o incluso de esas que son incurables ahora. Otro aspecto vital de la química orgánica es desde luego los polímeros sintéticos, gracias a esa química cada año la industria polimérica tiene casi mil nuevas patentes, es primordial la industria de polímeros para el estilo de vida que llevamos hoy en día. Si quieres más aplicaciones, ve la industria de alimentos, ya que colorantes nuevos por año no se pueden lograr si no entendiéramos al carbono, nuevas formas de alimentos, nuevas formas para preparar alimentos sólo al saber como actúa el carbono Desarrollo sostenible y la química orgánica Los productos orgánicos han mejorado nuestra calidad y esperanza de vida. Podemos citar una familia de compuestos que a casi todos nos ha salvado la vida, los antibióticos. En ciertos casos, sus vertidos han contaminado gravemente el medio ambiente, causado lesiones, enfermedades e incluso la muerte a los seres humanos. Fármacos como la Talidomida, vertidos como el de Bhopal en la India ponen de manifiesto la parte más negativa de de la industria química.


FORMULACIÓN ORGÁNICA Estudia los compuestos del carbono, se le denomina química del carbono Existen varios tipos de fórmulas orgánicas: - Fórmula empírica: indica qué átomos y en qué proporción forman una molécula - Fórmula molecular: indica qué átomos y forman la molécula y cuantos hay exactamente. Dentro de esta

podemos encontrar tres clases: o Fórmula semidesarrollada: se especifican los enlaces carbono – carbono y el resto aparecen

agrupados o Fórmula desarrollada: se representan en el plano todos los enlaces de la molécula con ángulos

de 90º aun que realmente no sean así o Fórmula espacial: es una representación tridimensional de los enlaces con sus correspondientes

ángulos

GRUPOS FUNCIONALES Y SERIES HOMÓLOGAS:

Grupo funcional: átomo o conjunto de átomos que confiere unas propiedades características al compuesto Serie homóloga: moléculas de distinta masa molecular que tienen el mismo grupo funcional

Prioridad Grupo funcional Terminación Prefijo

Ácido

R – C = O

OH

Ácido - oico

Carboxi -

Éster

R – C = O

R ‘

R – ato

de R’ – ilo

-

iloxicarbonil-

Amida

R – C = O

NH2

- amida

Carbamoil-

Nitrilo

R – C ≡ N

- nitrilo Cianuro de -

ilo

Ciano-

Aldehido

R – C = O

H

- al

Formal-

Cetona

R

C = O

R’

- ona

Oxo-

Alcohol

R – OH

- ol

Hidroxi-

Amina

R – NH2

- amina

Amino-

Éter

R – O – R’

R R’ – éter

- iloxi-

Nitro

Derivado

- NO2

Nitro -

Nitro-

Prioridad Grupo funcional Terminación Prefijo

Alquino

C ≡ C

- ino

- inilo

Alqueno

C = C

- eno

- enilo-

Alcano

C – C

-ano

-il o -ilo

Reglas generales para formular:

1- Localizar la cadena principal: - debe incluir al grupo funcional más

importante - si hay varias posibilidades se escoge la

de mayor número de carbonos - se enumera de tal forma que el número

más bajo corresponda al grupo principal 2- Se nombran usando un prefijo que indica el

número de átomos de carbono que forman la cadena principal: met o form (1), et o acet (2), prop (3), but (4), pent (5), hex (6), Hept (7), oct (8), non (9) y un sufijo que corresponde al grupo funcional principal

3- Los grupos funcionales no prioritarios se nombran como sustituyentes, incluidas las cardenas de carbono no principales, por orden alfabético, indicando con un número el carbono sobre el que están situados


HIDROCARBUROS Constituidos por carbono e hidrógeno. Se clasifican en alifáticos (son cadenas más o menos ramificadas) y aromáticos (formados por anillos de benceno C6H6) Alifáticos: - Lineales

• Saturados : alcanos • Insaturados: alquenos y alquinos

- Cíclicos • Saturados: cicloalcanos • insaturados: cicloalquenos y cicloalquinos

ALCANOS Carbonos unidos por enlaces covalentes sencillos Sin ramificaciones: se nombran usando un prefijo que indica el número de átomos de carbono y la terminación ano Con ramificaciones: - se identifica la cadena principal - se numera por donde tenga los sustituyentes en carbonos de menor número - los sustituyentes se ordenan por orden alfabético, cuando se repiten se ponen prefijos di, tri, tetra, se

especifica el carbono en el que están situados y se nombran según los átomos de carbono terminándolos en il

- se nombra la cadena principal con el prefijo y la terminación ano CICLOALCANOS Se nombran igual que los alcanos pero añadiendo el prefijo ciclo a todo el nombre ALQUENOS Se nombran igual que los alcanos pero añadiendo la terminación eno en vez de ano ALQUINOS Se nombran igual que los alcanos pero añadiendo la terminación ino en vez de ano AROMÁTICOS Nombres conocidos:

Benceno

Tolueno

Fenol

Benzol

Anilina

Ác. Benzoico

Compuestos condensados:

formados por más de un anillo bencénico

Antraceno

Naftaleno

Fenantreno


ALCOHOLES Se indica la ubicación del grupo hidroxilo de la cadena principal y se añade la terminación ol al nobre de la cadena de hidrocarburo ÉTERES Se pueden nombrar de tres formas • Se nombran los dos radicales unidos por el oxígeno y se añade al final el término éter • Se toma el radical más sencillo como sustituyente y se termina en oxi, nombrando después el otro

radical • Se comienza por la palabra éter y se nombran los dos radicales empezando por el más sencillo y se

termina en ico ALDEHIDOS Existen dos forman • Terminando el nombre de la cadena de hidrocarburo principal en aldehido • Se nombra la cadena principal terminando en al CETONAS Existen dos formas • Se nombran los dos radicales y se añade la terminación cetona • Se nombra el hidrocarburo terminado en ona ÁCIDOS Se nombra el precedido de la palabra ácido hidrocarburo añadiendo la terminación oico ÉSTERES Se añade a la cadena principal la terminación ato de y después se nombra el radical que sustituye al hidrógeno del ácido del que procede AMINAS Se nombra el hidrocarburo principal añadiendo la terminación amina AMIDAS Provienen de ácidos en los cuales el grupo OH ha sido sustituido por el NH2 Se nombran como los ácidos quitando la palabra ácido y cambiando la terminación oico por amida NITRILOS Existen dos formas • Se llaman cianuro de y se nombra la cadena a la que está unido (ojo en carbono del C≡N no

cuenta) • Se nombra el hidrocarburo (ahora si se cuenta el carbono del C≡N) y se añade la terminación

nitrilo NITRODERIVADOS Se nombran nitro seguido de le nombre del hidrocarburo donde está situado


ANEXO I: MODALIDAD DE EXÁMEN PRUEBAS DE ACCESO A LA UNIVERSIDAD DE LA ASIGNATURA DE QUÍMICA: ASIGNATURA: QUÍMICA Fecha de actualización: Abril de 2009 Validez desde el curso: 2009-2010 Autorización: Comisión Organizadora de las Pruebas de Acceso a las enseñanzas universitarias de Castilla y León 1.- DURACIÓN DE LA PRUEBA La duración es de 1:30 horas. 2.- ESTRUCTURA DE LA PRUEBA Constará de dos opciones diferentes cerradas, A y B. El alumno deberá elegir una de ellas. Cada bloque estará constituido por cinco cuestiones, de las cuales al menos dos serán teóricas. Cada cuestión estará valorada hasta un máximo de 2 puntos y en el ejercicio se señalarán los puntos máximos que se pueden alcanzar en cada parte de cada cuestión. (Concretar la estructura que tendrá cada opción indicando la puntuación que se otorgará a cada pregunta, cuestión, ejercicio o problema) 3.- CRITERIOS ESPECÍFICOS DE CORRECCIÓN Los criterios específicos se indicaran en su momento. De forma general, se buscará el conocimiento de los contenidos de la materia, si el alumno lo comprende o no, incidiendo en aquellos que son aspectos básicos de la misma. Consecuentemente, las respuestas deberán estar razonadas y el uso de las unidades de medida debe ser el correcto. 4.- POSIBLES EXIGENCIAS MATERIALES PARA LA REALIZACIÓN DE LA PRUEBA Ninguna en especial.

A) EXÁMENES JUNIO

2003 CRITERIOS GENERALES DE EVALUACIÓN El alumno deberá contestar a uno de los dos bloques A o B con sus problemas y cuestiones; cada bloque consta de cinco preguntas. Cada una de esas preguntas puntuará como máximo dos puntos. La calificación máxima la alcanzarán aquellos ejercicios que además de bien resueltos, estén bien explicados y argumentados, cuidando la sintaxis y la ortografía y utilizando correctamente el lenguaje científico, las relaciones entre las cantidades físicas, símbolos, unidades, etc. DATOS GENERALES Los valores de las constantes de equilibrio que aparecen en los problemas debe entenderse que hacen referencia a presiones expresadas en atmósferas y concentraciones expresadas en mol l-1 . Constantes universales NA = 6,0221x1023 mol-1 F = 96.485 C mol-1 u = 1,6605x10-27 kg 1 atm = 1,0133x105 N m-2 R = 8,3145 J K-1 mol-1 = 0,082 atm dm3 K-1 mol-1 e = 1,602x10-19 C Masas atómicas relativas: H=1,008 O=16,00 C=12,01 Cl=35,45 N=14,01 Na=22,99 Mn=54,94 Ca= 40,08

BLOQUE A 1.- El cloro se obtiene en el laboratorio según la reacción MnO2 + 4HCl === MnCl2 +H2O + Cl2. Calcule: a) La cantidad de reactivos necesarios para obtener 100 litros de cloro medidos a 15 oC y 720 mmHg. b) El volumen de ácido clorhídrico 0,6 M que habrá que utilizar.


2.- Se hace pasar una corriente de 5 A durante 2 horas a través de una celda electrolítica que contiene CaCl2 (fundido) a) Escriba las reacciones de electrodo. b) Calcule las cantidades, en gramos, de los productos que se depositan o desprenden en los electrodos.

3.- Dadas las siguientes configuraciones electrónicas de dos elementos: A: 1s2 2s2 2p2 B: 1s2 2s2 2p1 3s1 Indique de un modo razonado si las afirmaciones siguientes son verdaderas o falsas: a) Es posible la configuración dada para B. b) Las dos configuraciones corresponden al mismo elemento. c) Para separar un electrón de B se necesita más energía que para separarlo de A. 4.- Para la reacción: N2(g) +3 H2(g) <===> 2NH3 (g) ; Kp= 4,3x10-3 a 300 oC. a) ¿ Cuál es el valor de Kp para la reacción inversa? b) ¿ Qué pasaría a las presiones en el equilibrio de N2 , H2 y NH3, si añadimos un catalizador? c) ¿ Qué pasaría a la Kp , si aumentamos el volumen? 5.- a) Indicar la reacción que tiene lugar cuando a un mol de propino se le adiciona un mol de los siguientes compuestos: Br2, HBr, H2O. b) Nombrar los productos obtenidos.

BLOQUE B 1.- El “hielo seco” es dióxido de carbono sólido a temperatura inferior a -55 ºC y presión de 1 atmósfera. Una muestra de 0,050 g de hielo seco se coloca en un recipiente vacío cuyo volumen es de 4,6 L, que se termostata a la temperatura de 50 ºC. a) Calcule la presión, en atm, dentro del recipiente después de que todo el hielo seco se ha convertido en gas. b) Explique si se producen cambios en la presión y en la cantidad de moles gaseosos si el experimento lo realizáramos termostatando el recipiente a 60 ºC.

2.- Considere la reacción: H2(g) + Cl2(g) === 2 HCl(g); ∆H = - 184,6 kJ.

Si reaccionan en un recipiente 3 moles de H2(g) y 5 moles de Cl2(g), manteniendo la presión constante de 1 atm y a la temperatura de 25 ºC.

a) Calcular el trabajo realizado y dar el resultado en julios.

b) Calcular la variación de la energía interna del sistema. 3.- Aplicando la teoría de Bronsted y Lowry razona si son ciertas o falsas las siguientes afirmaciones: a) Un ácido fuerte reacciona con su base conjugada dando una disolución neutra. b) La base conjugada de un ácido débil (Ka=1,8·10-5) es una base fuerte. c) Un ácido y su base conjugada se diferencian en un protón.

4.- Cuando se adiciona un catalizador a un sistema reaccionante, decir razonadamente si son ciertas o falsas las siguientes propuestas, corrigiendo las falsas. a) La variación de entalpía de la reacción se hace más negativa, es decir, la reacción se hace más exotérmica y por lo tanto es más rápida. b) La variación de la energía libre de Gibbs se hace más negativa y en consecuencia aumenta la velocidad. c) Hace disminuir la energía de activación del proceso y así aumenta la velocidad del mismo.

5.- Se desea preparar 250cc de una disolución 0,29 molar de ácido clorhídrico y para ello se dispone de agua destilada y de un reactivo comercial de tal ácido, cuya etiqueta, entre otros, contiene los siguientes datos: HCl densidad 1,184 g/mL y 37,5 % en peso . a) ¿Cuántos mililitros del reactivo comercial se necesitarán para preparar la citada disolución? b) Explique cómo actuará para preparar la disolución pedida y el material utilizado.

2004 BLOQUE A 1. Por combustión de propano con suficiente cantidad de oxígeno se obtienen 300 litros de CO2 medidos a 0,96

atm y 285 K. Calcular: a) Número de moles de todas las sustancias que intervienen en la reacción.


b) Volumen de aire necesario, en condiciones normales, suponiendo que la composición volumétrica del aire es 20% de oxígeno y 80% de nitrógeno.

2. Se dispone de las siguientes disoluciones: i) ácido clorhídrico 10-3 M, y ii) anilina (C6H5 NH2) 0,1 M.

Calcular: a) El grado de disociación de cada una. b) El pH de cada una. Dato: La constante de disociación básica de la anilina, Kb = 4,6·10-10.

3. a) Establecer las unidades de la constante específica de velocidad de una reacción de orden cero, cuando las

concentraciones se expresan en mol·l-1 y el tiempo en segundos. b) Concepto de molecularidad y orden de reacción.

c) Explicar y justificar si la proposición siguiente es cierta “Al aumentar la temperatura aumenta la constante de velocidad de la reacción”.

4. a) Escribir las estructuras de Lewis correspondientes a las especies químicas: monoclorometano, dióxido de

carbono y amoniaco. b) Indicar, razonadamente, si alguna de ellas presenta polaridad.

La reacción N2O4(g) ↔ 2 NO2 (g) transcurre a 150 ºC con una Kc = 3,20. a) ¿Cuál debe ser el volumen del recipiente en el que se realiza la reacción para que estén en equilibrio 1 mol de N2O4(g) con 2 moles de NO2 (g) ? b) Responder, razonadamente, si la siguiente proposición es cierta o falsa: "Un cambio de presión en una reacción en equilibrio modifica siempre las concentraciones de los componentes".

BLOQUE B 1. Indicar, razonadamente, si son ciertas o falsas las proposiciones siguientes:

a) Para preparar 100 ml de una disolución acuosa de ácido clorhídrico 0,1 M se deben utilizar 0,858 ml cuando se parte de una disolución acuosa de ácido clorhídrico comercial del 36% en peso y densidad de 1,18 g ml-1. b) Una disolución acuosa de ácido clorhídrico 1,2 M posee mayor número de moles y mayor número de gramos de soluto por litro de disolución que una disolución acuosa de ácido nítrico 0,8 M.

2. El CaCO3 (s) se descompone a 850 ºC para dar CaO (s) y CO2(g).

a) Calcular el cambio de entalpía en kJ cuando en la reacción se producen 48,02 g de CO2. b) ¿Es termodinámicamente espontánea esta reacción? Haga un razonamiento cualitativo. Datos: Entalpías de formación por mol a 850 ºC, CaCO3(s ): - 1206,9 kJ; CaO (s): - 635,6 kJ; CO2(g): - 393,5 kJ.

3. Ajustar y completar, por el método del ion-electrón, las reacciones:

a) MnO4- + SO2 Mn2+ + HSO4

- en disolución ácida.

b) Bi(OH)3 + SnO22- SnO3

2- + Bi en disolución básica. 4. Indicar, y justificar en cada caso, el elemento químico que se corresponde con la característica reseñada:

a) Es el elemento del grupo del nitrógeno que presenta mayor carácter metálico. b) Es el elemento del grupo del nitrógeno que posee mayor energía de ionización.

c) Es el elemento cuyo ion dipositivo posee la configuración electrónica [Ar] 4s2. 5. a) ¿Qué tipo de reacción (adición, sustitución, eliminación) es la siguiente?

O O CH3 – CH2 – C + NH2 – CH3 CH3 – CH2 –C + H-OH

OH NH-CH3 b) Nombrar cada uno de los reactivos y productos.

2005 BLOQUE A 1.- A partir de los siguientes datos termoquímicos: calor de formación del metano (g) partiendo del carbono

(grafito) – 17,89; calor de combustión del carbono (grafito) – 94,05; calor de formación del agua (l) -68,32, todos ellos expresados en kcal/mol y a 298 K. Calcule:


a) El calor de combustión del metano. b) Cuántos gramos de metano haría falta quemar para calentar 30 litros de agua de densidad 1 g/cm3 desde la

temperatura de 15 ºC hasta 80 ºC. Para ello considere que la caloría es el calor necesario para elevar un grado a un gramo de agua en el intervalo del problema.

2.- Se hacen reaccionar 12,5 cm3 de disolución de hidróxido sódico 0,32 M con 50 cm3 de ácido clorhídrico 0,10M. a) Calcule el pH de la disolución resultante. b) ¿Alguno de los reactivos tendría la consideración de limitante? ¿Por qué? 3.- Se tiene el siguiente equilibrio gaseoso: 2 CO + O2 2 CO2 ∆H = - 135 kcal. Indique de un modo razonado cómo influye sobre el desplazamiento del equilibrio: a) Un aumento de la temperatura. b) Una disminución en la presión. c) Un aumento de la concentración de oxígeno. 4.- Defina los conceptos siguientes aportando algún ejemplo: a) Enlace iónico. b) Enlace covalente. c) Enlace metálico. 5.- La etiqueta de una botella de ácido nítrico señala como datos del mismo: densidad 1,40 kg/L y riqueza 65 % en

peso, además de señalar sus características de peligrosidad. a) Qué volumen de la misma se necesitarán para preparar 250 cm3 de una disolución 0,5 M. b) Explique el procedimiento seguido en el laboratorio y dibuje y nombre el material necesario para

su preparación. BLOQUE B 1.-. Una mezcla gaseosa está constituida inicialmente por 7,9 moles de hidrógeno y 5,3 moles de yodo en estado

vapor. Se calienta hasta 450 ºC y se llega al equilibrio habiéndose formado 9,52 moles de HI. En un segundo proceso, a la citada temperatura, y en un volumen de 2 litros, se introducen 0,02 moles de

hidrógeno y 0,02 moles de yodo. a) Calcule la constante de equilibrio a 450 ºC de la reacción: H2 (g) + I2 (g) 2 HI (g). b) Cuál será el grado de disociación en el segundo proceso. 2.- Al reaccionar 20 g de sulfato de cobre (II) con 30 g de yoduro potásico se obtiene yodo, yoduro de cobre (I) y

sulfato de potasio. Se pide: a) Ajuste la reacción correspondiente por el método del ión-electrón. b) El peso de yoduro de cobre (I) que se formará. 3.- En el proceso Haber-Bosch para la síntesis de amoniaco tiene lugar la reacción en fase gaseosa siguiente:

N2 (g) + 3 H2 (g) 2 NH3 (g) ∆Hº = - 92,6 kJ. a) Explique cómo deber de variar la presión, el volumen y la temperatura para que el equilibrio se desplace

hacia la formación de amoniaco. b) Comente las condiciones reales de obtención del compuesto en la industria. 4.- Conteste a los siguientes apartados: a) Enuncie el Principio de exclusión de Pauli y analice las consecuencias que se derivan del mismo. b) Enuncie el Principio de indeterminación de Heisenberg. c) Defina qué es un orbital atómico. 5.- La gasolina es una mezcla de hidrocarburos entre los que se encuentra el octano. a) Escriba la reacción ajustada para la combustión del octano. b) Formule y nombre todos los hidrocarburos que contengan tres átomos de carbono.


2006 BLOQUE A 1.- El yodato potásico y el yoduro potásico reaccionan en medio ácido obteniéndose yodo (I2). a) Ajuste la reacción por el método del ión-electrón. b) Si el proceso tiene lugar en una pila galvánica, ¿cuál será el potencial de dicha pila cuando la

concentración del yodato sea 1,0 M y la del yoduro 1,0 M? Datos: Potenciales estándar de reducción: IO3

- / I2 (en medio ácido) = + 1,19 V I2 / I- = + 0,54 V. 2.- Para determinar la riqueza de una partida de cinc se tomaron 50,0 g de una muestra homogénea y se trataron

con ácido clorhídrico del 37 % en peso y densidad 1,18 g/mL, consumiéndose 126 mL de ácido. La reacción de cinc con ácido clorhídrico produce cloruro de cinc e hidrógeno (H2). Calcule:

a) La molaridad de la disolución de ácido clorhídrico. b) El porcentaje de cinc en la muestra. 3.- a) Justifique, de un modo razonado, si pueden existir en un átomo electrones cuyos números cuánticos (n, l, m

y ms) sean: A) (2, -1, 1, ½) B) (2, 1, -1, ½) C) (1, 1, 0, -½) D) (3, 1, 2, ½). b) Justifique cómo varía el potencial de ionización para los elementos del grupo de los metales alcalinos. c) ¿Qué elemento presenta la misma configuración electrónica que el ión Na+? (Para el Na, Z = 11). 4.- Explique, razonadamente, la influencia existente entre la velocidad de reacción y los factores siguientes: a) Presencia de catalizadores. b) Variación de la concentración de los reactivos. c) Variación de la temperatura. 5.- En la combustión de 8,6 g de un hidrocarburo saturado, (CnH2n+2), se producen 12,6 g de agua. ¿De qué hidrocarburo se trata? Elija entre las siguientes soluciones (justifique la elección explicando el modo

de resolver el problema): a) C5H12 b) C6H14 c) C7H16

BLOQUE B

1.- Una mezcla de propano y butano de 100 cm3 se quema en presencia de suficiente cantidad de oxígeno, obteniéndose 380 cm3 de dióxido de carbono. Calcule:

a) El tanto por ciento en volumen de propano y butano en la mezcla inicial. b) El volumen de oxígeno necesario para efectuar la combustión. Nota: Considere que todos los gases están medidos en las mismas condiciones de presión y temperatura. 2.- El magnesio se obtiene industrialmente por electrólisis del cloruro de magnesio fundido a la temperatura de 750

ºC.

a) Calcule los kg de magnesio que se obtienen cuando pasa una corriente de 2.000 A a través de la celda electrolítica durante 10 horas, suponiendo que el rendimiento del proceso es del 88 %.

b) ¿Qué volumen ocupa el gas desprendido en la celda anterior medido en condiciones normales? 3.- a) Calcule el porcentaje de ionización del ácido acético en agua para las dos concentraciones siguientes: 0,6 M

y 6x10-4 M. b) Explique el resultado. Dato: La constante de disociación del ácido acético es Ka = 1,85x10-5. 4.- Indique, razonando la respuesta, en cada caso, si las siguientes afirmaciones son ciertas o falsas: a) La entalpía estándar de formación del Hg(s) es cero. b) Todas las reacciones químicas en las que ∆G < 0 son muy rápidas. c) La absorción de calor por parte de un sistema contribuye al aumento de su energía interna. 5.- Ponga un ejemplo de cada uno de los tipos de reacciones orgánicas siguientes: a) Adición. b) Eliminación. c) Sustitución. Formule y nombre los reactivos y los productos de reacción.


2007 BLOQUE A 1.- Partiendo de los siguientes potenciales estándar de reducción a 298 K: Eº (H+/H2) = 0,00 V; Eº (Cu2+/Cu) = 0,15 V y Eº (NO3-/NO) = 0,96 V. a) Escriba las semirreacciones de oxidación y reducción para los sistemas Cu / ácido clorhídrico y Cu / ácido nítrico. (hasta 1 punto) b) Indique cuál de los ácidos clorhídrico 1 M o nítrico 1 M oxidará al cobre metálico hasta Cu2+ en condiciones estándar e indique quién es el oxidante y quién el reductor. (hasta 1 punto) 2.- Se disuelven 12,2 g de ácido benzóico (C6H5COOH) en 10 L de agua. Determine: a) El pH de la disolución si la Ka es 6,65 x 10-5. (hasta 1,5 puntos) b) Grado de disociación del ácido benzóico. (hasta 0,5 puntos) 3.- En un cilindro metálico cerrado, se tiene el siguiente proceso químico en equilibrio: 2 A (g) + B (s) � 2 C (s) + 2 D (g) ∆Hº < 0 kJ/mol. Justifique de un modo razonado el sentido hacia donde se desplazará el equilibrio si: a) Se duplica la presión en el sistema. (hasta 0,6 puntos) b) Se reduce a la mitad la concentración de los reactivos B y C. (hasta 0,7 puntos) c) Se incrementa la temperatura. (hasta 0,7 puntos) 4.- Defina y ponga un ejemplo en cada caso: a) Enlace polar. (hasta 0,7 puntos) b) Molécula polar. (hasta 0,6 puntos) c) Molécula apolar con enlaces polares. (hasta 0,7 puntos) 5.- Se dispone de 100 ml de una disolución de ácido clorhídrico 0,5 M y se desea preparar 100 ml de otra disolución del mismo ácido pero de concentración 0,05 M. a) ¿Cómo se procedería? (hasta 1,5 puntos) b) Señale y dibuje el material más adecuado para hacerlo en el laboratorio. (hasta 0,5 puntos) BLOQUE B. 1.- Al tratar 20 ml de una disolución de nitrato de plata con un exceso de ácido clorhídrico se forman 0,56 g de cloruro de plata y ácido nítrico. a) ¿Cuál es la molaridad de la disolución de nitrato de plata? (hasta 1 punto) b) ¿Cuál será la intensidad de corriente necesaria para depositar por electrolisis la plata existente en 50 ml de la disolución de nitrato de plata en un tiempo de 2 horas? (hasta 1 punto) 2.- El permanganato de potasio, en medio ácido, es capaz de oxidar al sulfuro de hidrógeno a azufre pasando el permanganato a ión manganeso (II). a) Ajuste la reacción iónica por el método del ión-electrón indicando la especie que se oxida y la que se reduce. (hasta 1,5 puntos) b) Suponiendo que el ácido empleado es el ácido sulfúrico, complete la reacción que tiene lugar. (hasta 0,5 puntos) 3.- Conteste razonadamente a los siguientes apartados: a) Señale qué se entiende por ecuación de los gases ideales. (hasta 0,7 puntos) b) Defina qué es presión parcial. (hasta 0,7 puntos) c) Enuncie la ley de Dalton o de las presiones parciales. (hasta 0,6 puntos) 4.- Conteste razonadamente a los siguientes apartados: a) Escriba las configuraciones electrónicas en su estado fundamental de: nitrógeno (Z = 7), magnesio (Z = 12), ión hierro (III) (Z = 26). (hasta 1 punto) b) Enuncie el Principio de máxima multiplicidad de Hund. (hasta 0,5 puntos) c) Indique los electrones desapareados que existen en cada uno de los átomos e iones del primero de los apartados. (hasta 0,5 puntos) 5.- En la combustión de 5,132 g de un hidrocarburo de masa molecular aproximada 78 g, se producen 17,347 g de dióxido de carbono y 3,556 g de agua. a) Formule y nombre el hidrocarburo. (hasta 1 punto)


b) Indique qué productos se obtienen en la oxidación de los aldehídos y en la de los alcoholes secundarios. Ponga un ejemplo de cada uno. (hasta 1 punto)

B) EXÁMENES SEPTIEMBRE

2003 BLOQUE A 1. Se mezclan las siguientes cantidades de hidróxido de calcio en un matraz: 0,435 g; 1,55x10-3 moles; 30 ml

de una disolución 0,011M en esta sustancia; 50 ml de una disolución que contiene 0,61 moles de este compuesto en 1 litro de disolución. Suponiendo que el volumen final de disolución es de 80 ml y que la densidad de la disolución final es igual a 1,053 g / ml. Calcule: a) La molaridad de la disolución resultante. b) La molalidad de la misma.

2. El COCl2 gaseoso se disocia a 1000 K según la reacción: COCl2 (g) ⇔ CO (g) + Cl2(g).

a) Calcule Kp cuando la presión de equilibrio es 1 atm y el porcentaje de disociación es del 49,2 %. b) Si la energía libre estándar (a 25 ºC y 1 atm) del equilibrio de disociación es ∆Gº = + 73,1 kJ, calcule las constantes Kp y Kc para el equilibrio anterior a 25 ºC.

3. a) Se tiene la reacción, no ajustada, CH3OH (l) + O2 (g) → H2O (l) + CO2 (g) , en la que, a presión

constante, se desprenden 725,5 kJ por cada mol de metanol que reacciona. Calcule )H cuando: 1) en el proceso se obtienen 4 moles de CO2 (g); 2) la dirección de la reacción se invierte (los reactivos se convierten en productos y viceversa) y se obtienen 2 moles de CH3OH (l).

b) ¿Cuál o cuáles de las siguientes sustancias tienen valor de entalpía de formación estándar distinta de cero a 25 ºC y 1 atm de presión: Fe (s), Ne (g), H (g), CH4(g) y Hg (s)? Razone las respuestas.

4. a) Describa las características del enlace en las moléculas cloruro de hidrógeno y yoduro de hidrógeno. b) Compare razonadamente la polaridad de ambas. c) Señale cuál de ellas tendrá carácter más ácido en estado gaseoso, según la teoría de Bronsted. 5. El óxido nitroso (N2O) es un gas que se puede obtener por descomposición térmica del nitrato amónico.

a) Escriba la ecuación de la reacción. b) Al realizar dicha descomposición se obtienen 0,320 L del gas a 690 mmHg y 12,5 ºC. Si el gas pesa 0,540 g, calcule el valor de la constante de los gases.

BLOQUE B

1. Para transformar completamente el fósforo blanco en ácido H3PO4 utilizando ácido nítrico se debe emplear

un exceso del 50% de ácido nítrico respecto de la cantidad estequiométrica ¿Qué cantidad (en kg) de ácido nítrico del 35% deberá emplearse para oxidar completamente 10 kg de fósforo blanco de acuerdo con la reacción: 3P + 5 HNO3 + 2H2O ==> 3 H3PO4 + 5NO?

2. Una muestra de ácido tricloroacético, Cl3C-COOH, que pesa 1,85 g se disuelve en 100 ml de agua y la

disolución se neutraliza con 20 ml de una disolución de hidróxido sódico. Calcule: a) La concentración de la base. b) El pH de ambas disoluciones antes de iniciar la neutralización. Dato: Constante de disociación del ácido, Ka = 10- 0,9.

3. Ajuste y complete, por el método del ión-electrón, las reacciones:

a) MnO4- + Fe2+ → Mn2+ + Fe3+ en disolución ácida.

b) Br2 → BrO3- + Br- en disolución básica.


4. Si los números atómicos respectivos de nitrógeno, argón, magnesio y cobalto son 7, 18, 12 y 27. a) Escriba las configuraciones electrónicas de los referidos átomos. b) Escriba las configuraciones electrónicas de los iones N3-, Mg2+ y Co3+. c) Indique el número de electrones desapareados que existen en el elemento nitrógeno y en los iones Mg2+ y Co3+ del apartado anterior.

5. Indique si las siguientes propiedades del amoníaco son ciertas o falsas, razonando la respuesta en cada caso:

a) Es mal disolvente de compuestos iónicos. b) Es una base de Bronsted y de Lewis. c) La molécula de amoniaco es polar.

2004 BLOQUE A 1.- Calcule el pH de la disolución en los dos casos siguientes: a) Se disuelven 3 g de trietilamina [(C2H5)3N] en 250 mL de agua. La trietilamina se disocia en un 8,9 % dando trietilamonio e ion hidroxilo y su constante de disociación básica es Kb = 1,03 · 10-3. b) Se diluyen 5 mL de HCl 10-2 M hasta 1,00 L con agua destilada. 2.- Se conocen las siguientes entalpías de formación estándar: -84,5 kJ/mol para el etano, -393,5 kJ/mol para el dióxido de carbono, y -285,5 kJ/mol para el agua. El calor específico del agua es 4,18 J ºC-1 g-1. a) Calcule el calor de combustión molar del etano. b) ¿Qué volumen de etano, medido a 23,0 ºC y 752 mm Hg, se necesita para calentar 855 g de agua desde 18 ºC a

90 ºC? 3.-. Conteste razonadamente las siguientes cuestiones: a) ¿Qué entiende por velocidad de reacción? b) ¿Qué entiende por energía de activación y por complejo activado? c) ¿Qué entiende por orden de reacción?

4.-. Considere el elemento cuyo número atómico es Z = 36. a) ¿Cuál es su configuración electrónica? ¿Cuál es su posición en el sistema periódico de elementos?

b) ¿Qué tipos de enlace puede presentar en sus uniones con otros átomos?

c) ¿Cómo será su potencial de ionización en comparación con el del potasio? 5.- Se tiene una mezcla formada por dos sólidos blancos pulverizados: clorato potásico y cloruro potásico. Cuando 60 g de esta mezcla se someten a un calentamiento intenso y prolongado, se liberan 8 g de oxígeno. Se sabe que el clorato potásico se descompone por calentamiento prolongado dando cloruro potásico (sólido) y oxígeno (gas). a) Formule la ecuación química del proceso que tiene lugar durante el calentamiento. b) Calcule el tanto por ciento del cloruro potásico en la mezcla inicial. BLOQUE B 1.- El permanganato potásico, en disolución ácida, oxida al cobalto (II) a cobalto (III), reduciéndose a ion manganeso (II). a) Ajuste la reacción de oxidación-reducción por el método del ion-electrón. b) Si se necesitan 16,4 mL de una disolución 0,133 M de permanganato potásico para oxidar 20,0 mL de la disolución de sulfato de cobalto (II) a ion cobalto (III), ¿cuál es la concentración de la disolución de sulfato de cobalto (II)? 2.- El amoniaco a 537 K y presión total de 6 atmósferas está disociado en un 60%. Calcule, en primer lugar, la constante de equilibrio Kp y, posteriormente, la constante Kc a esta temperatura. 3.- Conteste a las siguientes cuestiones referidas a compuestos orgánicos: a) Indique dos grupos funcionales cuyos compuestos tengan la siguiente fórmula molecular CnH2n+2O. Ponga un ejemplo de cada uno y nombre el compuesto. b) Escriba dos fórmulas semidesarrolladas, dando nombre a los compuestos correspondientes, por cada una de las siguientes fórmulas moleculares C3H6O y C5H10.


4.- Formule e indique los tipos de enlace y el estado físico más probable (sólido, líquido, gas) de las siguientes sustancias químicas a 25ºC y 1 atm de presión: a) Óxido de sodio. b) Cloro.

c) Níquel. (Razone, en cada caso, la respuesta). 5.- a) ¿Cuántos gramos de K2Cr2O7 serán necesarios para preparar 100 mL de una disolución acuosa que contenga 50 mg de ion Cr2O7

2- por mL? b) Exprese, en partes por millón (p.p.m.), la concentración del aluminio contenido en una planta cuyo análisis dio como resultado un contenido en Al de 0,0025 %. 2005 BLOQUE A 1.- El zinc en polvo reacciona con ácido nítrico dando nitratos de zinc (II) y de amonio.

a) Ajuste la reacción por el método del ión-electrón. b) Calcule el volumen de ácido nítrico de riqueza del 40 % en peso y densidad 1,25 g cm-3 necesarios para la

disolución de 10 g de zinc. 2.- Calcule de un modo razonado: a) ¿Cuál es el pH de 100 ml de agua destilada? b) ¿Cuál será el pH después de añadirle 0,05 cm3 de ácido clorhídrico 10 M? 3.- Indique razonadamente qué tipo de enlace o fuerza de atracción se rompe al: a) Fundir bromuro de litio. b) Disolver bromo molecular en tetracloruro de carbono. c) Evaporar agua. 4.- Indique, el nombre y el grupo funcional de los compuestos que responden a las siguientes fórmulas

moleculares. A) CH4O B) CH2O C) C2H6O D) C3H6O

5.- Una muestra de 0,10 moles de BrF5 se introduce en un recipiente de 10 litros que, una vez cerrado, se calienta a

1.500 ºC estableciéndose el siguiente equilibrio: BrF5 (g) ½ Br2 (g) + 5/2 F2 (g) Cuando se alcanza el equilibrio la presión total es de 2,46 atmósferas. Calcule: a) El grado de disociación del BrF5. b) El valor de la constante de equilibrio Kc. BLOQUE B 1.- Al quemar 60 cm3 de una mezcla de metano y etano, medidos a 0 ºC y 1 atm de presión, con cantidad suficiente

de oxígeno, se producen 80 cm3 de dióxido de carbono, medidos en las citadas condiciones, y agua. a) Cuál es la composición porcentual de la mezcla expresada en volumen. b) Cantidad de oxígeno, expresada en moles, necesaria para la combustión total de la mezcla. 2.- Se tiene una disolución de ácido sulfúrico de riqueza del 98 % en peso y densidad 1,84 g cm-3.

a) Calcule la molalidad del citado ácido.

b) Calcule el volumen de ácido sulfúrico necesario para preparar 100 cm3 de disolución del 20 % y densidad 1,14 g cm-3.

3.- En el sistema periódico se encuentran en la misma columna los elementos cloro, bromo y yodo colocados en

orden creciente de su número atómico. Si el número atómico del cloro es 17: a) Escriba la configuración electrónica de los tres elementos. b) Defina el primer potencial de ionización de un elemento químico y asigne a cada uno de los tres elementos

el potencial de ionización que pueda corresponderle de entre los siguientes: 10,4; 11,8 y 13,1 eV. c) Defina que es afinidad electrónica.


4.- Conteste de un modo razonado a las siguientes preguntas: a) ¿Qué valores tienen que tener las magnitudes termodinámicas para que una reacción sea espontánea? b) ¿Podría lograrse mediante calentamiento que una reacción no espontánea a 25 ºC fuese espontánea a

temperatura más alta? 5.- Se dispone de un litro de una disolución de un ácido monoprótico débil con una concentración 0,2 M. El

grado de disociación es del 22 %. Calcule: a) La constante de equilibrio de disociación del ácido. b) El pH de la disolución. c) Dibuje el siguiente material de laboratorio: bureta, probeta y matraz erlenmeyer.

2006 BLOQUE A 1.-a)Escriba las configuraciones electrónicas de las siguientes especies en su estado fundamental: O2-, Na+, Ar, Cl- y Mn. b)Identifique, justificando las respuestas, las especies isoelectrónicas, si las hay, y las que tienen electrones desapareados. Datos: Número atómicos: O = 8 Na = 11 Cl = 17 Ar = 18 Mn = 25 2.-Para el equilibrio: CO(g) + Cl2(g) ⇆ COCl2(g). Las concentraciones molares en el equilibrio, a una temperatura dada, son 2; 2 y 18 para el CO, Cl2 y COCl2 respectivamente. Determine:

a) La composición en el equilibrio cuando se duplica la concentración de cloro si el volumen del recipiente es de 1 L.

b) La composición en el equilibrio cuando el volumen del reactor se duplica manteniendo constante la temperatura.

3.-El yodo sólido (I2) en medio alcalino se dismuta en iones yoduro (I-) y yodato (IO3

-). a) Ajuste la reacción iónica y molecular por el método del ión-electrón, especificando cuales son las

reacciones de oxidación y de reducción, cuando se usa hidróxido potásico. b) ¿Cuantos gramos de yodo sólido se necesitarían para obtener un litro de disolución 10-2 molar en iones

yoduro? 4.-Se disuelven 54,9 g de hidróxido de potasio en la cantidad de agua precisa para obtener 500 mL de disolución. Calcule:

a) La molaridad de la disolución. b) El volumen de disolución de hidróxido de potasio necesario para preparar 300 mL de disolución 0,1 M. c) Indique el material de laboratorio que utilizaría y qué haría para preparar la disolución inicial.

5.-Dado un compuesto de fórmula CH2 = CH – CH = CH – CH3

a) Nómbrelo e indique el tipo de hibridación que puede asignarse a cada átomo de carbono. b) Formule y nombre 3 isómeros de posición del compuesto anterior.

BLOQUE B 1.-Dados tres elementos del sistema periódico: A, B y C , cuyos números atómicos respectivos son 8, 16 y 19: a)Escriba sus configuraciones electrónicas e indique cuál de ellos presentará el valor mayor del primer potencial de ionización. b)Señale el tipo de enlace y aporte dos propiedades características de los posibles compuestos entre A y B. 2.-El naftaleno (C10H8) es un compuesto aromático sólido que se vende en forma de bolitas para combatir la polilla. La combustión completa de este compuesto para producir CO2(g) y H2O(l) a 25 ºC produce 5154 kJ/mol. a)Escriba las reacciones de formación del naftaleno a partir de sus elementos y la reacción de combustión. b)Calcule la entalpía estándar de formación del naftaleno. Datos a 298 K: ∆Hº

CO2(g) = -393,5 kJ/mol ∆HºH2O(l) = -285,8 kJ/mol.


3.-El ión hidrogenosulfato (HSO4-) es anfótero.

a)Escriba y nombre todas las especies que participan en la reacción del anión hidrogenosulfato con agua cuando actúa como ácido. b)Escriba y nombre todas las especies que participan en la reacción del anión hidrogenosulfato con agua cuando actúa como base. c)Identifique los pares ácido-base para las dos reacciones anteriores.

4.-Una disolución acuosa al 8% en masa de amoniaco tiene una densidad de 0,96 g/ml. a)Calcule la molaridad, molalidad y la fracción molar del amoniaco. b)¿Cómo prepararía 100 ml de dicha disolución en el laboratorio a partir de una disolución 4 M de amoniaco? c)Nombre y dibuje el material de laboratorio empleado. 5.-a)Calcule los moles de cloruro de sodio y de ácido sulfúrico que hay en 500 g de cloruro de sodio del 71 % de riqueza y en 100 mL de ácido sulfúrico del 98 % de riqueza y densidad 1,83 g/cc. b)¿Qué cantidad de cloruro de hidrógeno, dado en gramos, podemos obtener si se hacen reaccionar, en caliente, los compuestos antes mencionados y en las cantidades indicadas?

2007 BLOQUE A 1.-El carburo cálcico CaC2 es un compuesto sólido que reacciona con el agua líquida para dar el gas inflamable (acetileno) y el sólido hidróxido cálcico. Calcule: a) El volumen de gas medido en condiciones normales que se obtendrá cuando 80 g de CaC2 reaccionan con 80 g de agua. b) La cantidad de reactivo que queda sin reaccionar. 2.-En relación con la energía libre estándar de reacción: a) Defina dicho concepto. b) Defina las condiciones estándar para los estados de la materia: gas, líquido, elementos químicos sólidos y disoluciones. c) Calcule los cambios de energía libre estándar para la reacción de combustión del metano (CH4). Datos: .Gfº(CH4) = - 50,8 kJ/mol; .Gfº(H2O) = - 237,2 kJ/mol; .Gfº(CO2) = -394,4 kJ/mol 3.- El SO3 se obtiene por reacción de SO2 y O2. Una mezcla de 0,80 moles de SO2 y 0,80 moles de O2, se introducen en un recipiente vacío de 4 L a la temperatura de 727 ºC. Una vez alcanzado el equilibrio un análisis de la mezcla indica que la concentración de SO3 es 0,17 M. Calcular Kc y Kp a la temperatura de 727 ºC. 4.-El ácido monocloroacético (ClCH2COOH) es un ácido de fuerza media con un valor de su constante de disociación Ka=1,4·10-3.Calcule: a) El pH de una disolución acuosa 0,05 M de ácido monocloroacético. b) La concentración de iones monocloracetato y de ácido sin disociar. 5.- Escriba la reacción química que tiene lugar, formulando todos los compuestos que intervienen cuando: a) El etino reacciona con una molécula de cloro. b) El propeno reacciona con una molécula de bromuro de hidrógeno. c) El 2-buteno reacciona con una molécula de cloruro de hidrógeno. BLOQUE B 1.-Calcule la masa de cada uno de los elementos presentes en: a) 2,5 moles de Ca b) 2,0·1023 átomos de Al. c) 6,022·1023 moléculas de H2. 2-Responda razonadamente a las siguientes cuestiones: a) De los siguientes elementos: Na, K, Ca y Mg ¿Cuál es el que presenta una mayor energía de ionización?


b) ¿Cuál de los siguientes elementos, Ar, I, Li, Cl y Br, presenta un valor más elevado en su segunda energía de ionización? c) Coloque las siguientes especies en orden creciente de sus radios iónicos: Cl-; K+; Ca2+ y Mg2+. 3.-El yodo sólido sublima por debajo de 114 ºC. Un trozo de yodo sólido se encuentra en un ecipiente cerrado en equilibrio con su vapor a una temperatura para la que su presión de vapor es de 30 mmHg. De rma repentina y a temperatura constante, el volumen del recipiente se duplica: a) Cuál es la presión en el interior del recipiente una vez producida la variación de volumen. b) Qué cambio ha de ocurrir para que se reestablezca el equilibrio. c) Si la temperatura permanece constante durante todo el proceso, cuál será la presión en el interior del recipiente una vez reestablecido el equilibrio. 4.- Una disolución 0,650 M de ácido sulfúrico en agua tiene una densidad de 1,036 g/ml a 20 ºC. Calcule la concentración de esta disolución expresada en: a) Fracción molar. b) Tanto por ciento en peso. c) Molalidad. 5.-Prediga lo que ocurrirá cuando: a) Una punta de hierro se sumerge en una disolución acuosa de CuSO4. b) Una moneda de níquel se sumerge en una disolución de HCl. c) Un trozo de potasio sólido se sumerge en agua. Datos: e(Cu2+/Cu) = +0,34 V; e(Fe2+/Fe) = -0,44 V; e(Ni2+/Ni) = -0,24 V; e(K+/K) = -2,93 V


ANEXO II: EJERCICIOS CURSO

TEMA 0: REPASO Números que identifican al átomo

1.Una muestra de Ca(NO3)2 tiene una masa de 41g. Determina:

• los moles que existen

• los átomos de oxígeno, los moles de nitrógeno y los gramos de calcio

• la masa de nitrato que se necesita para obtener 5 g de N

2. Calcula los gramos de hierro que debe tener una muestra si contiene un millón de átomos de ese elemento ¿Y si lo que contiene son átomos de helio?

3. Determina la masa atómica de un elemento si una muestra de 1 g contiene 1.8·1022 átomos

4. El Cl en la naturaleza consta de 2 isótopos, Cl-35 (77% de abundancia) y Cl-37 de masas atómicas 35 u y 37 u respectivamente. Calcula la masa atómica promedio del Cloro.

5. El Br en la naturaleza consta de 2 isótopos, Br-79 (50,69% de abundancia) y Br-81 de masas atómicas 79 u y 80,83 u respectivamente. Calcula la masa atómica promedio del Bromo.

6. El N en la naturaleza consta de 2 isótopos, N-14 y N-15 de masas atómicas 14,0031 u y 15,001 u respectivamente. La masa atómica (promedio) del Nitrógeno es 14,00674 u. Calcula el porcentaje de cada isótopo en una mezcla natural.

7. La unidad de masa atómica (u) se define como la doceava parte de la masa del isótopo del Carbono-12. Si la masa molar del C-12 es 12 g/mol ¿Qué masa en gramos representa 1 u?.

8. ¿Dónde hay mayor cantidad de sustancia? a) 0,7 mol de plata b) 50 g de plata c) 8·1022 átomos de sodio d) 20 g de agua 9. Un compuesto orgánico tiene de fórmula C6H12O6. a) Indica su composición centesimal y su significado. b) Calcula el número de átomos de oxígeno que habrá en 6 mg de ese compuesto.

Fórmula empírica y molecular, gases 1- Un compuesto tiene la siguiente composición centesimal: N (14.29%), H (4.11%), Mo (48.95%), O (32.65%). Calcular su fórmula empírica. Sol (NH4)2MoO4

2- Una muestra de líquido se encierra en un matraz de 252 cc y se calienta hasta que se evapora, expulsando el aire del mismo. Las condiciones son de 72ºC y 756 mmHg. La masa de vapor una vez condensado es de 1.29 g. Calcular la masa molecular del líquido. Sol 145.6 u

3- En 4.83g de un hidrocarburo gaseoso hay 4.14 g de carbono. hallar su fórmula molecular si esos gramos del mismo a 18ºC y 740 mmHg ocupan un volumen de 2.82l: Sol C3H6

4- Si se calienta en el aire una muestra de 0.853g de dióxido de manganeso puro, se observa que se desprende oxígeno y queda un residuo de 0.775g de un óxido de manganeso diferente del de partida. Hallar la fórmula empírica del nuevo óxido obtenido. Sol Mn2O3

5- Un compuesto orgánico contiene carbono, hidrógeno y cloro. Por combustión de 1 g de este compuesto se obtiene 1.364g de dióxido de carbono y 0.698g de agua. En estado gaseoso 2.549g del compuesto ocupan un volumen de 1 dm3 a la temperatura de 314 K y presión de 102.5kPa. Hallar: a) la fórmula empírica b) la fórmula molecular y c) la masa molecular del compuesto orgánico analizado. Sol C2H5Cl, 64.51u

6- Calcular la composición centesimal del Cr2(SO4)3, conociendo las masas atómicas MatCr=52u, Mat O=16u, Mat S=32u. Sol 24.6% S, 26.5% Cr, 48.9% O


7- Una muestra de 1.20 g de un compuesto que contiene solo carbono e hidrógeno, ardió completamente en exceso de oxígeno dando 3.6 g de CO2 y 1.96g de agua. Calcular la fórmula empírica del compuesto. Sol C3H8. Calcular la cantidad de oxígeno gastado sin aplicar estequiometría.

8- La composición centesimal de una sustancia es: 24.6% de Co, 15.1% de ion amonio y 60.3% de cloro. Cuando esta sustancia se hidrata tiene un contenido en agua del 13.1% ¿Cuál es la fórmula del hidrato formado? Sol: Co(NH4)2Cl4·2H2O

9- El análisis de un compuesto mostró que contenía un 24.25% de C, un 71.7 % de Cl y un 4.05 % de H. Calcular su fórmula molecular sabiendo que un litro de dicho compuesto en estado gaseoso, medido a 744 mmHg y 110ºC, tiene una masa de 3.085 g. Sol C2H4Cl2

10- Una muestra de 0.596 g de un compuesto únicamente formado por Boro e Hidrógeno, ocupa un volumen de 484 ml cuando está a 273 K y 1 atm. Cuando esta muestra es quemada en presencia de oxígeno se obtienen 1.17 g de agua. Calcular la fórmula molecular del compuesto en cuestión. Sol B2H6

11- Un gramo de un compuesto orgánico que contiene carbono, hidrógeno y cloro se quema en corriente de oxígeno obteniendo 0.888 g de CO2 y 0.363 g de agua. Otro gramo de este compuesto en estado gaseoso ocupa un volumen de 226.26 cm3 en condiciones normales. Deducir la fórmula empírica y molecular del compuesto. CH2Cl. C2H4Cl2

12- De un compuesto orgánico se conoce que es un alcohol. Cuando se queman 0.354g de este compuesto, se producen 0.677g de dióxido de carbono y 0.415 de agua. ¿De qué compuesto se trata? Sol CH3CH2OH

13- La fórmula empírica de un compuesto es CH2. En estado gaseoso su densidad es en condiciones normales es 2.5g/l. Cuál es su fórmula molecular. Sol C4H8

14- En las capas bajas de la atmósfera el aire seco contiene principalmente N2 (78.084%), O2 (20.946%), Ar (0.934%) y CO2 (0.033%). Hallar con estos datos la masa molecular media del aire. Sol 28.9u

15- En la combustión de 2g de un azúcar que se encuentra en las frutas, se obtienen, respectivamente 2.932g de dióxido de carbono y 1.249g de agua. La masa molecular determinada experimentalmente es de 180u. Determinar la fórmula empírica y molecular de este compuesto. Sol CH2O Y C6H12O6

16- Un compuesto orgánico es formado por N,O,C e H. Quemando 8.9g de este compuesto se obtienen 2.7g de agua y 8.8g de dióxido de carbono. Asimismo, 8.9g de compuesto por el método Kjeldahl producen 1.4g de gas nitrógeno. Al evaporar el compuesto a 270ºC bajo presión de 3 atm, 0.1l de vapor tienen una masa de 1.2g. Obtener a) la fórmula empírica del compuesto b) la fórmula molecular y la masa molecular del compuesto. Sol C2O3H3N; MM=178u

17- El yeso es sulfato cálcico hidratado. Si al calentar 3.273g de yeso se convierten en 2.588g de sulfato cálcico anhidro. Calcula la fórmula original del yeso. Sol: CaSO4·2H2O

18- La composición centesimal de una sustancia es: 24.6% de Co, 15.1% de ion amonio y 60.3% de cloro. cuando esta sustancia se hidrata tiene un contenido en agua del 13.1% ¿Cuál es la fórmula del hidrato formado? Sol: Co(NH4)2Cl4·2H2O

Gases 1- Un recipiente cerrado de volumen 2l, a la temperatura de 300K, contiene 0.3g de metano y 0.6g de oxígeno. Calcular la presión parcial de cada gas. Sol P(CH4) 2.3 104 Pa, P(O2) 2.3 104Pa

2- 30 dm3 de un gas seco ejercen una p de 280kPa. Calcula el volumen que ocuparán si se recogen sobre agua a 30ºC y 200kPa. Presión del vapor de agua a 30ºC=4.1kPa. Sol 43.6dm3

3- La densidad de un gas en c.n. es 1.43 kg/m3. Calcular la densidad de este gas a 300K y 0.96atm

4- Una mezcla está formada por 320g de amoníaco y una masa de desconocida de dióxido de carbono. Las presiones parciales correspondientes son 300kPa y 150kPa. a) Calcula la presión total b) La masa de dióxido de carbono c) El volumen de la mezcla si la temperatura es de 100ºC

5- En un recipiente de capacidad 2 litros, se recogen 5 l de oxígeno a 2 atm y 10 l de nitrógeno a 4 atm. se dejan salir después 25 l de mezcla a 1 atm. Sabiendo que la Tª permanece cte a 25ºC, calcula:


- Presión final en el recipiente

- Masa de oxígeno y nitrógeno contenidas al final

Sol 12.55 atm, 6.57 g y 23.01 g

6- El gas contenido en un recipiente ejerce una presión de 120kPa. Se saca una cierta cantidad de gas que ocupa 230dm3 a 100kPa. El gas restante en el recipiente ejerce ahora 80kPa. Todas las medidas se han realizado a la misma T. Calcula el volumen del recipiente. Sol 575dm3

7- Un recipiente de 20ml contiene nitrógeno a 25ºC y 0.8atm y otro de 50 ml contiene helio a 25ºC y 0.4atm. a)Calcular en número de moles, de moléculas y de átomos de cada recipiente b)Si se conectan los dos recipientes a través de un capilar ¿Cuales serán las presiones parciales de cada gas y la total del sistema. Sol 0.227atm (N2) y 0.286atm (He)

8- Una mezcla de oxígeno e hidrógeno conteniendo un 20% de este último, está sometida a la presión de 0.098atm y a la temperatura de 300K a) Calcular la presión parcial de cada gas b) Si dicha mezcla está contenida en un recipiente de 1l y se hace saltar una chispa eléctrica en su interior, los gases reaccionan obteniéndose agua. Calcular la masa de agua obtenida. Sol 0.029g

9- Un recipiente de 20l, a la temperatura de 300K, contiene inicialmente 3.2g de metano, 1.3g de etino y 19.2g de oxígeno. Si se hace saltar una chispa eléctrica en su interior, los gases reaccionan y se obtiene dióxido de carbono y vapor de agua. Calcular la presión en el interior del recipiente una vez que los gases hallan reaccionado si la T se eleva hasta 450K. Sol 1.971 atm

Disoluciones 1- Cuál es la concentración de los iones K, Al y sulfato de una disolución de KAl(SO4)2 0.01M. Sol 0.01M, 0.01M, 0.02M

2- Un volumen de 105ml de agua se satura con gas amoníaco, obteniéndose una disolución al 30% y densidad 0.9g/ml. Hallar la masa de amoniaco disuelto y el volumen de la disolución resultante.. Sol 45g y 167ml

3- Calcula la cantidad de hidróxido sódico y agua que se necesitan para preparar 2l de una disolución al 20%, cuya densidad es 1.22g/cc. Sol 488g y 1952g

4- Queremos preparar 10l se sulfúrico 1.5M, y lo que tenemos es sulfúrico del 92.77% y densidad 1.827g/cc. ¿Qué volumen de este se deberá utilizar? Sol 867.3ml

5- Se disuelven 7.46g de cloruro potásico, 1.4625g de cloruro sódico y 3.484g de sulfato potásico en agua, hasta obtener un volumen total de disolución de 500ml. Suponiendo que todas las sales se disocian totalmente, ¿Cuál será la concentración de cada uno de los iones en la disolución final? Sol (Cl-)=0.25M, (K+)=0.28M, (Na+)=0.05M, (SO4

2-)=0.04M

6- Calcular el volumen de disolución de hidróxido sódico al 16% y densidad 1.2g/cc que se necesita para preparar 500ml de una disolución 0.24M de hidróxido de sodio. Sol 25ml

7- Tenemos una disolución de ácido sulfúrico al 26% y densidad 1.19g/cc, calcular la molaridad. El volumen de agua que habrá que añadir a 100ml de disolución para obtener una nueva disolución1.5M de dicho ácido. Sol 3.16M, 111ml

8- La cantidad máxima de mercurio permitida en el agua potable se ha establecido en 2 microgramos litro. Expresa esta concentración en ppm.

9- En la etiqueta de un frasco de ácido clorhídrico comercial se especifican los datos siguientes: riqueza 35%, densidad 1.18g/ml a 20ºC. Calcular M, Fracción molar de soluto y el volumen de esta disolución necesario para preparar 250ml de una disolución de ácido clorhídrico 0.1M. Sol 11.32M, 0.2098 y 2.2ml

10- Para evitar la deficiencia de yodo (causa de la enfermedad llamada bocio), se añade yoduro de potasio (KI) a la sal de mesa (NaCl). Una cierta sal yodada contiene 7.6·10-5 g de KI por cada gramo de NaCl. Calcula la cantidad de KI en la sal expresada en ppm.


11- Se toman 100ml de una disolución de HNO3, cuya riqueza es del 42% y su densidad de 1.85g/cc, y se diluyen hasta obtener 1 litro de disolución, cuya densidad es de 0.854 g/cc. Calcula la fracción molar de ácido en la disolución resultante y su molaridad

Estequiometría 1. Una mezcla de Ca(NO3)2 y Ba(NO3)2 que tiene una masa de 7.54g se trata con suficiente sulfúrico y se obtienen 6.57g de mezcla de sulfatos de Ba y Ca. Calcula la composición inicial de la mezcla de nitratos. sol: 2.67g de Ca y 4.87g de Ba

2. Al mezclar 0.214g de una mezcla de aleación de Al y Zn con sulfúrico, se desprenden 162ml de hidrógeno medidos a 20ºC y 712 mmHg. Calcular la composición de la aleación. Sol 64.67% de Zn

3. Se queman 530 g de un hidrocarburo saturado con un 90% en C7H16 . El rendimiento de esta reacción es del 98%. Calcula los gramos de agua que se obtendrán.

4. Para determinar el porcentaje de plata de una aleación se disuelve una muestra de 7’50 g de dicha aleación en ácido nítrico y se transforma la plata en iones plata. La disolución obtenida se valora con 41’7 cm3 de una disolución 0’150 M de sulfuro potásico, obteniéndose un precipitado de sulfuro de plata. ¿Cuál es el % en masa de plata que hay en la aleación, supuestos rendimientos del 100%?

5. ¿Cuántos gramos de cobre se pueden obtener al reducir el óxido de cobre (I) con el hidrógeno que se obtiene al disolver 5’23 g de cinc en ácido clorhídrico? ¿Qué volumen mínimo de HCl 0’5 M se necesita para disolver todo el cinc?

6. Una fábrica de abonos produce amoníaco según un proceso catalítico representado por la ecuación química N2(g) + 3 H2(g) ---- 2 NH3 (g)

Los reactivos empleados son nitrógeno del 70% de pureza e hidrógeno del 95% de pureza. El proceso tiene un rendimiento del 20%. El amoníaco se obtiene como una disolución de concentración igual al 30% en masa. En un día se han introducido en el reactor 80.000 kg de nitrógeno y 2.000 kg de hidrógeno. Ambos se han medido a 20.000 kPa y 500ºC. Calcula la producción de NH3 en ese día.

7. En la limpieza domiciliaria se emplea salfumán. Este producto es una disolución acuosa de HCl cuya concentración es del 20%. Esta sustancia se obtiene por reacción entre el cloro y el hidrógeno gaseosos según la ecuación siguiente: H2(g) + Cl2(g) ---- 2 HCl (g) Una empresa emplea cloro de una pureza del 80% e hidrógeno del 90% de pureza. El rendimiento de la reacción en sus instalaciones es del 75%. El HCl obtenido se disuelve en agua formando una disolución del 20%. Esta empresa tiene una producción de 20000 litros diarios de disolución. Calcula las cantidades necesarias de cada reactivo.

8. En el lanzamiento de naves espaciales se emplea como combustible hidracina N2H4, y como comburente peróxido de hidrógeno H2O2. Estos dos reactivos se llaman hipergólicos, es decir, arden por simple contacto. El proceso es el representado por la ecuación.

N2H4(I) + 2 H2O2(I) ---- N2(g) + 4 H2O (g)

Los tanques de una nave llevan 15.000 kg de hidracina y 20.000 kg de peróxido de hidrógeno.

a) ¿Sobrará algún reactivo?

b) En caso de respuesta afirmativa en a), ¿qué reactivo sobra?

c) ¿En qué cantidad?

9. Se hacen reaccionar 22.75g de Zn que contiene un 7.25% de impurezas con HCl suficiente. Calcula la masa de hidrógeno desprendida. Sol 0.645g

10. Se hacen reaccionar 50g de Zn con una disolución acuosa de ácido sulfúrico que contiene 60g ácido. Halla el volumen de hidrógeno obtenido

11. Calcula el volumen de disolución 0.1M de AgNO3 que se necesita para reaccionar exactamente con 100cc de Na2S 0.1M.


12. Una muestra de gases constituida por 0.3g de etano 2.9g de butano y 16g de oxígeno se halla en un recipiente cerrado de 2 litros a 300K. Calcula la presión total inicial. Calcula la presión final cuando los gases hayan reaccionado si la temperatura aumenta hasta 500ºC

13. Una muestra de 0.726g de sulfato amónico se trata con hidróxido sódico, desprendiéndose 0.24L de amoníaco medidos a 15ºC y 748 mmHg. Calcula la pureza de la muestra expresada en % en masa.

14. El cloro se obtiene por oxidación del ácido clorhídrico con dióxido de manganeso:

HCl + MnO2 Cl2 + H2O. Cuántos moles de dióxido de manganeso hay que utilizar para obtener dos litros de cloro gas medidos a 25ºC y 1 atmósfera. ¿Qué volumen de clohídrico 2M se requiere para obtener los dos litros de cloro del apartado anterior.

15. Se mezclan 20g de zinc puro con 200ml de HCl 6M. Cuando termine el desprendimiento de hidrógeno que quedará en la mezcla. Qué volumen de hidrógeno se desprenderá.

16. Se mezclan 500ml de una disolución de sulfito sódico 6M con 300 ml de una disolución 4M del mismo compuesto: Calcula la molaridad de la mezcla.

17. Se tiene una mezcla de sulfato de amonio y cloruro de sodio. Con la finalidad de determinar el % de cada sal, se trata con hidróxido de sodio una disolución formada a partir de 20g de una mezcla de sales. Como resultado de este tratamiento todo el amonio se transformó en amoniaco. Sabiendo que se obtuvieron 3g de amoníaco, calcula el % de cada sal.

18. El carbonato de magnesio reacciona con ácido clorhídrico para dar cloruro de magnesio, dióxido de carbono y agua. Calcular el volúmen de HCl de densidad 1.095g/ml y del 20% que se necesitará para que reaccione con 30,4g de carbonato. Si ene l proceso anterior se obtienen 7.4L de dióxido de carbono, medidos a 1atm y 27ºC, ¿Cuál ha sido el rendimiento de la reacción?

19. El Zn reacciona con el HCl produciendo hidrógeno. Calcula la molaridad de la disolución de clorhídrico si 400 ml reaccionan con 2.6g de Zn

20. Queremos preparar medio litro de una disolución de nitrato de magnesio de concentración 29.6g/l. Cuantos gramos de hidróxido de magnesio se necesitan para que al reaccionar con nítrico se obtenga la disolución buscada.

21. Halla la pureza de la pirita si 250kg reaccionan con exceso de oxígeno y se obtienen 256kg de dióxido de azufre.

FeS2 + O2 Fe2O3 + SO2 ¿y si el rendimiento es del 90%?

22. 0,5 litros de una disolución de sulfúrico 1M con 0,75 L de NaOH 0.8M. ¿Cuánto sulfato de potasio se formará?

23. Halla la pureza del Mg si al reaccionar 30g con exceso de cloro se obtienen 100g de cloruro de magnesio

24. Un recipiente de 10 litros contiene CO y CO2 a 27ºC y 1.2atm, si el número de moles de CO son la cuarta parte de los de CO2. Calcula los moles de CO2 del recipiente, su presión parcial y el % de Co sobre el total de la mezcla.

Problemas aplicaciones sociales química

1. El IDA es la ingestión diaria admisible, coincide con el 1% de la máxima cantidad de esa sustancia que, tomada diariamente, no produce ningún efecto observable en animales de laboratorio. Sabiendo que el IDA de colorante E-127 es de 2.5 mg/Kg,

a) ¿Qué cantidad diaria de dicho colorante puede tomar una persona de 50 Kg para que no le produzca ningún efecto?

b) ¿Puede esa persona tomar diariamente, sin riesgo, tres yogures de fresa de 125g con un contenido de colorante de 0.2 g/Kg?

2. Un determinado vidrio Pyrex contiene un 14% en masa de B2O3. Calcula cuántos gramos de boro contiene un recipiente de 560g fabricado con dicho vidrio.


3. La cantidad diaria de vitamina C para personas adultas es de 60 mg. Las naranjas contienen alrededor de 4. Mg de vitamina C por cada 100 gramos. Si la única fuente de vitamina C fuesen las naranjas, ¿cuántas debería tomar al día una persona para asegurarse la cantidad recomendada? Más o menos 1 Kg de naranjas contiene 5 naranjas.

4. El análisis de un cabello humano de 1.23 mg mostró que contenía 1.25·1016 átomos de arsénico. Determinar el porcentaje en masa de arsénico en dicho cabello. ¿Es probable que la persona a la que pertenecía el cabello haya sido envenenada con arsénico?. Una concentración de arsénico que alcance el 0.0003% en masa se considera un signo evidente de envenenamiento.

5. El color naranja de las zanahorias se debe a una sustancia llamada beta-caroteno, que el cuerpo humano transforma en retinol (vitamina A). Cada 100 g de zanahorias proporcionan 2.8 mg de retinol. ¿Cuántas UI (Unidades Internacionales) de vitamina A proporciona una zanahoria de tamaño medio (85 g). Una UI de vitamina A representa 0.3·10-6 g de retinol.

6. El aceite se desparrama por el agua formando una capa de unos 1.0·102 nm de espesor. Calcular cuántos kilómetros cuadrados de mar se cubrirán cuando se vierta un barril de aceite. 1 barril=31.5 galones, 1 galón = 3.78 litros

7. A 25ºC un gas llena un recipiente cuyo volumen, previamente medido, resultó ser 1.05·103 cc. Se pesó el recipiente, mas el gas, obteniéndose una masa de 837.6 g. Cuando se hizo el vacío al recipiente, su masa resultó 836.2 g ¿Cuál es la densidad de ese gas a la temperatura de 25ºC?

8. Para sazonar un caldo de pescado se deben añadir 16 g de sal común a 2 L de caldo. a) Calcula la concentración (g/L) de sal en el caldo. b) Si coges una cucharada de caldo (8 mL), ¿cuál será la concentración de sal en esa cucharada? c) ¿Cuántos gramos de sal común habrá en esa cucharada de caldo? 9. La glucosa es una sustancia sólida a temperatura ambiente. Se suelen preparar disoluciones de glucosa en agua, a las que llamamos sueros glucosados, para alimentar a los enfermos cuando no pueden comer. a) En la etiqueta de una botella de suero de 500 cm3 se lee: “Disolución de glucosa en agua de concentración 55 g/L” calcula la molaridad. b) Echamos en una probeta 50 cm3 de suero de la botella y lo ponemos en un plato pequeño que pesa (vacío) 103 g. Cuando se evapore el agua de esos 50 cm3 de suero, ¿quedará algo en el plato? ¿Cuánto pesará el plato después de que se haya evaporado el agua? c) Un enfermo necesita tomar 100 g de glucosa cada hora. ¿Qué volumen de suero de la botella anterior se le debe inyectar en una hora?

TEMA 1: ESTRUCTURA DE LA MATERIA h= 6,63·10-34

1. Un fotón tiene frecuencia 5·1014 Hz. Calcula su longitud de onda y su energía en julios y electronvoltios (eV). [1 eV= 1,6·10-19 J (qe-)]

2. Calcula el valor de la longitud de onda y la energía correspondiente a la primera raya de la serie de Lyman para el átomo de hidrógeno. Haz lo mismo para las series de Balmer, Paschen, Brackett y Pfund. R=10967757,6 m-1. Explica el significado de las distintas rayas.

3. Calcula la longitud de onda asociada a las siguientes partículas: • Un electrón que tiene una energía de 41,11 eV me- = 9,11·10-31) • Una molécula de nitrógeno que se desplaza por el aire a 120 Km/h • Una bala de 25g que se dispara a 800 m/s

4. Elabora un cuadro con todos los posibles valores de los números cuánticos correspondientes a un n=4. Identifica los electrones correspondientes a cada orbital, con sus números cuánticos.


5. Indica si las siguientes combinaciones de números cuánticos son posibles (por qué) y asócialos con el orbital atómico correspondiente (2,1,-1); (3,0,-1,½); (4,1); (3,3,-1,½); (2,0,-1,½); (1,0,0,- ½); (2,1,2); (3,-1,1, ½); (2,1,1,- ½); (4,0,0,- ½)

6. Indica los posibles valores de los números cuánticos que definen un electrón en cada uno de los siguientes orbitales: 2s, 3d, 1p y 4f

7. Indica qué significado tienen las siguientes asociaciones de números cuánticos y el número de electrones que pueden ser compatibles con cada una de ellas: (3), (2,0,0) y (4,-2)

8. La tercera raya del espectro de emisión del hidrógeno en la zona correspondiente a la serie de Balmer tiene una longitud de onda de 434,1nm. ¿Cuáles serán las correspondientes a la cuarta y quinta rayas?

TEMA 2: ENLACE QUÍMICO Born-Haber 1- Determina el valor de la afinidad electrónica del cloro mediante el ciclo de Born- Haber del cloruro de magnesio, basándote en los datos siguientes Entalpía de formación del cloruro = -642 Kj/mol Calor de sublimación del Mg = 151 Kj/mol 1ª energía de ionización del Mg = 738 Kj/mol 2ª energía de ionización del Mg = 1451 Kj/mol Energía de enlace del cloro (g) = 242.4 Kj/mol Energía reticular = -2529 Kj/mol SOL: -347.7 Kj/mol 2- Calcula la energía reticular del bromuro de calcio, a partir de los datos siguientes Entalpía de formación del bromuro = -675 Kj/mol Calor de sublimación del Ca = 121 Kj/mol Calor de vaporización del Bromo (l) = 315 Kj/mol 1ª energía de ionización del calcio = 589.5 Kj/mol 2ª energía de ionización del calcio = 1145 Kj/mol Energía de disociación del bromo (g) = 193 Kj/mol Afinidad electrónica del bromo (g) = -324 Kj/mol SOL: -2390.5 Kj/mol 3- Calcula el valor de la energía reticular del compuesto iónico yoduro de potasio, a partir de los datos siguientes Entalpía de formación del yoduro = -327.7 Kj/mol Calor de sublimación del K = 90 Kj/mol Calor de sublimación del iodo = 62 Kj/mol Energía de ionización del potasio = 418.7 Kj/mol Energía de disociación del iodo (g) = 151 Kj/mol Afinidad electrónica del iodo (g) = -295 Kj/mol SOL: -647.9 Kj/mol 4- Calcula la energía reticular del óxido de magnesio a partir de los siguientes datos: Energía de formación del MgO = -605 kJ/mol Energía de disociación del O2 = 494 kJ/mol Energía de sublimación del Mg = 147, kJ/mol 1ª Energía de ionización del Mg = 737,7 kJ/mol 2ª Energía de ionización del Mg = 1450,7 kJ/mol 1ª Afinidad electrónica del O = -142 kJ/mol


2ª Afinidad electrónica del O = -879 kJ/mol 5- De todos ellos justifica cuál tendrá mayor solubilidad (menor Ur) y cuál tendrá mayor Tf (menor Ur) Enlaces covalentes 1. El primer y segundo potencial de ionización del Li son, respectivamente, 520 y 7300 kJ/mol. Razona:

a) La gran diferencia que existe entre ambos valores de energía b) ¿Qué elemento presenta la misma configuración electrónica que la primera especie iónica?

2. Ordena en orden de elctronegatividad decreciente los siguientes átomos: Mg, B, C, F, O, N y Na 3. Clasifica las siguientes configuraciones como fundamentales, prohibidas o excitadas: 1s2 2s2 2p4 1s2 2s2 2p3 3s1 1s2 2s2 2p7 4. ¿Por qué el N es un no metal y el Bi que está en el mismo grupo no lo es? (tendencia a perder e-, tamaño, efecto pantalla) 5. Ordena en orden creciente de tamaño: a) Cu, Br, Ca, Cs y O b) Ar, S2-, K+, Cl-, y Li+ 6. ¿Por qué la valencia 2+ es la más estable del átomo de Mg? (estructuras electrónicas) 7. Justifica por qué el Zn, el Cd y el Hg tienen estado de oxidación +2, y este último además tiene +1 8. Por qué la configuración electrónica del Pd termina en 4d10, siendo su Z=46 9. Explica los estados de oxidación del Cu, Z=29 10. Haz la configuración electrónica de los siguientes elementos químicos y di a que tipo pertenecen:

a) Cuarto periodo, grupo 12 b) Segundo periodo, grupo 3 c) Sexto periodo, grupo 5 d) Tercer periodo, grupo 18 e) Sexto periodo, grupo 2

11.- Ordena los siguientes elementos según su primer potencial de ionización: Br, K, Mg, S. Si miraramos su segundo potencial de ionización ¿estarían en el mismo orden? 12. El elemento de Z=16 puede combinarse con los elementos de Z=11 y de Z=17. Analiza los compuestos que se pueden formar y el número de oxidación de los elementos que se unen en cada caso. 13. Representa las estructuras de Lewis de las siguientes moléculas: SCl6, IF7, CO2, CaCl2, H2S, CH3Cl, CH3OH, CaO y C3H6O (propanal) 14. En el laboratorio es posible conseguir compuestos de nitrógeno como NCl3, pero nunca NCl5; sin embargo, sí es posible conseguir PCl3 y PCl5. ¿Por qué? 15. ¿Cuál es la estructura de Lewis del catión amonio (NH4

+)? 16. Explica el enlace entre el N y el B en la molécula H3N-BF3 17. Analiza las posibles estructuras resonantes del SO2 y SO4

2- 18. Indica si son polares estas moléculas: BeCl2, BF3, H2O, CH3OH


19. El SO2 y el NO2 son moléculas polares, mientras que el CO2 es apolar. ¿Por qué? 20. Explica la geometría de NH3, H2O, NH4

+, SF6 y H3O+ 21. Explica todos los enlaces del CH3-NH2, C6H5Cl y CH2=NH

TEMA 3: TERMODINÁMICA 1. Calcula, con un diagrama de entalpías, la entalpía de formación del monóxido de carbono,

conociendo que ∆Hºf(CO2) = -393.5 kJ/mol y que la entalpía de combustión del CO a CO2 es –283 kJ/mol

2. Calcula la energía de hidrogenación del butadieno a butano, conociendo las siguientes entalpías de enlace: ∆H c=c =612.9 kJ/mol; ∆H c-c =348.15 kJ/mol; ∆H c-H =415.32 kJ/mol; ∆H H-H =436.4 kJ/mol

3. Las entalpías de formación del etano, dióxido de carbono y agua líquida son –84.7; -393.5 y –285.8 kJ/mol, respectivamente. Calcula el calor desprendido al quemar totalmente 30 g de etano.

4. Los calores de combustión a 25ºC del etano, eteno e hidrógeno son –1553.3 kJ/mol; -1405.4 kJ/mol y –284.5 kJ/mol, quedando en todos los casos agua líquida. Calcula el calor de hidrogenación del eteno a etano.

5. En la reacción a volumen constante de formación de amoníaco a partir de sus componentes fundamentales, cuando, de la mezcla inicial han reaccionado dos moles, el calor generado es 82 kJ. ¿Qué calor molar generará esa misma reacción a presión constante y manteniéndose la temperatura?

6. Para las reacciones:

• HCl (g) + NH3 (g) → NH4Cl (s) ∆H<0 • CaCO3 (s) → CaO (s) + CO2 (s) ∆H>0 • NH4NO2 (s) → N2 (g) + 2 H2O (g) ∆H<0 Indica y justifica el signo de la variación de entropía Indica en qué condiciones serán espontáneas

7. Cuando 1 Kg de agua líquida se convierten en vapor a P=1,2 atm, absorbe 2283,5 kJ en forma de calor. Calcula: El W realizado por el sistema, la variación de U y qué porcentaje de calor se emplea en el trabajo de expansión. La densidad del agua líquida a 100ºC es de 0.973g/ml

8. Averigua si será espontánea la combustión del benceno en condiciones normales. Las entalpías libres

estándar de formación del benceno (l), el agua (l) y el dióxido de carbono (g) son 172.8 kJ/mol; -236.25 kJ/mol; y –392.75 kJ/mol

9. ¿A partir de qué temperatura será espontánea la formación de monóxido de nitrógeno? Sabemos que la entalpía estándar de formación del monóxido de nitrógeno (g) es 90.29 kJ/mol y las entropías estandar del mismo monóxido (g), del nitrógeno (g) y del oxígeno (g) son: 210.42 J/(mol K); 190.71 J/(mol K)y 204.82 J/(mol K)

10. Para las reacciones: • HCl (g) + NH3 (g) → NH4Cl (s) ∆H<0 • CaCO3 (s) → CaO (s) + CO2 (s) ∆H>0 • NH4NO2 (s) → N2 (g) + 2 H2O (g) ∆H<0 Indica y justifica el signo de la variación de entropía


Indica en qué condiciones serán espontáneas

11. Cuando 1 Kg de agua líquida se convierten en vapor a P=1,2 atm, absorbe 2283,5 kJ en forma de calor. Calcula: El W realizado por el sistema, la variación de U y qué porcentaje de calor se emplea en el trabajo de expansión. La densidad del agua líquida a 100ºC es de 0.973g/ml

12. Las entalpías de combustión del carbono (s), del hidrógeno (g) y del propano (g) son, respectivamente

–393.5; -285.8 y 2037 kJ/mol a) Razona cual de las tres sustancias tiene mayor poder calorífico y cual lo tiene menor (energía al quemarse 1 g de sustancia) b) Determina la entalpía de formación estándar del propano.

13. ¿A partir de qué temperatura es espontánea la reducción del óxido de hierro (III) a hierro mediante el uso de carbón como reductor?. La entalpía estándar de formación del dióxido de carbono (g) es igual a –395.5 kJ/mol y la del óxido férrico (s) es –824.2 kJ/mol. Las entropías estándar del dióxido de carbono (g), el hierro (s), el óxido férrico (s) y el carbono (s) son, respectivamente 213.7 J/(mol K); 27.3 J/(mol K); 87.4 J/(mol K) y 5.7 J/(mol K)

14. Se conocen las siguientes entalpías estándar de formación: etanol –277.6 kJ/mol; ácido acético –487 kJ/mol; agua –285.8 kJ/mol y las estropías estándar etanol 160.7 J/(mol K); ácido acético 159.8 J/(mol K); oxígeno 205 J/(mol K) y agua 70 J/(molK). Escribe la reacción de oxidación del etanol e indica si esa reacción será endotérmica o exotérmica y si será espontánea o no, así como si habrá influencia de la temperatura en esa espontaneidad.

15. La entalpía estándar de formación del AgCl (s) es –30.3 kcal/mol y al entalpía estándar para la reacción entre plomo y cloruro de plata para dar cloruro plumboso es –25.1 kcal. Calcula la entalpía estándar de formación del cloruro plumboso y el calor que se desprenderá o absorberá cuando reaccionan 1.84·1024 átomos de plomo.

16. Se obtienen dos moles de cloruro de hidrógeno a partir de la reacción de hidrógeno y cloro, con una variación de entalpía de –184.6 kJ. Determina la entalpía del enlace H-C si las entalpías de los enlaces H-H y Cl-Cl son ,respectivamente, 435 kJ/mol y 243 kJ/mol.

17. Explica si es posible que: a) una reacción endotérmica sea espontánea, b) los calores de reacción a volumen constante y a presión constante sean iguales en algún proceso

18. Calcula el trabajo realizado cuando se comprime un gas desde un volumen de 10 L hasta 30 dm3, bajo una presión cte de 105 Pa

REPASO 1ª EVALUACIÓN 1. Calcula el peso de dióxido de carbono que se produce al quemar 640 g de metano. ¿Cuántos gramos de oxígeno se consumirán? ¿Cuántos gramos de agua se formarán? 2. Se disuelven 2'14 g de hidróxido de bario en agua de forma que se obtienen 250 mL de disolución.

• ¿Cuál es la concentración molar de la disolución? • ¿Cuántos moles de ácido clorhídrico se necesitan para neutralizar esta disolución? • Si la disolución de este ácido es de concentración 0'1 M, ¿cuántos mL de dicha disolución son

necesarios para dicha neutralización? 3. Se desea realizar una comprobación experimental de la ley de la conservación de la masa a través de la reacción: Na2CO3(s) + 2 HCl(aq) → 2 NaCl(aq) + CO2(g) +H2O(l) y en la que se parte de 1 g de carbonato sódico.


Indique el procedimiento a seguir, describa el material y determine el número de litros de CO2 que, medidos en condiciones normales, obtendría en el proceso. 4. Dispone de una muestra de 12 g de un cinc comercial e impuro que se hace reaccionar con una disolución de ácido clorhídrico del 35% en peso y 1’18 g/cm3 de densidad. Como productos de la reacción se originan cloruro de cinc(II) e hidrógeno molecular.

• Escriba la ecuación química del proceso. • Calcule la molaridad del ácido. • Si para la reacción del cinc contenido en la muestra se han necesitado 30 cm3 del ácido, calcule el

porcentaje de pureza, en tanto por ciento, del cinc en la muestra inicial. 5. Una muestra comercial de 0'712 g de carburo de calcio (CaC2) ha sido utilizada en la producción de acetileno, mediante su reacción con exceso de agua, según: CaC2 + 2 H2O → Ca(OH)2 + C2H2 Si el volumen de gas C2H2 recogido, medido a 25ºC y 745 mm de Hg ha sido 0'25 L, determine:

• Gramos de acetileno producidos. • Gramos de carburo de calcio que han reaccionado. • Porcentaje de carburo de calcio puro en la muestra original.

6. El cinc reacciona con el ácido clorhídrico para dar cloruro de cinc e hidrógeno. ¿Qué volumen, medido en condiciones normales, de gas se obtendrá al reaccionar 2’23 g de cinc con 100 mL de una disolución de ácido clorhídrico 0’5 M?. Si se obtienen 0’25 L de hidrógeno, medidos en condiciones normales, ¿cuál será el rendimiento de la reacción? 7. Se desean obtener 12 L de oxígeno en condiciones normales por descomposición térmica de clorato de potasio del 98’5% en peso de riqueza.

• Escribir la reacción que tiene lugar. • Calcular la cantidad de clorato de potasio necesario • Calcular la cantidad de cloruro de potasio que se formará en la reacción

8. En un generador portátil de hidrógeno se hacen reaccionar 30'0 g de hidruro de calcio con 30'0 g de agua, según la reacción, sin ajustar, CaH2 + H2O → Ca(OH)2 + H2 Calcula:

• qué reactivo sobra y en que cantidad; • el volumen de hidrógeno que se produce a 20°C y 745 mm de Hg; • el rendimiento de la reacción si el volumen real producido fue de 34 litros.

9. Una mezcla gaseosa conteniendo 0'1 mol de hidrógeno y 0'12 mol de cloro reaccionan para dar lugar a cloruro de hidrógeno.

• Escriba el proceso químico que tiene lugar. • Determine la cantidad, en gramos, de cloruro de hidrógeno que puede obtener, admitiendo un

rendimiento del 100%. 10. Se hace reaccionar, en un balón de un litro de capacidad y a una temperatura de 110ºC una mezcla gaseosa compuesta por 5 g de H2(g) y 10 g de O2(g) para dar H2O(g).

• Escriba la reacción que tiene lugar y calcule la cantidad de agua que se forma. • Determine la composición de la mezcla gaseosa después de la reacción expresada en porcentaje

en peso e en fracción molar. • Determine la presión parcial de cada uno de los componentes después de la reacción y la presión

total de la mezcla, admitiendo un comportamiento ideal para los gases.


FORMULACIÓN INORGÁNICA 1. Completa el siguiente cuadro:

Fórmula Nomenclatura tradicional Nomenclatura de Stock Nomenclatura sistemática

HCl

Hidruro de oro (I)

Trióxido de diníquel

HIO3 Ácido trioxoyódico (V)

Dioxofosfato (III) de hidrógeno

N2O5

Ácido carbónico

HNO2

NH3

Sulfito de aluminio

Agua oxigenada

NaOH

Ácido trioxosulfúrico (IV)

H2CrO4

BaO2

KMnO4

IF7

Sulfato cúprico

H2S

Ácido arsenioso

HgO

Monóxido de dibromo

Trihidruro de níquel


Tetraoxofosfato (V) de hidrógeno

Fosfato monoácido de calcio

Cloruro de nitrógeno (III)

Monóxido de magnesio

Ca(OH)2

Ácido pirofosforoso

Ni(NO3)3

Trihidruro de fósforo

Hidróxido de manganeso (II)

SO3

Seleniato de estaño (IV)

Trihidróxido de cobalto

HI

Trioxoborato de hidrógeno

CuH2

Ácido dicrómico

Sulfuro de amonio

CuO2

Ácido sulfúrico

CrPO4

Cloruro de potasio

Bis[dihidrogenotetraoxo- fosfato (V)] de calcio

Óxido de oro (III)

2. Formula las siguientes sustancias: 1. Óxido de bario 2. Óxido de sodio 3. Óxido de plata 4. Óxido de aluminio 5. Óxido de níquel (III)

6. Óxido de cloro (VII) 7. Óxido nitroso 8. Anhídrido nitroso 9. Hidruro de litio

10. Cloruro de cobalto (III) 11. Hidruro de plata 12. Ácido bromhídrico 13. Ácido sulfhídrico 14. Amoniaco


15. Ácido clorhídrico 16. Peróxido de bario 17. Hidruro de calcio 18. Peróxido de sodio 19. Óxido de estroncio 20. Ácido clorhídrico 21. Cloruro de sodio 22. Fluoruro de calcio 23. Yoduro de plomo (II) 24. Bromuro potásico 27. Sulfuro de bario 28. tricloruro de arsénico 29. Peróxido de litio 30. Sulfuro de hierro (II)

31. Ácido nítrico 32. Ácido carbónico 33. Ácido perclórico 34. Ácido fosfórico 35. Ácido sulfhídrico 36. Ácido sulfúrico 37. Ácido hipoiodoso 38. Hidruro de

magnesio 39. Ácido silícico 40. Hidróxido de calcio 41. Hidróxido de hierro

(III) 42. Ácido nitroso

43. Hidróxido de aluminio 44. Bromuro de cobalto (II) 45. Hidróxido de potasio 46. Sulfato de calcio 47. Cloruro de cobalto (III) 48. Nitrito de litio 49. Carbonato sódico 50. Cloruro potásico 51. Sulfuro de zinc 52. Hipoiodito potásico 53. Fosfato cálcico 56. Hidrógeno sulfato de litio 57. Peróxido de plata

3.Pon nombre a los siguientes compuestos:

1. BaO 2. Na2O 3. SO2 4. CaO 5. Ag2O 6. NiO 7. Cl2O7 8. P2O5 9. LiH 10. CaO 11. AgH 12. HBr 13. H2S 14. NH3

15. HCl 16. BaO 17. CaH2 18. Na2O2 19. PH3 20. Cs2O 21. PbI2 22. KBr 23. AsH3 24. BaS 25. AlCl3 26. Al2S3 27. Li2O 28. FeS

29. HNO3 30. H2CO3 31. HClO4 32. H3PO4 33. H4P2O5 34. HIO 35. H2S 36. MgH2 37. H2SiO3 38. Ca(OH)2 39. Fe(OH)3 40. HNO2 41. Al(OH)3 42. KOH

43. CaSO4 44. Al2(SiO3)3 45. CoCl2 46. LiNO2 47. Na2CO3 48. Ca3(PO4)2 49. KHCO3 50. ZnCl2 51. Na2CO3 52. HgO 53. NaOH 54. CH4 55. KIO


TEMA 5: EQUILIBRIO QUÍMICO 1. En un cilindro metálico cerrado de volumen V, se tiene el siguiente proceso químico en equilibrio

2A(g) + B(s) = 2C(s) + 2D(g), ∆Hº<0. Justificar hacia donde se desplazará el equilibrio si: a) Se duplica la presión b) se reduce a la mitad la concentración de B y C c)Aumenta la temperatura

2. A 2000K la Kc= 4.4 para la reacción gaseosa H2 + CO2 = H2O + CO. si se introducen 1 mol de

hidrógeno, 1 mol de dióxido de carbono y un mol de agua en un recipiente de 4,68 litros, calcular a) la composición de la mezcla en equilibrio b) Se desplazará el equilibrio al aumentar la presión c) Kp a) 0.12M 0.95M, 0.33 M

3. Se introducen 0.2 moles de Bromo en un recipiente de 0.5 litros a 600 ºC, siendo el grado de

disociación en esas condiciones 0,8. Calcular Kp y Kc, para la reacción de disociación del bromo. Kp=366.58, Kc=5.12

4. Para la reacción entre gases PCl3 + Cl 2 = PCl5, la cte de equilibrio vale 49 l/mol a 230ºC. Si se

añaden 0.5 moles tanto de tricloruro como de cloro a un recipiente de 5 litros. ¿Cuál sería la composición ene equilibrio de esa mezcla? 0.036M, 0.064M. Halla las nuevas concentraciones cuando añado 0,8 moles al producto.

5. A una 100 K se produce la reacción Xe + 2 F2 = XeF4. Se mezclan 0.4 moles de xenon con 0.8 moles

de flúor en un recipiente de 2 litros. cuando se alcanza el equilibrio, el 60% del xenon se ha convertido en tetrafluoruro: Determinar Kp, Kc y la presión total de la mezcla en equilibrio. Kc=58.6, Kp=0.8715, P=2.95

6. La cte Kp a 355ºC para la reacción de obtención de yoduro de hidrógeno es 4,4. Calcular que

porcentaje de iodo se convierte en HI si mezclamos 0.2 moles de iodo y 0.2 moles de hidrógeno. El equilibrio se establece a 355ºC y la presión total es 0.5 atm. 45%

7. ¿Qué masa de hidrógeno debe añadirse a 2 moles de iodo para que reaccione el 80% y dar ioduro de

hidrógeno a 488ºC? Kc=50. 4.22g 8. En un recipiente de 10 litros, se introducen 0.61 moles de CO2 y 0.39 moles de H2 y se calienta a

1250ºC. Una vez alcanzado el equilibrio de la reacción en la que obtenemos agua y monóxido de carbono, se analiza la mezcla, encontrando que hay 0.35 moles de CO2. Calcular: a) la concentración de las especies en equilibrio y el valor de la cte a dicha temperatura. b) La composición de la mezcla cuando se añaden 0.22 moles de hidrógeno manteniendo cte la temperatura. a)0.035, 0.013, Kc=1,48 b) 0.276, 0.334

9. Para la reacción de equilibrio a 25ºC 2 ICl(s) = I2 (s) + Cl2 (g), la Kp vale 0.24, cuando la presión se

expresa en atmósferas. En un recipiente de 2 litros en el que se ha hecho el vacío, se introducen 2 moles de ICl a) cuál será la concentración de cloro cuando se alcance el equilibrio, b) Cuántos gramos de ICl quedarán en el equilibrio a) 0.0098M b) 318.3g

10. En un matraz de 250 cc a 27ºC se introdujeron 213 mg de fosgeno. Cuando se hubo alcanzado el

equilibrio, la presión que alcanzó el matraz fue de 230 mmHg. Calcular a) El grado de disociación del fosgeno b) la presión parcial de cada componente gaseoso de la mezcla c) el valor de Kp y Kc. COCl2 (g) = CO (g) + Cl2 (g) a) 0.43 b) 91.7, 69.2 mmHg c) 0.069 atm, 0.0028M

11. A temperaturas elevadas, carbono y dióxido de carbono reaccionan para formar monóxido de carbono

a) Cuando se establece el equilibrio a 1000 K, la presión total del sistema es 4.7 atm. Si Kp=1.72 atm ¿cuáles serán las presiones parciales de los componentes de la mezcla? b) si partimos de 1 mol de C y 1 mol de CO2 en un recipiente de 1 litro a 1000 K ¿cuánto valdrán las presiones parciales cuando se alcanza el equilibrio? c) y si en las condiciones del apartado anterior partimos de 0.1 moles de C y 1 mol de CO2. a) 2.11, 2.59 b) 11.48, 76.26 c) 11.48, 76.26


12. Se coloca en un recipiente vacío NH4HS sólido que se descompone en amoníaco y sulfuro de hidrógeno gases. La presión total es 0.659 atm. Si se adiciona amoníaco con el fin de elevar la presión total del equilibrio a 1,25 atm ¿Cuál será la nueva presión parcial de sulfuro de hidrógeno? 0.093 atm

13. ¿Cuál de las siguientes reacciones está más desplazada hacia la derecha?

a) 2 H2O (g) + O2 (g) = 2 H2O2 (g) Kc=9·1080 b) 2 HBr (g) = H2 (g) + Br2 (g) Kc= 7·10-20 c) Si (g) + O2 (g) = SiO2 (G) Kc = 2·10142

14. Para el equilibrio de formación del pentacloruro de fósforo a partir de tricloruro y cloro, Kc vale 01.8.

Suponer que en un matraz se tiene una mezcla de estos tres gases con las siguientes concentraciones: [PCl3]= 0.052 M, [Cl2]= 0.014M y [PCl5]= 0.006M. a) Halla el cociente de reacción Q ¿Se encuentra el sistema en equilibrio? b) En caso negativo, ¿en qué dirección se producirá la reacción en busca del equilibrio?

15. La cte de equilibrio de la reacción 2 H2 (g) + CO (g) = CH3OH (g) a 425ºC vale Kc=300 l2/mol2.

¿Cuál es la cte de equilibrio para esta reacción si se representa por las ecuaciones siguientes? a) H2(g) + 1/2 CO (g) = 1/2 CH3OH (g), b) CH3OH (g) = 2 H2 (g) + CO (g). 17.32, 3.3·10-3

16. La cte de equilibrio de la disociación gaseosa de la molécula de bromo es Kc= 1.04·10-3, a 1285ºC.

Un recipiente de 200 cc contiene, una vez alcanzado el equilibrio 4.5·10-2 moles de bromo. a) Cuántos moles de Br estarán presentes en el matraz, b) La reacción de disociación del bromo es endotérmica, ¿qué se puede hacer para aumentar la

cantidad de bromo atómico? c) ¿Cuáles de las medidas del apartado b afectan al valor de Kc?

17. A 25ºC la cte de equilibrio para la reacción NH4SH (s) = NH3 (g) + H2S (g) es Kp=0.12. En un matraz de 10 litros a 25ºC, se introduce amoníaco hasta que la presión sea 0.1 atm. Luego se añade NH4SH sólido hasta que quede un exceso de sólido sin reaccionar a) Porqué no se produce reacción hasta que no se añade NH4SH b) ¿Cuál es la presión total en el matraz una vez alcanzado el equilibrio? c) ¿Cuál es la mínima cantidad de NH4SH que debe añadirse para que se alcance el equilibrio?

18. Se pretende obtener niquel metálico a partir de óxido de níquel (II), utilizando la reacción

NiO (s) + CO (g) = Ni (s) + CO2 (g), cuya cte de equilibrio a 1600K vale Kc=600. Si se mantiene una presión parcial de CO igual a 150 mmHg en el horno y la presión total nunca excede de 1 atm ¿Se producirá la reducción del NiO a Ni? . (Justificar que ∆G=0 y entonces hay equilibrio y se obtiene Ni)

19. Aplica Le Chatelier al método Haber-Bosch

REPASO 1. Una disolución acuosa contiene 12,0 g de azúcar C12H22O11, en 200 ml. La densidad de esta disolución es 1,022 g/cm3. Calcula: a) la molaridad de la disolución; b) la molalidad de la disolución, c) el % en masa de azúcar, d) la fracción molar. SOL: 0.17M, 0.18m, 3.26·10-3, 0.996 2. ¿Cuál sería la molaridad de la disolución de ácido sulfúrico que resultaría recogiendo en 10l de agua el producto que resulta de la oxidación de 32g de azufre, suponiendo un rendimiento del 90% y estimando que no se produce cambio de volumen? SOL: 0.09M 3. Se añaden a 500ml de agua, 150 ml de una disolución de ácido sulfúrico del 86% con una densidad 1,787 g/cm3. ¿Cuál es la concentración resultante expresada en %? SOL: 30%


4. a) ¿Cuántos orbitales p existen en un nivel cuyo número cuántico principal es igual a 2? ¿Es esa respuesta generalizable a cualquier valor de número cuántico principal? b) ¿Cuántos electrones admiten los orbitales p? ¿Qué número o números cuánticos distinguen a esos electrones entre sí? 5. En un átomo de hidrógeno el electrón está en una órbita n=1, y en otro átomo en la órbita n=3. Razona con ayuda del modelo atómico de Bohr a) Cuál de los dos electrones se mueve más rápidamente en su órbita b) Cuál será la órbita con un radio mayor c) Cual de los electrones posee menor energía d) Qué átomo posee mayor potencial de ionización 6. Si el potencial de ionización del potasio es de 6.94·10-19 J/átomo, a) determina si una radiación ultravioleta de longitud de onda 50 nm ionizará el potasio b) calcula la energía necesaria para ionizar 4 g de potasio en su estado fundamental c) la energía de ionización del sodio es 493kJ/mol, mientras que la segunda energía de ionización de este elemento es 4.556kJ/mol. Justifica por qué la segunda energía de ionización es mucho mayor que la primera. 7. Ordena los siguientes átomos e iones según el orden creciente de sus tamaños: Ar, S2-, K+, Cl-, Li+. 8. ¿Cómo explicarías la solubilidad de un compuesto iónico en agua? 9. Un matraz de 500 cm3 contiene oxígeno a 0,5 atm y 298 K y otro matraz de 250 ml contiene nitrógeno a 3 atm y 298 K. Los dos matraces se conectan. Suponiendo que la temperatura permanece constante, calcula: A) la presión parcial de cada gas en la mezcla final y la presión total b) la composición de la mezcla expresada en volumen y en masa c) si reaccionaran para formar amoníaco, cual sería la composición si el rendimiento de la reacción fuera del 100% 10. 5.132 g de un compuesto orgánico que contiene sólo carbono e hidrógeno, producen en su combustión 17,347g de dióxido de carbono y 3,550 g de agua. Calcular a) la fórmula empírica del compuesto b) la fórmula molecular sabiendo que esos gramos de compuesto en fase gaseosa ocupan un volumen de 2.018 litros medidos a 100ºC y 758 mmHg 11. Se prepara una disolución de acetona C3H6O en agua de la siguiente forma: se toman 10 cm3 de una disolución acuosa 3M de acetona, se le añaden 5 cm3 de acetona pura, de densidad 0.7899, y al conjunto resultante se le añade agua hasta completar un volumen de 250 cm3. Indique: A) Cuál será la molaridad de la disolución resultante B) Cuál será el descenso de la temperatura de congelación para la disolución preparada (Kc= 1.86ºCkg/mol) 12- Escribe las configuraciones electrónicas para los estados fundamentales de N, Ar, Fe, Fe2+, Pr3+. Cuántos electrones desapareados habrá en cada una de estas partículas aisladas 13- El níquel tiene la configuración electrónica (Ar)3d84s2 ¿Cómo se explica el hecho de que el siguiente elemento Cu tenga la configuración (Ar)3d104s1? 14- Los potenciales de ionización para el Li y el K son 5,4 y 4,3 eV, respectivamente, ¿Cuál sería la predicción para el potencial de ionización del Na? 15- Los primeros potenciales de ionización para el Li, Be y C son 5,4; 9,3 y 11,3 eV. Predice los potenciales de ionización para B y N 16- En el compuesto iónico KF, se encuentra que los iones K+ y F- tienen radios prácticamente iguales, aproximadamente 0.123 nm cada uno. Predíganse los radios atómicos relativos de K y F 17- El radio atómico sencillo del P es 0,11 nm. Predice el radio atómico del Cl.


18- El primer potencial de ionización para el Li es 5.4 eV y la afinidad electrónica del Cl es 3,61 eV. Calcula la energía total en kJ/mol (energía molar) que se desprende o se absorbe cuando se ionizan para formar el KCl. 19- La afinidad electrónica del flúor es de –3.45 eV/átomo. Calcula la energía desprendida al obtener 3,6 g de iones fluoruro a partir de átomos en estado gaseoso y fundamental. 20- Escribe las configuraciones electrónicas de las siguientes especies químicas K+, Cl-, Mg2+ y B. Para cada caso ¿Cuál es el número total de electrones en un átomo que cumplen los valores de números cuánticos a) n=3 y l=1;_ b) n=3, m=-1 y l=1 21- Ordena de mayor a menor energía de ionización las siguientes especies H, Li, Li2+ 22- Justifica que el nitrógeno sea un no metal mientras que el bismuto es un metal si ambos tienen estructura electrónica de tipo ns2 np3 23- Conocido el número de electrones de los elementos a(2), b(11), C(9), D(12) y E(13), justifica el elemento que a) corresponde con un gas noble b) es el más electronegativo c) es un metal alcalino d) presenta valencia 3 e) puede formar un nitrato cuya fórmula es X(NO3)2 24- Justifica razonadamente si es mayor la primera o la segunda energía de ionización del átomo de magnesio, si es mayor la primera o la segunda afinidad electrónica del oxígeno 25- Ordena los siguientes átomos e iones según el orden creciente de sus tamaños Ar, S2-, k+, Cl-, Li+ 26- Dados dos elementos, uno con Z=35 y otro con una configuración 4s2 para su electrón de mayor energía, indica su posición en la tabla periódica, sus valencias más probables y cuál de ellos tiene mayor potencial de ionización y mayor radio atómico 27- Explica la diferencia entre electonegatividad y afinidad electrónica 28- Escribe las configuraciones electrónicas del Mg y del al, basándote en ellas justifica si es de esperar la existencia de los iones Mg3+ o Al3+ en algún compuesto sencillo 29- Los números atómicos del sodio, potasio y rubidio son respectivamente, 11, 19 y 37. Ordénalos en cuanto a su volumen atómico, su potencial de ionización y su poder reductor. 30- En la tabla se explicitan los valores de os potenciales de ionizción de diferentes especies químicas Explica la causa de que el potencial de ionización del litio sea mayor que el del sodio pero inferior que el del berilio, el del oxígeno sea inferior al del nitrógeno que tiene una electronegatividad inferior a la del oxígeno y qu el del Mg+ sea mayor que el del Mg pero inferior al del Na+

Li Na Na+ Mg Mg+ Be B O N 5.39 5.14 47.3 7.64 15.0 9.32 18.2 13.6 14.5


TEMA 6: ÁCIDO – BASE 1. 100 ml de disolución de ácido hipocloroso (K= 3·10-8) contienen 0.001 moles de dicho ácido.

Calcular: a) la concentración de protones b) El grado de disociación de dicho ácido c) Si esos 100 ml de disolución se diluyen hasta un volumen total de 1 litro ¿Cuál sería el valor del pH?. 1.73·10-5M, 1.73·10-3, 5.26

2. Una disolución 0.1M de ácido fluorhídrico tiene el mismo pH que una 8·10-3 de ácido nitrico.

a) Calcular el valor del pH b) Calcular la cte de acidez del ácido fluorhídrico. 2.1; 6.96·10-4 3. Teniendo en cuenta que el ácido fluorhídrico es un ácido débil, cuya constante de disociación vale

Ka=10-3.2. a) Calcular en qué volumen de disolución deben estar contenidos 2 gramos de dicho ácido para que el pH sea 2.1 b) ¿Cuál sería el grado de disociación de dicho ácido? c)Si esos dos gramos estuviesen contenidos en 10 litros de disolución, ¿cuál sería el grado de disociación de la nueva disolución?. 1086 ml; 7.94%; 1.6; 25.21%

4. Indicar el carácter ácido, básico o neutro de las disoluciones acuosas a) Cloruro de potasio

b)hidróxido sódico c) acetato sódico. Justificando el por qué 5. Halla el pH de una disolución 0,2M de NH4NO3 si Kb del NH4OH es 1,8·10-5 6. Comentar si las siguientes afirmaciones son correctas o no, justificando la respuesta a) Una

disolución acuosa de cloruro amónico tiene carácter básico b) Una disolución de acetato de sodio en agua tiene carácter básico. Hallar las ctes de hidrólisis. Kb (hidróxido amónico)=1.8·10-5, Ka(acético)=1.8·10-5

7. Se mezclan 10 ml de una disolución de amoníaco 2.5M con 30 ml de nitrato amónico 0,1M.

suponiendo aditivos los volúmenes, calcular el pH de la disolución resultante y el grado de disociación del amoníaco. Kb=1.8·10-5. 10.17; 0.00024

8. Calcular la cte de ionización de un ácido débil monoprótico 0.01M que se ioniza en un 13% y

determinar el valor del pH de la disolución. ¿Qué volumen de disolución 0.02 M de hidróxido sódico será necesario para neutralizar completamente 10 ml de la disolución anterior? 0.149, 2.89, 5 ml

9. Calcular el pH de una disolución preparada mezclando 50 cc de ácido acético 0.2M con 50 cc de

disolución 0.2M de acetato sódico. pKa=4.74. 4.74 10. Calcular el pH de la disolución y el grado de disociación del ácido nitroso, en una disolución obtenida

al disolver 0.47g de dicho ácido en 100 ml de agua. ¿Cuántos gramos de hidróxido sódico se necesitarán para neutralizar 25 ml de la disolución anterior? Ka=4·10-4. 2.1; 0.1g

11. Una muestra de 50 ml de ácido sulfúrico 0.25M se diluyó hasta 75 ml. La disolución obtenida

necesitó 40 ml de una disolución de hidróxido sódico para su neutralización a) Calcular la concentración de la disolución alcalina b) Calcular el pH de la disolución que resulta al mezclar 20 ml de la anterior disolución ácida y 20 ml de la hidróxido sódico. 0.625M, 13.18

12. ¿Cuántos cc de una disolución de ácido sulfúrico del 38% de riqueza y densidad igual a 1,35 g/cc

hacen falta para preparar 2 litros de disolución 0.4M?. Una vez preparada dicha disolución se tomaron 150 cc y se valoraron con hidróxido sódico 0.6 M gastándose 96.2 cc. ¿Cuál será la verdadera molaridad de la disolución preparada? 76cc; 0.38M

13. Calcular el pH de las disoluciones resultantes al mezclar 50 ml de HCl 0.2M y 50ml de KOH 0.2M. 14. Se preparan 100 ml de una disolución acuosa a partir 10 ml de NH3 (d=0.9g/ml; 25% de riqueza) a)

Calcular el pH de la disolución b) Se hacen reaccionar 10 ml de dicha disolución con 15 ml de


disolución de HCl 0.88M ¿Cómo será la disolución resultante: ácida, básica o neutra? Explicar la respuesta. Datos pKb(NH3)=4.75. 11.7

15. Calcula el pH de la mezcla de 100 ml de acético 2M con 100 ml de sosa 1M siendo la Ka=1,8·10-5 16. Al medir la acidez de un vinagre con hidróxido sódico, se ha utilizado como indicador el rojo de

metilo, que tiene un pH medio de viraje 5 a) Razonar si ha sido adecuada la elección del indicador b) Si valoramos acetato sódico con ácido clorhídrico; razonar si deberíamos utilizar como indicador el rojo de metilo o la fenolftaleína que vira a pH 9.

17. Calcula el pH y el grado de hidrólisis de una disolución acuosa de cloruro amónico de concentración

0.5 M. kb=1,8·10-5 18. Determina el pH de una disolución 1M de NH3, si kb=1,8·10-5. A 100 ml de esa disolución se añaden

10 ml de disolución 1 M de cloruro amónico. Justifica el resultado aplicando Le Chatelier 19. Clasifica las siguientes sustancias como ácidas, básicas o neutras: HI, NaOH, HClO, HCO3

-, NH4+,

CH3NH2, H2O, CH3OH y HCOOH 20. Se disuelven 35,75 g de hipoclorito de calcio en agua hasta obtener 500 ml de disolución. Cuando se

alcanza el equilibrio, la sal presenta un grado de hidrólisis de 10-3. Calcula el pH de la disolución y la cte del ácido hipocloroso

TEMA 7: REACCIONES REDOX 1- INDICAR EL Nº DE OXIDACIÓN DE CADA ELEMENTO EN LOS SIGUIENTES

COMPUESTOS O IONES: - ION DICROMATO - ION SULFITO - TIOSULFATO SÓDICO (Na2S2O3) - PEROXIDO DE BARIO - H2PO4

-

- PENTAFLUORURO DE BROMO - N2H4 - METANAL - ÁCIDO ACÉTICO - 1,3 PROPANODIOL

2- EN LA REACCIÓN 2 AgNO3 (aq) + Fe (s) → Fe(NO3)2 (aq) + 2 Ag (s), DECIR SI ES VERDADERO O FALSO Y POR QUÉ: - LOS IONES DE PLATA ACTÚAN COMO

REDUCTORES - LOS IONES NITRATO ACTÚAN COMO OXIDANTES - EL HIERRO ES EL AGENTE REDUCTOR - LOS IONES DE PLATA ACTÚAN COMO

OXIDANTES - EL Fe SE HA OXIDADO

- EL Fe SE HA REDUCIDO - LOS IONES DE Ag+ SE HAN OXIDADO - LOS IONES Ag+ SE HAN REDUCIDO - EL Fe ES EL OXIDANTE CONJUGADO DE LOS

IONES Fe2+ - LA PLATA ES EL REDUCTOR CONJUGADO DE

LOS IONES Ag+ 3- PARA LA REACCIÓN 2HI + H2SO4 → I2 + SO2 + 2 H2O, INDICAR CUÁL ES EL OXIDANTE Y CUÁL ES EL REDUCTOR, QUÉ ÁTOMOS SE OXIDAN Y CUALES SE REDUCEN Y LOS PARES REDOX QUE INTERVIENEN EN LA REACCIÓN 4- DE LAS SIGUIENTES REACCIONES (SIN AJUSTAR) DECIR CUALES SON DE OXIDACIÓN REDUCCIÓN Y EN ESTAS INDICAR QUÉ ÁTOMOS SE OXIDAN Y CUÁLES SE REDUCEN - Cu + HNO3 → Cu(NO3)2 + NO + H2O - Cd(NO3)2 + H2S → CdS + HNO3 - CaS + Cl2 → CaCl2 + S - Al(OH)3 + NaOH → AlO2Na + H2O - Al + NaOH + H2O → AlO2Na + H2 - CH2=CH2 + Br2 → CH2Br-CH2Br

- NH4NO3 → N2O + H2O - AgNO3 + ZnCl2 → AgCl + Zn(NO3)2


6. Para determinar la cantidad de hierro que hay en un mineral se toma una muestra de 5g y se transforma en cloruro ferroso. La disolución resultante reacciona con permanganato potásico en medio de HCl. Sabiendo que reaccionan 80ml de una disolución 0,1M de permanganato obteniéndose cloruro ferroso, calcula la riqueza de la muestra inicial

7. Hasta hace algunos años en la cocina se usaban utensilios de hierro o aluminio. Cuando se ponen en

contacto con un ácido se pueden oxidar los metales y contaminar los alimentos con sus cationes. Esto no ocurre si los utensilios son de cobre. Justificalo con los siguientes datos: E(Al3+/Al)=-1,68 v, E(H+/H2)=0 v, E(Fe2+/Fe)=-0,41 v. ¿Se podría construir una pila? Explica cómo sería.

8. Al efectuar la hidrólisis de una disolución de HCl se desprende cloro en el ánodo ¿Qué volumen de

cloro, medido en condiciones normales, se desprenderá al pasar una carga de 50000 C?. 5.8 litros 9. El tiosulfato sódico Na2S2O3 reacciona con el yodo en medio ácido para producir tetrationato sódico

(Na2S4O6) y yoduro de sodio. Calcular los moles de yodo necesarios para oxidar 2 litros de una disolución 0.8 M de tiosulfato. 0.8 moles

10. A partir de los potenciales normales de reducción siguientes, decir qué metales se disolverán

espontáneamente en una disolución acuosa de HCl 1 M. Si introducimos una barra de zinc tres disoluciones, de nitrato de plata, nitrato de cadmio y nitrato de magnesio, en qué casos se depositarán metales distintos al zinc. Br2/Br-=1.06 v; Ag+/Ag=0.8 v; Cu2+/Cu=0.34 v; Zn2+/Zn=-0.76 v; Cd2+/Cd=-0.4 v; Mg2+/Mg=-2.43 v; K+/K=-2.93 v

11. Al electrolizar una disolución de cloruro cúprico se obtien cloro y cobre. Si electrolizo 500 ml de una

disolución 0,1 M usando 5A durante 30 minutos. a) Escribir las reacciones b) Calcular la masa de cobre y el volumen de cloro obtenidos a 27ºC y 1 atm . 2.97 g y 1.150 litros

12. Predecir que sucederá si se añade bromo molecular a una disolución acuosa que contenga yoduro de

sodio y cloruro de sodio a 25ºC y escribir las reacciones que van a tener lugar Eº(Cl-/Cl2)=-1.36 v; Eº(I2/I-)=0.53 v; Eº(Br2/Br-)=1.07 v

5. Ajusta las siguientes reacciones:

Zn + CuSO4 → ZnSO4 + Cu Cu + HNO3 → Cu(NO3)2 + NO + H2O MnO4

- + NO2 → Mn2+ + NO3-

H2S + H2SO3 → S + H2O Ca + AlCl3 → CaCl2 + Al MnO2 + HCl → MnCl2 + H2O + Cl2 Fe2O3 + H2 → Fe + H2O Fe2

+ + H2O2 + H+ → Fe3+ + H2O K2Cr2O7 + H2S + HCl → CrCl3 + S + KCl + H2O KCl + KMnO4 + H2SO4 → K2SO4 + MnSO4 + H2O + Cl2 C4H6O2 + MnO4

- → C2H3O2- + Mn2+

C4H10O + H2O2 → C4H8O + H2O


ANEXO III: PRÁCTICAS DE QUÍMICA 2º BACH


1. MEDIDAS

Existen dos tipos de medidas:

• aproximadas: cuando se hacen reacciones químicas, cristalizaciones. • de precisión: preparación de disoluciones de concentración conocida, análisis cuantitativos.

1.1 Medir masas

Para medir masas aproximadas sirve cualquier balanza que tenga 1 g de precisión. Existen balanzas de más precisión, en nuestro laboratorio solo las tenemos de 0.1 g

Las normas de utilización de cualquier tipo de balanza son: Comprobar que esté bien equilibrada. No poner nada sobre el platillo de la balanza, se debe pesar sobre un vidrio de reloj o sobre una cápsula petri empleando la posibilidad de tara que ofrece la balanza. No se deben usar papeles para pesar porque muchas sustancias químicas pueden reaccionar con el papel.

1.2 Medir volúmenes

Para medir volúmenes aproximados se utiliza la probeta. Para medir volúmenes con precisión se utilizan:

Pipetas: se emplean para medir líquidos no corrosivos, ni venenosos. Podemos utilizar la pipeta aforada para medir cantidades fijas (aforo de la pipeta) o bien pipetas graduadas, que son menos precisas pero nos permiten medir cualquier cantidad. Empleamos las buretas para medir sustancias que reaccionan con cantidades fijas de otras sustancias.

Normas generales:

Primero comprobar qué indica cada división y después leer colocando siempre los ojos a la altura del enrase (nivel del líquido) No pueden existir burbujas en el interior del líquido. No se debe pipetear nunca con la boca, se deben utilizar peras, jeringuillas, etc. . La pipeta se manipula cerrando siempre con el dedo índice que tiene más movilidad, nunca con el dedo pulgar (no es un puñal). La bureta se debe colocar sobre un soporte de forma que quede en posición vertical, sujetándola con dos pinzas. Antes de leer se debe llenar la zona de la llave para lo cual tienes que dejar caer un poco de líquido. Se mide por diferencia, se leen el nivel inicial y el final.

2. REACCIONES QUÍMICAS

Cuando se requieren cantidades pequeñas para hacer un ensayo, si es en frío se utiliza una placa de gotas que se puede sustituir por una bandeja de plástico de las que se utilizan para cubos de hielo, una huevera plastificada, etc. También se puede utilizar un tubo de ensayo. Si hay que calentar se utiliza un tubo de ensayo. Este se calienta cogiéndolo con unas pinzas, moviéndolo a lo largo de la llama ligeramente inclinado y con cuidado de que no esté ningún compañero en frente. Las corrientes de convección se forman con dificultad por la forma del tubo por lo que si no se tiene cuidado puede saltar el contenido fuera del tubo.

Cuando se requieren cantidades grandes podemos utilizar:


Cápsulas: cuando se desprende un gas que queremos que se marche, se debe evaporar deprisa, o el contenido debe estar en contacto con el aire.

Vaso de precipitados de forma alta o forma baja: en los casos anteriores pero queremos que el desprendimiento sea más lento.

Matraces si se desprende un gas que interesa recoger o necesitamos que no haya evaporación o que el contacto con el aire sea mínimo, según los casos se utilizan: Matraz erlenmeyer, matraz redondo o matraz redondo de fondo plano

3. SEPARACIÓN DE SUSTANCIAS

3.1 Sólidos insolubles en líquidos:

Decantación: se deja reposar y se vierte el líquido con cuidado. Centrifugación: se echa en un tubo de centrifugadora y se coloca teniendo cuidado de que quede equilibrado con otro tubo con agua en posición opuesta, se tapa la centrifugadora y se pone en marcha CUIDANDO DE NO TOCAR NUNCA LA PARTE INFERIOR HASTA QUE ESTÉ COMPLETAMENTE PARADA porque puede CORTAR LA MANO. Después de centrifugado se separa por decantación.

Filtración normal: si no interesa el sólido se utiliza un filtro pliegues. Si interesa el sólido se utiliza un filtro liso. En cualquier caso como soporte del filtro se debe poner un embudo cortado en bisel y el bisel se debe apoyar sobre la pared del recipiente donde se está recogiendo el líquido. Filtración a vacío: para filtrar más deprisa y siempre que el sólido no sea coloidal o gomoso se puede hacer a vacío. En ese caso se necesita un kitasato sobre el que se coloca ajustado un embudo büchner o una placa filtrante. Si es un embudo büchner se debe poner un papel de filtro que recubra justo la base del embudo, sin rebordes, que se puede rectorar con mojar con agua el embudo apoyarlo sobre el papel de filtro y recortarlo por la parte interior a la señal. Para hacer el vacío se conecta el kitasato a la trompa de vacío. Si son sustancias que reaccionan con el papel de filtro es imprescindible utilizar la placa filtrante.

3.2 Líquidos no miscibles: Se utiliza un embudo de decantación. Se abre la llave para que salga el líquido que ocupa la zona inferior.

3.3 Líquidos miscibles o líquidos y sólidos solubles: Destilación: se monta un matraz de destilación unido a un refrigerante. En la boca del matraz debe ir un tapón con un termómetro cuyo depósito quede a la altura del tubo lateral. El refrigerante irá conectado mediante gomas al grifo y al desagüe. La goma más próxima al matraz debe de ir al desagüe.

NORMAS GENERALES DE TRABAJO:

1.Para trabajar en el laboratorio no debes de llevar nunca sortijas, pulseras, etc. porque están hechas de productos químicos que también pueden reaccionar.

2.En los recipientes de los productos químicos cuya etiqueta dice químicamente puro nunca se debe introducir nada, ni espátulas, ni agitadores, ni producto que se ha sacado previamente. El producto se debe sacar con cuidado golpeando ligeramente le frasco y si se saca más del necesario se debe guardar en otro frasco del mismo producto pero que no sea químicamente puro.

3.Nunca arrojes productos sólidos a la pila de lavar. Vierte el líquido que los acompaña, lávalos por decantación con agua y échalos a la papelera.


4. Si viertes sustancias corrosivas por el desagüe debes de comenzar por abrir el grifo para que haya suficiente cantidad de agua y asi primero se diluyan.

5.No hagas nunca una reacción química en un recipiente que esté sucio, la suciedad está hecha de productos químicos que pueden intervenir en la reacción convirtiéndola en peligrosa. 6. Si debes utilizar disoluciones no es suficiente que leas en la etiqueta el nombre del producto químico que contiene, debes fijarte en la concentración de la disolución.

7. Cuando tienes que hacer una reacción química debes coger el recipiente adecuado a la cantidad que vas a usar. Los ensayos se hacen en tubos de ensayo o en placas de gotas, nunca en vasos, matraces...etc. 8. Para medir volúmenes solo se usan pipetas y buretas si se trata de análisis cuantitativos. En caso contrario se deben usar probetas del tamaño adecuado

NORMAS DE SEGURIDAD:

1. Nunca se debe calentar un líquido inflamable (alcohol, gasolina , acetona, etc.), ni acercarlo a un mechero o cerilla encendidos. Solo se pueden calentar hirviendo a reflujo con un refrigerante que impida la salida de vapores.

2. Nunca se debe probar un producto químico. La mayoría son corrosivos o venenosos. 3. Nunca oler directamente el contenido de un frasco. Se debe de abrir el frasco pasar la mano

recogiendo los vapores que salen y oler la mano. Si hueles directamente te puedes quemar la pituitaria.

4. El pelo largo se debe recoger. No llevar ni bufandas, ni pañuelos, ni lazos que cuelguen porque la mayoría de los tejidos están hechos de fibras inflamables que si tocan o rozan una llama comenzarían a arder rápidamente.

5. Si te salpicas la cara o las manos con ácidos o bases que sean disoluciones concentradas hay que lavar inmediatamente con gran cantidad de agua. Después si se trataba de un ácido te debes poner bicarbonato y si era una base ácido bórico.

6. Si te quemas al tocar algo caliente te debes lavar con abundante cantidad de agua fría para eliminar el calor, si hay hielo ponerlo sobre la zona quemada. Después aplicar una pomada para quemaduras que habrá en el botiquín y sino una pomada grasienta o aceite para que no se reseque la piel.

7. Siempre que manipules tubos o varillas de vidrio para introducirlas en un orificio que tiene que ajustar debes de cogerlas con una bayeta e introducirlas girando. De esta forma si se rompen no te cortarás.

8. Antes de comenzar a trabajar asegurate de que has entendido bien lo que tienes que hacer y si no es así pregunta tantas veces como sea necesario. Si tenías que hacer cálculos no comiences nunca a trabajar sin que te revise los cálculos el profesor.

9. Nunca pipetées chupando con la boca, utiliza las gomas de pipetear. 10. Si utilizas para calentar mecheros de alcohol nunca debes llenarlos más que hasta la mitad del

contenido y nunca los cambies de lugar estando encendidos, apagalos primero siempre poniendole el capuchón. Cualquier movimiento puede hacer que salpique el alcohol y se inflame.

En el laboratorio no se debe introducir ni bebidas ni cosas de comer, un accidente que se ha producido con frecuencia ha consistido en que de forma distraída y pensando que se tenía una botella con agua al lado algún alumno se ha bebido un producto químico que era corrosivo o venenoso.


VOLUMETRÍA PARA VALORAR LA ACIDEZ DEL VINAGRE MATERIAL: Pipeta, soporte, pinza, bureta, erlenmeyer, vinagre, disolución 0.1M de hidróxido sódico, disolución alcohólica de fenolftaleína El vinagre es un producto que se obtiene del vino por acción de unas bacterias que oxidan el etanol hasta ácido acético, de esta reacción obtienen energía PROCEDIMIENTO: 7. Toma 5 ml de vinagre y dilúyelos hasta 100 ml. Coge 25 ml de esta disolución y colócalos en un erlenmeyer. 8. Añade unos 50 ml de agua. 9. Añade 3 gotas del indicador fenolftaleína 10. Llena la bureta de la disolución 0.1 M de sosa y anota el volumen que marca inicialmente (ojo, cuando esté

llena también la parte de abajo) 11. Valora el vinagre hasta que la fenolftaleína vire a color rojo. Anota en ese momento el volumen de sosa que

queda en la bureta y aclcula los mililitros consumidos. 12. Efectúa los cálculos correspondientes para averiguar la concentración de acético en la disolución de partida.

Compara con los valores obtenidos realizando la práctica tres veces. CUESTIONES: - ¿Influye en la valoración el agua que añadimos en el paso 2? ¿Porqué? - ¿Por qué se usa fenolftaleína en vez de otro indicador?. Explica como funciona un indicador - ¿Cómo se comporta el ácido acético al realizar la valoración? ¿A qué es debido? ACCIÓN DE ÁCIDOS Y BASES SOBRE METALES La práctica consiste en observar y anotar los efectos que provocan distintos ácidos y bases sobre distintos metales.

Para ello vamos a usar cuatro metales: zinc, aluminio, hierro y cobre, y los vamos a hacer reaccionar con una disolución de HCl 1M, con HNO3 y con una disolución 2M de NaOH.

Para ello vamos a preparar 4 tubos de ensayo, que una vez usados con un ácido lavaremos para usar con el siguiente.

En una gradilla coloco los tubos y añado unos tres mililitros de uno de los ácidos o bases. Cuando estén preparados añado en cada uno un metal distinto y anoto todo lo que observe. Hasta que no anote los resultados de uno no añado el siguiente metal.

Con todas las anotaciones voy creando una tabla. Si alguno de los metales no reacciona, caliento suavemente el tubo de ensayo y observo que ocurre.

Repite la operación con el resto de ácidos.

Una vez realizada la práctica contesta:

- escribe las reacciones ajustadas que tienen lugar

- justifica porqué unas reacciones se producen y otras no

- por qué al calentar cambia la reacción, a que se debe

- que color tiene el gas que se desprende en la reacción con el ácido nítrico

- qué ocurre con la base


Documents

Libro Quimica Bachloe