Principios Quimicos Proyectos Ing

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Principios Quimicos Proyectos Ing
UNIVERSIDAD TÉCNICA FEDERICO SANTA MARÍA
SEDE VIÑA DEL MAR
INGENIERIA DE PROYECTOS INDUSTRIALES
PRINCIPIOS QUÍMICOS BASICOS
1. Evaluación de Datos Experimentales
Cuando se está frente a una serie de datos o mediciones es necesario entregar un
resultado que sea representativo de todas las mediciones realizadas. Para llevar a cabo
estos se utilizan varios conceptos estadísticos
1.1. Media aritmética
La media, media aritmética y el promedio son sinónimos para el valor que se
obtiene al dividir la suma de las mediciones repetidas entre el número de mediciones del
conjunto.
x =  xi
n
1.2. Mediana
La mediana es el valor alrededor del cuál se distribuyen los datos repetidos. La
mitad de los datos tiene un valor mayor que la media y la otra mitad un valor menor que
ésta. La mediana de un conjunto impar de datos se puede evaluar directamente. Para un
conjunto par de datos, se toma el promedio del par central.
1.3. Precisión
El término precisión o reproducibilidad, se refiere a cuán cerca se encuentra unas
mediciones de otras dentro de una serie de datos, es decir, cuán desviados se encuentran
los datos de un valor medio.
Para describir la precisión de un conjunto de datos repetidos se utilizan términos
como la desviación estándar, la varianza y el coeficiente de variación.
La precisión se mide generalmente en términos de desviación, ya sea relativa o
absoluta. La desviación corresponde a la diferencia entre el valor real y la media de
valores obtenidos en la medición.
La Desviación estándar se calcula según al siguiente fórmula:
s =  (xi – x )2
n
1.4. Exactitud
La exactitud se refiere a cuán próximo se encuentra un dato de la medida real.
La exactitud se mide en términos de error, ya sea relativo o absoluto. El error se
determina mediante la resta entre el valor obtenido en la medición y el valor real.
El error absoluto de una medición está dado por:
E= xi -xr
xi : medición
xr : valor real de la medición
2
El error relativo se obtiene dividiendo el error absoluto por el valor real de la medición, xr.
Ambos conceptos están relacionados con dos tipos de errores comunes:
Errores sistemáticos o determinado: producen valores que son todos mayores o bien
menores que el valor real. Este error es parte del sistema experimental, debido al
instrumento o a errores en la toma de lectura. Puede minimizarse calibrando el
instrumento, es decir, comparándolo con un estándar conocido.
Error aleatorio o indeterminado: producen algunos valores que son mayores que el real
y otros que son menores que el real. Este tipo de errores siempre ocurren, pero su
tamaño depende de la habilidad de quien hace la medición y de la precisión del
instrumento.
Un tercer tipo de error es el llamado error grueso. Este corresponde a un error
esporádico y suelen ser grandes, lo que los hace muy evidentes al obtenerse valores que
se alejan en demasía del resto.
Las mediciones precisas tienen un error aleatorio pequeño. Las mediciones
exactas tienen un bajo error sistemático y por lo general también tienen un bajo error
aleatorio.
1.5. Cifras significativas.
Los instrumentos que se utilizan para medir se fabrican con especificaciones
limitadas y se puede incurrir en errores al realizar la lectura. Debido a esto es que ninguna
medición se puede realizar en forma perfecta, y no se podrá conocer una cantidad con
absoluta seguridad. Esto se denomina incertidumbre de la medición.
Una medición se registra con dígitos ciertos e inciertos, que se denominan en
conjunto cifras significativas. Por ejemplo, si una balanza registra:
2.0  0.1 Kg.
El término “ 0.1 Kg” expresa la incertidumbre de la medición, y quiere decir que
en realidad no sabemos cuál es el valor verdadero de la medición, ya que esta pudo
encontrarse entre 1.9 y 2.1 Kg.
Las cifras significativas en esta medición son dos, (2.0 kg). Por lo general mientras
mayor sea el número de cifras significativas, menor es la incertidumbre de la medición.
En una medición, todos los dígitos son significativos excepto los ceros que no se
han medido y que se usan solo para posicionar el punto decimal. Para determinar cuántas
cifras significativas existen, se procede de la siguiente manera:

La cantidad medida debe tener un punto decimal.
3


Desde la izquierda del número se empieza a contar al encontrar el primer dígito
distinto de cero.
A partir de este dígito, inclusive, todos los núme4ros hacia la derecha son
significativos
Los ceros que se encuentran al final del número y que están antes o después del
punto decimal son significativos. Según esto, 1.030 L tiene cuatro cifras significativas.
En la medición 5300 L, debe asumirse que los ceros no son significativos, puesto
que no se especifican cuáles ceros fueron medidos y cuáles no. Para este fin se
especifican mediante la notación exponencial. De esta forma,
5.300 x 103 tiene cuatro cifras significativas
5.30 x 103 tiene tres cifras significativas
5.3 x 103 tiene dos cifras significativas
500 mL tiene una cifra significativa
5.00 x 102 mL, 500. mL y 0.500 L tienen tres cifras significativas.
1.5.1. Cifras Significativas en Cálculos
Cuando se realiza un cálculo aritmético, la medida que posee el menor número de
cifras significativas define el número de cifras significativas del resultado final.

Multiplicación y división
El resultado debe tener el mismo número de cifras significativas que aquella medición
con el menor número de cifras.

Adición y sustracción
El resultado debe tener el mismo número de decimales que la medición con el menor
número de decimales.
1.5.2. Redondeo de cifras




Si el dígito que se elimina es mayor que 5, el número que lo precede aumenta en
1.
Si el dígito es menor que 5, el número que lo precede queda sin cambio.
Si el dígito que se elimina es 5, el número que lo precede sube en 1 si es impar y
permanece sin cambio si es par. Lo mismo se realiza si el 5 es seguido
únicamente de ceros.
Es necesario conservar una o dos cifras significativas adicionales a medida que
se realizan varios pasos de un cálculo, redondeándose el resultado final.
4
2. Campo y Definiciones de la Química
La química es una ciencia de carácter experimental, en donde la observación e
interpretación de los cambios que la materia está continuamente experimentando son
fundamentales. Sin embargo, la atención del químico se centra en una especie particular
de cambio, denominado cambio químico.
Podemos pensar que la química es el estudio de la composición, propiedades
y cambios que transforman una clase de materia en otra.
El campo de la química se divide tradicionalmente en 5 ramas:
 Química Orgánica, que estudia la composición, propiedades y cambios de las
sustancias que contienen carbono.
 Química Inorgánica, que estudia las sustancias que no contienen carbono.
 Química Analítica, cuyo propósito es la determinación cualitativa y cuantitativa de
la materia.
 Físico-química, que estudia la relación entre la materia y la energía desde el
punto de vista químico.
 Bioquímica, que es el estudio de los cambios en los organismos vivos.
Terminología
Es necesario definir ciertos conceptos y términos que generalmente se utilizan en el
estudio de la química.

Materia: aquello que ocupa espacio y posee masa, sea esta visible o no.

Masa: cantidad de materia que posee un objeto.

Peso: fuerza que ejerce la gravedad sobre un objeto.

Sustancia: forma de materia que posee una composición constante o definida y
propiedades características.

Mezcla: combinación de dos o más sustancias. Estas sustancias mantienen su
identidad, es decir pueden ser separados los componentes de la mezcla al aplicar
medios físicos. Existen mezclas homogéneas y heterogéneas.

Mezcla homogénea: solución que tiene una composición constante.

Mezcla heterogénea: los componentes de la solución se encuentran físicamente
separados y se pueden distinguir.
5
3. Fenómenos Físicos y Químicos
La materia puede experimentar cambios, que pueden describirse como fenómenos
físicos o químicos.
Un fenómeno o cambio físico es aquel que no produce nuevas sustancias, sólo
altera el estado original de las sustancias. Por ejemplo, si se hierve agua, ésta se
transforma de líquido en vapor (estado gaseoso)
En un fenómeno o cambio químico las sustancias se transforman en otras
diferentes, como por ejemplo una combustión cualquiera en la que la materia se
transforma en CO2.
Las sustancias poseen características propias, estas se clasifican en propiedades
físicas y propiedades químicas:
Propiedades físicas: aquella que se puede medir y observar sin alterar la composición
de la sustancia, es decir mediante un cambio físico. Ejemplos son el color, punto de
fusión, densidad, punto de ebullición.
Propiedad química: para medirla es necesario realizar un cambio químico que alterará la
sustancia. En la combustión de hidrógeno gaseoso en presencia de oxígeno gaseoso se
obtiene como producto de la combustión agua, desapareciendo los gases que dieron
origen a la reacción. No es posible entonces recuperar estos dos a partir del agua por
ningún medio físico.
4. Clasificación de la Materia
Las muestras de materia que encontramos en la naturaleza son en su mayoría
muestras complejas, las cuales están constituidas por sustancias puras. Cuando una
mezcla es separada en sus componentes, se dice que éstos han sido purificados. Desde
el punto de vista práctico, una sustancia pura es una clase de materia con
propiedades que no pueden cambiar por posterior purificación.
Las sustancias puras se dividen en dos categorías: sustancias que por cambio
químico pueden descomponerse en sustancias más simples y sustancias que no pueden
descomponerse por cambio químico. Las primeras se denominan compuestos y las
segundas elementos. Teóricamente se definen como sigue:
Elemento: Sustancia formada por átomos que poseen el mismo número atómico.
Compuesto: Sustancia formada por la combinación de dos o más elementos en
proporciones definidas.
Los elementos son los constituyentes fundamentales de toda la materia. Hasta el
año 1980 existían 109 elementos diferentes. De éstos, alrededor de 83 encontrados en la
naturaleza, el resto ha sido obtenido en el laboratorio mediante reacciones nucleares.
6
Algunos se encuentran en la tierra en estado libre, por ejemplo, Helio, Oxígeno,
Nitrógeno, Oro, Cobre y Carbono. La mayoría se encuentra combinados entre sí.
5. Estructura de la Materia
Toda la materia del universo está constituida por átomos, moléculas o iones en
constante movimiento. El átomo es la partícula más pequeña de una sustancia que
puede entrar en combinación química. Los átomos pueden unirse para formar
moléculas. Una molécula es la partícula más pequeña de una sustancia que puede
tener una existencia estable en la presencia de moléculas iguales. Existen, además,
como componentes de la materia, especies químicas llamadas iones. Estas partículas se
definen como átomos o grupos atómicos que llevan carga eléctrica. Según que ésta
sea positiva o negativa, se denominan cationes o aniones respectivamente.
Cuando 2 o más átomos de la misma clase se unen, forman una molécula de un
elemento químico. Por ejemplo, 2 átomos de hidrógeno formarán 1 molécula de elemento
hidrógeno, H2 y 4 átomos de fósforo formarán 1 molécula del elemento fósforo, P4.
Cuando 2 o más átomos de distinta clase se unen, forman una molécula de un
compuesto químico. Por ejemplo, 2 átomos de hidrógeno y 1 átomo de oxígeno formarán
1 molécula de agua, H2O.
6. Moléculas y Atomos
6.1. Teoría atómica de Dalton
La teoría de Dalton marca el comienzo de la era moderna de la química. Las
hipótesis acerca de la naturaleza de la materia en las que se basó la teoría son las
siguientes:

Los elementos están formados por partículas extremadamente pequeñas llamadas
átomos. Todos los átomos de un elemento dado son de igual tamaño, masa y
propiedades químicas. Los átomos de un elemento son distintos a los átomos de los
demás elementos.

Los compuestos están formados por átomos de más de un elemento. En cualquier
compuesto, la relación entre el número de átomos de cualquier par de elementos
presentes en él es siempre un número entero o una fracción simple.

Una reacción química implica sólo una separación, combinación o redisposición de
átomos: los átomos no se crean ni se destruyen.
7
Átomos del
elemento X
Átomos del
elemento Y
Compuesto formado
por los elementos X
e Y
7. Estructura del Átomo.
Los átomos poseen estructura interna, es decir están formados por estructuras
más pequeñas llamadas partículas subatómicas: electrones (con carga negativa),
protones (con carga positiva), y neutrones (con carga neutra).
Los protones y neutrones están concentrados en un conglomerado central dentro
del átomo, denominado núcleo.
Al número de protones en el núcleo de un átomo se le llama número
atómico (Z). Y la suma del número de protones y de neutrones del núcleo constituye el
número de masa o número másico (A). Puesto que todos los átomos son partículas
neutras, el número de electrones alrededor del núcleo de un átomo es igual a la carga
nuclear o número de protones del núcleo.
La forma aceptada de anotar el número atómico y el número de masa de un átomo
de un elemento X es:
número de masa
A
ZX
número atómico
Frecuentemente los átomos de un mismo elemento tienen diferente número de
neutrones. Estos átomos se denominan isótopos. Así, los átomos de un mismo
elemento que difieren en sus masas se llaman isótopos de ese elemento. Todos los
elementos tienen varios isótopos. Algunos ocurren naturalmente, los otros se han
obtenido en el laboratorio por medio de reacciones nucleares. Aunque las masas de los
átomos de un elemento pueden variar, como consecuencia de la isotopía, el número
atómico (número de protones) de todos los átomos de un mismo elemento es siempre el
mismo.
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El elemento hidrógeno tiene número atómico 1 (esto es, tiene 1 protón nuclear y 1
electrón) y existen 3 isótopos distintos en cuyos núcleos hay 0, 1 y 2 neutrones,
respectivamente. Para designarlos se escribe el símbolo del elemento indicando el
número de masa en la parte superior izquierda y el número atómico en la parte inferior
izquierda. De este modo, los isótopos del elemento hidrógeno pueden representarse
como sigue:
1
2
H
1
3
H
1
H
1
Estos isótopos son los únicos con nombres individuales: hidrógeno (a veces
protio), deuterio y tritio, respectivamente. Al deuterio se le da comúnmente el símbolo D.
Una muestra dada de hidrógeno consta normalmente de una mezcla de 6 mil partes de
protio por 1 de deuterio. El tritio, que se obtiene en el laboratorio por medio de reacciones
nucleares, es inestable. La casi despreciable abundancia de los isótopos de número de
masa 2 y 3, en una muestra de hidrógeno, explica el nombre de hidrógeno para el isótopo
H 11
Como el número atómico define el elemento, no es necesario normalmente
especificar dicho número al escribir el símbolo. De este modo, el isótopo C por ejemplo,
se escribe 14C y se lee “carbono-14”.
El término peso atómico se refiere a la masa promedio de todos los átomos de un
elemento, considerando la abundancia natural relativa de cada isótopo.
La masa de un átomo está prácticamente concentrada en el núcleo, ya que la
masa del electrón es tan pequeña que no se le considera.
8. Estados de la Materia
Se sabe que la materia viene en formas diferentes. Por ejemplo, el agua puede ser en
forma de hielo, líquido o vapor. Estas diferentes formas se denominan estados de la
materia. Los diferentes estados de la materia se diferencian en la cantidad de energía
que poseen.
Los sólidos se forman cuando la atracción entre moléculas individuales es mayor que la
energía que provoca la separación de los componentes. Los sólidos tienen una forma y
volumen definidos porque las moléculas individuales están fijadas en el espacio. Los
átomos o las moléculas de los sólidos siguen en movimiento, sin embargo se mantienen
de manera estable en su lugar y vibran de atrás hacia adelante.
Los líquidos se forman cuando la energía (generalmente en la forma de calor) de un
sistema aumenta y la estructura rígida de un sólido se rompe. En los líquidos, las
moléculas se pueden mover libremente, deslizándose y golpeándose con otras moléculas,
pero se mantienen relativamente juntas. Como resultado, los líquidos pueden 'fluir' para
tomar la forma del contenedor en el que se encuentran, pero no pueden ser fácilmente
comprimidos. Los líquidos son materiales relativamente incomprensibles que toman la
9
forma de sus contenedores. Por consiguiente, los líquidos tienen una forma indefinida,
pero un volumen definido.
Los gases se forman cuando la energía en un sistema excede la atracción entre las
moléculas. En los estados gaseosos, las moléculas se mueven rápidamente y tienen
libertad para moverse en cualquier dirección, dispersándose dentro del contenedor dónde
están. Los gases se dilatan para llenar sus contenedores y tienen una baja densidad. Ya
que la moléculas individuales están ampliamente separadas y se pueden mover
fácilmente en el estado gaseoso, los gases pueden ser fácilmente comprimidos y tienen
una forma indefinida.
Esto ocurre cuando la energía en el sistema excede la atracción entre los átomos o las
moléculas del gas. Los gases tienen una densidad baja y se dilatan para llenar sus
contenedores. En los estados gaseosos, las moléculas se mueven rápidamente y tienen
libertad para moverse en cualquier dirección, dispersándose dentro del contenedor dónde
están.
9. Modelo cinético molecular de la materia.
Gas: Desorden máximo, espacio vacío, partículas poseen completa libertad de
movimiento debido a la inefectividad de las fuerzas de atracción. Densidad mínima.
Líquido: Desorden, partículas tienen libertad para moverse con relación a las
demás. Las partículas están juntas, densidad alta.
Sólido: Distribución ordenada, las partículas vibran pero su posición relativa es
fija. Densidad máxima.
Propiedades características de los estados de la materia.
Gas:
1) Toma volumen y forma del recipiente.
2) Es compresible (disminuye su volumen).
3) Difunde rápidamente.
4) Fluye fácilmente.
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Líquido:
1) Toma la forma de la porción del recipiente que ocupa.
2) No se expande para llenar al recipiente.
3) Es incompresible.
4) La difusión es lenta.
5) Fluye con facilidad.
Sólido:
1) Retiene forma y volumen.
2) Es incompresible.
3) La difusión es muy lenta.
4) No fluye.
10. Cambios de estado de la materia.
Una sustancia puede cambiar y existir en estado líquido, sólido o gaseoso
dependiente de su temperatura y presión.
Ej: El agua en estado líquido puede pasar a ser sólido (hielo), si baja la temperatura a 0ºC
y puede eventualmente pasar a gaseoso si aumenta la temperatura a 100ºC formando
vapor de agua.
Existe una temperatura característica para cada sustancia al cambiar de estado.
Los cambios de estado la denominación de ellos se presenta a continuación:
Cuando se calienta un sólido las partículas que lo componen aumentan la
vibración alrededor de sus posiciones relativas fijas de su estructura y adquieren mayor
energía. Cuando la vibración es suficientemente elevada las partículas pierden sus
posiciones fijas relativas y se mueven alrededor de las otras en forma desordenada, así
se produce el paso de estado sólido a estado líquido, denominado fusión.
Un líquido puede calentarse y sus moléculas adquieren mayor energía que les
permite moverse casi independiente unas de otras y al azar. Cuando la temperatura es
elevada se produce el paso de estado líquido a estado gaseoso y se llama evaporación.
La temperatura a la cual coexisten en equilibrio el estado sólido y líquido se
denomina punto de fusión o congelación o solidificación.
11
La temperatura a la cual la presión de vapor de un líquido es igual a la presión
atmosférica se llama punto de ebullición o condensación.
Ejemplo: El H2O(agua)
Punto de fusión: 0ºC.
Punto de ebullición: 100ºC
Cuando a un gas se le quita calor disminuye su energía cinética alterándose las
fuerzas de atracción y debido a su compresibilidad disminuye su volumen a tal punto
que puede pasar del estado gaseoso al estado líquido (condensación).
El líquido puede a su vez ser enfriado y disminuida su energía cinética hasta el
punto en que puede solidificarse o congelarse (solidificación).
El punto de condensación es la misma temperatura del punto de ebullición.
El punto de solidificación es la misma temperatura del punto de fusión.
No todas las sustancias sólidas se pueden convertir en líquidos o en gases, pues
antes que ello ocurra se descomponen en otras sustancias por acción del calor que se
agrega al sistema.
11. Leyes Fundamentales
11.1.
Leyes de los Gases Ideales
La distancia intermolecular promedio en el estado gaseoso es mucho mayor que
en los estados líquido y sólido. Por consiguiente, el volumen de una muestra de gas
depende en alto grado de la presión y la T°. Esto quiere decir que, al hablar de un
determinado volumen de un gas, es esencial hablar de estas dos variables. Una muestra de
un gas siempre ocupa la totalidad del volumen del recipiente que lo contiene.
Los llamados gases perfectos o ideales constituyen un modelo simplificado del
estado gaseoso, puesto que supone que las partículas que lo forman no ejercen entre sí
interacción alguna. Los gases reales representan un modelo mas “realista” de los gases,
puesto que se toman en cuenta las
interacciones entre las partículas y además su tamaño.
Un gas perfecto sigue las siguientes leyes en todas las zonas de T° y presión.
11.2.
Ley de Boyle y Mariotte. Cuando la temperatura se mantiene constante, el
volumen de una masa dada de gas ideal varía inversamente con la presión a que
se somete el gas. En términos matemáticos el producto presión por (x) volumen
de una masa de un gas permanece constante.
(PV) inicial = (PV) final
P1 V1 = P2 V2
A temperatura constante, al aumentar la presión disminuye el volumen.
12
Ejemplo:
Una masa de Oxígeno ocupa 5 L bajo una presión de 740 mm de Hg. Determinar el
volumen de la misma masa de gas a 760 mm Hg (presión normal)
11.3.
Ley de Charles. A presión constante el volumen de una masa dada de gas
varía directamente con la temperatura absoluta.
V
T
=
V
T
inicial
V1
T1
=
final
V2
T2
A presión constante, el volumen aumenta al aumentar la temperatura.
Ejemplo:
Una masa de gas ocupa 600 mL a 25°C. Si la presión se mantiene constante determinar
la temperatura a la que se debe someter el gas para que su volumen se expanda hasta
850 mL.
11.4.
Ley de Gay-Lussac. A volumen constante la presión de una masa dada de
gas varía directamente con la temperatura absoluta.
P
T
=
inicial
P1
T1
P
T
final
= P2
T2
A volumen constante la presión aumenta al aumentar la temperatura.
Ejemplo:
Calcular la temperatura a la que se debe calentar un gas para que aumente su presión
desde 760 mmHg hasta 850 mmHg si inicialmente el gas se encontraba a 15°C.
13
14
11.5.
Ley de la presiones parciales. La presión total de una mezcla de gases
es igual a la suma de las presiones parciales individuales de cada gas.
Pt = Pp = Pa + Pb + Pc
(a,b,c)
11.6.
Ley de Avogadro. Volúmenes iguales de gases a la misma temperatura y
presión contienen igual número de moléculas.
11.7.
Ley de Avogadro: Ecuación de estado de los gases
Es una consecuencia de la hipótesis de Avogadro. Si el volumen molar es el
mismo para todos los gases en C.N. entonces el volumen molar a cualquier otra
temperatura y presión es también el mismo para todos los gases ideales. La fórmula
matemática es:
(a)
P x V =nRT
n = número de moles
R = constante universal de los gases
= 0.082 atm lt
°K mol
n =puede sustituirse por g/m, la masa en gramos dividido por
el peso molecular
n = g = masa
PM PM
Despejando R de la ecuación (a) se obtiene:
PV = nRT
R = PV = 1 atm x 22,4 lt
nT
1 mol x 273°K
R = 0,082 atm lt
mol K
Ejemplo:
Un tubo de 36,8 ml contiene Oxígeno (O2) de PM =32 g/mol a la presión de 1,36 atm y a
la temperatura de 343°C. ¿Cuántos gramos de Oxígeno representa eso?
15
12. Leyes de combinación Química
La ley de las proporciones definidas establece que un compuesto siempre
tendrá las mismas proporciones en masa de los elementos que lo componen. Por
ejemplo, si se analizan muestras de dióxido de carbono CO2 provenientes de dos
ciudades diferentes, ambas tendrán la misma relación en masa entre carbono y oxígeno.
La ley de las proporciones múltiples establece que si dos elementos se pueden
combinar para formar más de un compuesto (carbono y oxígeno formando CO y CO2),
existirá una relación numérica entre las masas de un elemento (oxígeno O) que se
combinan con la masa fija de otro elemento (carbono C), y esta es siempre un número
entero pequeño.
Si analizamos los dos compuestos que el carbono forma con el oxígeno, el
monóxido de carbono CO y el dióxido de carbono CO2:
Para el CO:
La masa de oxígeno que se combina con 12 gramos de carbono es:
Masa de C = 12 g
Masa de O 16 g
Para el CO2:
La masa de oxígeno que se combina con 12 gramos de carbono es:
Masa de C = 12 g
Masa de O 32 g
Finalmente, la relación de masas de O que se combinan con 12 gramos de C en estos
dos compuestos está dada por:
Masa de O en CO = 16g = 1
Masa de O en CO2 32g 2
La relación 1:2 cumple con la ley de las proporciones múltiples.
16
13. El Principio de Avogadro y el concepto de mol
Las moléculas son muy pequeñas, así que cualquier cantidad de materia que se tenga
tendrá muchas moléculas. En un litro de agua hay 33461111111111111077650000 (3,346
x 1025) moléculas de agua, contarlas a razón de 10 por segundo llevaría más de 100000
billones de años. Por eso, en lugar de decir cuantas moléculas hay, se habla siempre de
cuantos moles hay. Un mol es la porción de sustancia que tiene 6,022 x 1023 moléculas,
número que se conoce como número de Avogadro. Así se dice que un litro de agua
tiene 55.556 moles, que es lo mismo que decir que tiene 56,834 x 1023 moléculas.
La masa de un mol no es siempre la misma, ya que depende del tamaño y masa de las
moléculas. Así un mol de agua tiene una masa de 18 g, mientras que un mol de azúcar
pesa 518 g, pero tanto en uno como en otro hay 6,022 x 1023 moléculas, en el primer caso
de agua y en el segundo de azúcar.
Los átomos y moléculas son partículas tan pequeñas que es imposible determinar por
métodos comunes la masa de ellas.
Por esta razón para expresar la masa de átomos y moléculas se ha deducido una
escala relativa de masas. La unidad definida es el mol, que es la cantidad de sustancia
que contiene un número igual de partículas elementales (átomos, moléculas,) a las que
existen en 12 gramos de carbono 12.
El valor fue determinado experimentalmente:
1 mol = 6.022 x 1023 partículas
Se ha comprobado que un mol de carbono 12 (C12) tiene una masa de 12 gramos, y que
este mol contiene 6,022x1023 moléculas.
Un átomo de carbono a escala microscópica tiene una masa de 12 uma (unidades de
masa atómica)
A partir de este concepto, se definen:
Unidad de masa atómica (uma) : unidad de masa a escala microscópica,
1[uma] = 1,66x10-24 g
Peso Atómico: Es la masa de un mol de átomos expresado en gramos.
Peso molecular: es la suma de las masas de los átomos que forman la molécula.
Mol de Moléculas: Es un número de moléculas equivalente al número de Avogadro de
moléculas (6,02 x 1023).
Ejemplo: ¿qué peso molecular tiene la sal común (NaCl)?
17
14. Fórmulas Químicas, Molecular y Empírica
Una fórmula química expresa la composición de un compuesto por medio de los
símbolos de los elementos que lo componen. La fórmula química no solo expresará
cuáles son los elementos que forman la molécula, también entrega información de la
proporción en la que se encuentran presentes estos elementos. Existen dos tipos de
fórmulas, la fórmula molecular que indica el número exacto de átomos de cada elemento
en una molécula y la fórmula empírica, que indica sólo qué elementos están presentes y
la relación mínima de números enteros entre sus átomos, pero no necesariamente el
número real de átomos presentes en la molécula.
El tipo más simple de molécula posee dos átomos y se llama molécula diatómica.
Ejemplos de estas son el hidrógeno, H2, el nitrógeno N2, el oxígeno O2. Una molécula
diatómica también puede estar compuesta por dos elementos diferentes, como el ácido
clorhídrico HCl, o el monóxido de carbono, CO.
Una molécula puede poseer más de dos átomos (moléculas poliatómicas), ya
sea del mismo tipo como el ozono O3, o de diferente tipo, como el agua H2O.
15.1.
15. Estructura del Átomo
Historia del Átomo
Durante los siglos VI a IV antes de Cristo, en las ciudades griegas surgió una nueva
mentalidad, una nueva forma de ver el mundo no como algo controlado por los dioses y
manejado a su capricho, sino como una inmensa máquina gobernada por una leyes fijas e
inmutables que el hombre podía llegar a comprender. Fue esta corriente de pensamiento
la que puso las bases de la matemática y las ciencias experimentales.
Demócrito, uno de estos pensadores griego, en al siglo IV antes de Cristo, se interrogó
sobre la divisibilidad de la materia. A simple vista las sustancias son continuas y se pueden
dividir. ¿Es posible dividir una sustancia indefinidamente? Demócrito pensaba que no,
que llegaba un momento en que se obtenían unas partículas que no podían ser divididas
más; a esas partículas las denominó átomos, que en griego significa indivisible. Cada
elemento tenía un átomo con unas propiedades y forma específicas, distintas de las de los
átomos de los otros elementos.
Las ideas de Demócrito, sin estar olvidadas completamente, cayeron en desuso durante
más de dos mil años.
Mientras tanto, se desarrolló la química, se descubrieron nuevos elementos y se
descubrieron las leyes que gobiernan las transformaciones químicas.
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Precisamente para explicar algunas de estas
leyes, las leyes ponderales, Dalton, en 1808
propuso una nueva teoría atómica. Según esta
teoría, los elementos estaban formados por
átomos, indivisibles e indestructibles, todos
iguales entre sí, pero distintos de los átomos de
los otros elementos. la unión de los átomos daba
lugar a la variedad de sustancias conocidas y la
ruptura de las uniones entre los átomos para
formar nuevas uniones era el origen de las
transformaciones químicas.
Símbolos convencionales propuestos por Dalton
Además, todos los átomos tienden a tener en su capa de valencia únicamente ocho
electrones. Así que el número real de electrones de su capa de valencia influirá también
en sus propiedades.
En la tabla periódica, los elementos están ordenados de acuerdo
con su número atómico y, por lo tanto, de su número de
electrones.
En cada fila o periodo, se completa la última capa del átomo, su
capa de valencia. De esta forma, la variación en las propiedades
periódicas se deberán al aumento de electrones en esa capa y al
aumento de la carga nuclear, que atraerá con más fuerza a esos
electrones.
En cada columna o grupo, la configuración electrónica del átomo
es la misma, variando únicamente que la última capa es más
externa. Así las propiedades de los elementos del grupo serán
similares, sobre todo en su aspecto químico.
19
16. Variación de las Propiedades Químicas de los Elementos Representativos
El carácter metálico de los elementos disminuye de izquierda a derecha a lo largo
de un periodo y aumenta de arriba abajo al avanzar dentro de un grupo.
Los elementos de un mismo grupo se parecen entre sí en su comportamiento
químico porque tienen configuraciones electrónicas externas semejantes. Sin embargo el
primer elemento de cada grupo (los elementos del segundo periodo, desde litio hasta
flúor) difiere de los miembros del mismo grupo. Esta diferencia puede atribuirse al tamaño
muy pequeño del primer miembro de cada grupo.
Otra tendencia en el comportamiento químico de los elementos representativos
son las relaciones diagonales, que se refiere a las semejanzas que existen entre pares
de elementos de diferentes grupos y periodos de la tabla periódica. De manera específica,
los tres primeros miembros del segundo periodo (Li, Be y B) presentan muchas
semejanzas con los elementos localizados en forma diagonal debajo de ellos en la tabla
periódica. La explicación de este fenómeno es la semejanza en la densidad de carga de
los cationes.
16.1.
Hidrógeno.
No existe una posición totalmente adecuada parea el hidrógeno en la tabla
periódica. Por tradición, el hidrógeno se presenta en el grupo 1A, pero en realidad forma
una clase independiente. Al igual que los metales alcalinos forma un ión monopositivo
(H+), y forma también el ión hidruro (H-) en compuestos tales como NaH y CaH2. En este
último aspecto el hidrógeno se parece a los halógenos, ya que todos ellos forman iones
mononegativos (Cl-,Br-,I-) en los compuestos iónicos.
20
16.2.
Elementos del grupo 1 A, metales alcalinos.
Todos los elementos tienen baja energía de ionización, por tanto, una gran
tendencia a perder el único electrón de valencia, formando iones monopositivos. Estos
metales son tan reactivos que nunca se encuentran libres en la naturaleza.
16.3.
Elementos del grupo 2 A, metales alcalinotérreos.
Como grupo son menos reactivos que los metales alcalinos. Tienen tendencia a
formar iones dipositivos. El carácter metálico aumenta de arriba hacia abajo. La
reactividad de los metales alcalinotérreos con el agua varía, aumentando hacia abajo
desde el berilio hasta el bario.
16.4.
Elementos del grupo 3 A.
El primer miembro de este grupo, el boro es un metaloide, no reacciona con el
oxígeno gaseoso ni con el agua. El resto son metales.
16.5.
Elementos del grupo 4 A.
El primer miembro del grupo, el carbono, es un no metal, y los dos miembros
siguientes, silicio y germanio, son metaloides. Estos elementos no forman compuestos
iónicos. Los elementos metálicos de este grupo, estaño y plomo, no reaccionan con agua
pero sí lo hacen con ácidos, liberando hidrógeno gaseoso.
16.6.
Elementos del grupo 5 A.
El nitrógeno y el fósforo son no metales. El arsénico y el antimonio son metaloides
y el bismuto es un metal. De esta manera, este grupo presenta una mayor variación en las
propiedades.
16.7.
Elementos del grupo 6 A.
Los tres primeros elementos del grupo (oxígeno, azufre y selenio) son no metales,
y los dos últimos (telurio y polonio) son metaloides. El oxígeno es un gas diatómico. El
azufre y el selenio elementales tienen las fórmulas moleculares S8 y Se8.
El polonio es un elemento radioactivo difícil de estudiar en el laboratorio. Los
elementos de este grupo, en especial el oxígeno, forman una gran cantidad de
compuestos moleculares con los no metales.
21
16.8.
Elementos del grupo 7 A. Halógenos.
Todos los halógenos son no metales con la fórmula general X2. Debido a su gran
reactividad los halógenos nunca se encuentran en estado elemental en la naturaleza.
Los halógenos tienen altas energías de ionización y alta afinidad electrónica. Los aniones
derivados de los halógenos (F-, Cl-, Br-, I-) se denomina halogenuros.
16.9.
Elementos del grupo 8 A. Gases Nobles.
Todos los gases nobles existen como especies monoatómicas. Sus átomos tienen
completamente llenos los subniveles externos, lo que les confiere una gran estabilidad.
Las energías de ionización de los elementos de este grupo son las más altas de todos los
elementos, y no tienen tendencia a captar un electrón adicional. Durante muchos años a
estos elementos se les llamó gases inertes por su falta de reactividad, y nadie hasta 1963
había podido sintetizar un compuesto que tuviera uno de estos elementos. En ese año, se
produjo en el laboratorio el primer compuesto de xenón (XePt F6), desde entonces se han
preparado numerosos compuestos más.
Sin embargo, estos compuestos no tienen ninguna aplicación industrial y no están
involucrados en procesos biológicos naturales. No se conocen compuestos de helio, neón
ni argón.
22
17. Enlace Químico
17.1.
Valencia
Se estudió con anterioridad la estructura de un átomo: formado por un núcleo
central (en donde se encuentran protones y neutrones). Este núcleo está rodeado por los
electrones distribuidos en distintos niveles energéticos, llamados orbitales.
Cuando los átomos interactúan para formar enlaces químicos, sólo entran en
contacto las regiones exteriores. Los electrones más externos de un átomo son los
involucrados en un enlace químico, y son llamados electrones de valencia. El número de
electrones de valencia corresponde al número de grupo del elemento en la tabla
periódica, así los elementos del grupo 1A tienen todos 1 electrón de valencia, y los del
grupo 2A tienen valencia 2. Esta regla no la cumple el elemento Helio.
18. Reacciones Químicas y Estequiometría
Toda reacción o fenómeno químico puede representarse simbólicamente en una
ecuación química. La ecuación química es una igualdad en la cual se distinguen dos
partes separadas por una flecha. En la primera parte se encuentran las sustancias que
van a reaccionar (reactantes) y en la segunda parte los que resultan (productos).
Reactantes  Productos
Por tratarse de una igualdad y como toda reacción química respeta el principio de
conservación de la materia, debe existir sie
mpre la misma cantidad de materia en la 1ª parte de la ecuación y en la segunda. Por
tanto el número de átomos reactantes debe ser igual al número de átomos productos.
Esto obliga siempre a igualar o equilibrar la ecuación química que representa una
reacción.
Para igualar o equilibrar una ecuación se usan números llamados “coeficientes”
que indican la cantidad de moléculas que hay en el compuesto o elemento. Para saber la
cantidad de átomos se debe multiplicar el coeficiente por el subíndice.
Ejemplo: Fe2O3
coeficiente = 1
Subíndice = 2 y 3
Para todo hay una molécula de F2O3 con 2 átomos de Fe y 3 átomos de O
Método matemático simple:
P4 + O2  P2O5
A) Igualar primero en el P
B) Igualar segundo el O
P4 + O2  2P2O5
P4 + 5 O2 2P2 O5
23
18.1.
Cálculos Estequiométricos
La ecuación química igualada representa una relación cuantitativa entre las
cantidades de las sustancias reactantes y los productos, ya que cada fórmula equivale a
moles de sustancia, masa de sustancia o volumen de sustancia.
La siguiente ecuación:
2H2 + O2  2H2O
señala:

Relación de la ecuación química en moles:
“2 moles de H2 reaccionan con 1 mol de O2 para producir 2 moles de H2O.”

Relación de la ecuación química en gramos:
2H2 + O2  2H2O
H2 = 2 g
O2 = 32 g
H2O = 18 g
“4 gramos de H reaccionan con 32 gramos de O2 para dar
36 gramos de H2O”
4 g (H) + 32 g (O2)  36 g (H2O)
19. Soluciones
Una solución es una mezcla homogénea de dos o más sustancias. Existen seis
tipos de soluciones:
Componente 1
Gas
Gas
Gas
Líquido
Sólido
Sólido
Componente 2
Gas
Líquido
Sólido
Líquido
Líquido
Sólido
Estado de la
disolución resultante
Gas
Líquido
Sólido
Líquido
Líquido
Sólido
Ejemplos
Aire
Agua gaseosa (CO2 en agua)
H2 gaseoso en paladio
Etanol en agua
NaCl en agua
Soldadura (Sn/Pb)
En toda disolución se tiene un soluto, que es la sustancia que será disuelta, y un
disolvente, que es la sustancia que lo disolverá.
24
Proceso de disolución.
El proceso de disolución se lleva a cabo en tres etapas independientes:
1. separación de las moléculas del disolvente
2. separación de las moléculas del soluto
3. mezcla entre las moléculas del disolvente y el soluto.
Disoluciones de líquidos en líquidos
Cuando dos líquidos son completamente solubles entre sí en todas proporciones,
se dice que son miscibles. Por el contrario, cuando dos líquidos no se mezclan, forman
dos fases líquidas distintas y se dice que son inmiscibles.
Disoluciones de sólidos en líquidos
Cuando se ha disuelto la mayor cantidad de una sustancia en un disolvente se
llama solución saturada, y antes de llegar a ese punto se le denomina solución
insaturada. Cuando una disolución se encuentra saturada, no disolverá más cantidad de
soluto, aún cuando este se continúe agregando a la disolución. En este caso, una
cantidad igual al exceso de soluto que se agregue se depositará en el fondo, proceso que
se denomina cristalización.
La temperatura de la solución afecta la solubilidad: en la mayoría de los casos a mayor
temperatura, mejor es la capacidad para disolver.
25
20. Propiedades Coligativas de las Soluciones
Existen cuatro propiedades importantes de las soluciones que se ven afectadas
por el número de partículas de soluto y no por su identidad química. Estas propiedades se
denominan “coligativas”, las cuales son:



Disminución de la presión de vapor
Elevación del punto de ebullición
Depresión del punto de congelación
El caso de estudio más simple corresponde a aquellas soluciones diluidas de
solutos que no se disocian en iones y tiene una presión de vapor despreciable, aun en el
punto de ebullición del disolvente. Tales solutos se denominan no electrolitos no volátiles.
20.1.
Disminución de la presión de vapor
La presión de vapor de una disolución del tipo nombrada, es siempre menor que la
del disolvente puro.
20.2.
Elevación del punto de ebullición
El punto de ebullición de un líquido es la temperatura a la cual su presión de vapor
es igual a la presión externa.
Debido a que la presión de vapor de una solución es menor que la del disolvente
puro, una solución ebulle a una temperatura más alta que la del disolvente puro.
La magnitud de la elevación del punto de ebullición de una solución es proporcional a la
concentración de las partículas de soluto:
20.3.
Depresión del punto de congelación
El punto de congelación de una solución es la temperatura a la cual su presión de
vapor es igual a la del disolvente puro. A esta temperatura, ambas fases disolvente sólido
y solución líquida) están en equilibrio. Debido a que la presión de vapor de la solución es
más baja que la del disolvente a cualquier temperatura, la solución se congela a una
temperatura más baja que la del disolvente.
21. Expresiones de Concentración
21.1.
Porcentajes
Las concentraciones expresadas en porcentaje pueden ser de tres formas:
a) porcentaje en peso (p/p) que expresa la cantidad de soluto en gramos por cada 100
gramos de solución.
b) porcentaje en volumen (v/v) que expresa la cantidad de soluto en
cada 100 ml. de solución.
mililitros por
26
c) porcentaje peso-volumen (p/v) que expresa la cantidad de soluto en gramos por 100
ml. de solución.
Ej. 1: una solución esta compuesta de 2,5 g. de sal y 95 g. de agua ¿Cuál es el porcentaje
en peso de la solución?
Ej. 2: Se mezclan 8,5 ml de alcohol con 25 ml de agua ¿ cuál es la concentración volúmen
–volúmen de la solución?
Ej. 3: Una solución de 28 ml tiene disueltos 2,4 gramos de sal ¿cuál es la concentración
de la solución?
21.2.
Las ppm.
Corresponde a una parte contenida en un millón de partes. Por ejemplo:
1gramo en 1 tonelada
1milígramo en 1 kilo
1 gramo en 1 m3
1 milígramo en 1 litro
Salmuera de 25ppm = 25 mg de sal en 1L de agua, o 25 gramos de sal en 1m3 de agua.
21.3.
Molaridad
La molaridad (M) se define como moles de soluto por litro de solución. Es decir:
M = moles soluto
litro solución
Ej. 1: ¿qué M tiene una solución que se prepara disolviendo 2,86 g. de H2SO4 hasta
completar 120 ml de solución?
21.4.
Peso equivalente y Normalidad.
Una solución normal contiene 1 peso equivalente gramo de soluto en un litro de
solución. La normalidad se define como:
N = equivalentes g de soluto
litros de solución
El peso equivalente gramo de un ácido, base o de una sal, corresponde al peso en
gramos de la sustancia que tiene la capacidad de reacción total igual a la de un gramo de
hidrógeno.
27
Una forma más sencilla de entender esta relación es:
Equivalentes gramo =
masa
,
Peso equivalente
Peso Equivalente= Peso molecular
J
Donde J es un factor que se puede calcular analizando cuántos átomos de hidrógeno se
disponen ya sea para neutralizar o para ser neutralizados. Para el caso de una sal
metálica J corresponde al número de oxidación.
Ejemplo.
Para el H2SO4,
Para el HCl,
J=2
J=1
Pequivalente = 98/2
Pequivalente = 36/1
22. Acidos y Bases: Escala del pH
22.1.
Propiedades generales de ácidos y bases.
Ácidos:
 Tienen sabor agrio (ej. el vinagre debido al ácido acético, un limón debido al ácido
cítrico)
 Producen cambios de color en los pigmentos vegetales
 Las soluciones acuosas de los ácidos conducen la electricidad
Bases:
 Tienen sabor amargo
 Se sienten jabonosas
 Producen cambios en los pigmentos vegetales
 Las soluciones acuosas de los bases conducen la electricidad
22.2.
Definiciones de ácidos y bases.
Existen diferentes definiciones sobre qué es un ácido y qué es una base:
Definición de ARRHENIUS
Ácido es aquella sustancia que aporta iones H+ en solución acuosa y base es aquella
sustancia que aporta iones OH- en solución acuosa.
Definición de BRONSTED Y LOWRY
Ácido es aquella sustancia que pierde o cede protones frente a otra sustancia y base es
aquella sustancia que gana o acepta protones de otra sustancia.
Definición de LEWIS
28
Ácido es toda sustancia que puede aceptar un par de electrones y base es toda sustancia
que puede ceder un par de electrones.
Así, el ácido clorhídrico en solución:
H+
HCl
+
Cl -
El hidróxido de sodio en solución:
Na+
NaOH
+
OH -
Y el ión (OH)– hidroxilo puede aceptar un protón de la siguiente forma:
H+
22.3.
+
OH -
H2O
Producto iónico del agua
El agua es un disolvente único. Una de sus cualidades especiales es que se puede
comportar tanto como un ácido como una base.
Experimenta una autoionización:
H2O(l)
H+(ac)
+
OH –(ac)
La constante de equilibrio de la reacción de autoionización del agua es:
Kc = [H+][OH-]
[H2O]
donde [H+] representa la concentración de iones hidrógeno
[OH-] representa la concentración de iones hidróxido
puesto que solo una fracción pequeña de moléculas de agua están ionizadas, la
concentración de agua [H2O] permanece prácticamente constante,
Kw = Kc [H2O]= [H+][OH-]
La constante de equilibrio Kw se llama constante del producto iónico, y es el producto de
las concentraciones de los iones H+ y OH- a una temperatura dada.
En agua pura a 25°C, las concentraciones de los iones H+ y OH- son iguales:
[H+] = [OH-] = 1.0 x 10-7
29
Entonces
Kw = (1.0 x 10-7 ) (1.0 x 10-7) = 1.0 x 10 –14
Ya sea en disolución o en agua pura, siempre se cumple a 25°C que:
Kw = [H+][OH-] = 1.0 x 10 –14
en una disolución acuosa:
[H+] = [OH-] solución neutra
[H+] > [OH-] solución ácida
[H+] < [OH-] solución básica
22.4.
La escala del pH
Dado que las concentraciones de los iones H+ y OH- son a menudo números muy
pequeños y por lo tanto inconvenientes para trabajar, se propuso una medida más
práctica llamada pH. El pH de una disolución se define como:
pH = - log [H+]
[H+] en mol/litro
Las disoluciones ácidas y básicas pueden identificarse por sus valores de pH
pH < 7.00 disolución ácida
pH = 7.00 disolución neutra
pH > 7.00 disolución básica
Aplicando logaritmo a ambos lados de la ecuación de Kw, se obtiene
pH + pOH = 14.00
donde pOH = - log [OH-]
22.5.
Fuerza de ácidos y bases
30
Cuando un ácido se disuelve en agua, algunas de las moléculas, o todas, pueden
disociarse dependiendo de la fuerza del ácido. Un ácido fuerte se disociará
completamente en agua, es decir, en una disolución 0.1 Molar de HCl, lo que se tendrá en
realidad es una disolución que contiene 0.1 Molar de H+ y nada de HCl molecular.
HCl(ac) + H2O (l)
H3O(ac)+ + Cl(ac) –
Otros ácidos fuertes son el nítrico (HNO3), perclórico (HCLO4), el sulfúrico (H2SO4).
Un ácido es débil si no se disocia totalmente en agua, es decir que tiene menor
capacidad para ceder un protón al agua.
La fuerza de una base se refiere a su capacidad para aceptar un protón
proveniente de un ácido de referencia, que generalmente es el disolvente. Los hidróxidos
de los metales alcalinos y alcalinotérreos, tales como el NaOH, el KOH, y el BaOH2, son
bases fuertes, y se ionizan totalmente en solución:
NaOH(ac)
22.6.
Na+(ac) + OH-(ac)
Pares conjugados ácido base.
Si un ácido es fuerte, su base conjugada es débil, por ejemplo, el HClO 4 es un ácido
fuerte, pero su base conjugada ClO4- es una base muy débil.
31
23. Química Orgánica
La química orgánica estudia todos los compuestos del carbono. Este puede formar
más compuestos que ningún otro elemento porque los átomos del carbono tienen la
capacidad de unirse entre sí formando cadenas lineales o ramificadas.
Los hidrocarburos están conformados sólo por dos elementos, el hidrógeno y el
carbono. Los hidrocarburos se dividen en dos clases principales: los hidrocarburos
alifáticos que no contienen el grupo benceno (o anillo bencénico), y los hidrocarburos
aromáticos que contienen uno o más anillos bencénicos.
Los hidrocarburos alifáticos se dividen a su vez en alcanos, alquinos y alquenos.
Los compuestos orgánicos se pueden dividir en clases, de acuerdo a los grupos
funcionales que poseen. Un grupo funcional es la parte de una molécula que tiene una
distribución específica de átomos, de la que depende en su mayoría el comportamiento
químico de la molécula de origen, es decir, moléculas diferentes que tienen la misma
clase de grupo funcional reaccionan de modo semejante.
Hidrocarburos
Alifáticos
Alcanos
Alquenos
Aromáticos
Alquinos
Cicloalcanos
32
23.1.
Nomenclatura
23.1.1. Alcanos.
La fórmula general de un alcano es:
Cn H2n+2
n
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
n = 1,2,....
Nombre
Cn H2n+2
CH4
C2H6
C3H8
C4H10
C5H12
C6H14
C7H16
C8H18
C9H20
C10H22
Metano
Etano
Propano
Butano
Pentano
Hexano
Heptano
Octano
Nonano
Decano
La estructura de los alcanos se representa de la siguiente forma:
H
H C H
H
Metano
H
H
H– C– C-H
H
H
Etano
H H
H
H –C –C – C - H
H H H
Propano
H
H H H
H –C –C –C - C -H
H H
H H
Butano
La característica principal de este grupo es que solo presentan enlaces covalentes
sencillos, y se dice que los enlaces están saturados en los compuestos. Por estos es que
los alcanos se conocen como hidrocarburos saturados.
33
23.1.2. Grupos alquilo.
Cuando el metano CH4 pierde un átomo de hidrógeno, queda el fragmento CH3,
que se llama grupo metilo. Del mismo modo la eliminación de un hidrógeno en el etano
da el grupo etilo, y así para los siguientes alcanos.
Cuando uno o más átomos de hidrógeno son reemplazados por otros grupos, el
nombre del compuesto debe indicar la ubicación (el número) del átomo de carbono donde
se realizó la sustitución.
CH3
H3C1 – 2C – 3CH2 – 4CH3
H
Tiene 4 átomos de carbono: es un butano
En el carbono n°2 tiene un grupo metilo
Este alcano se nombra
2-metilbutano.
También pueden existir otros tipos de sustituyentes para los alcanos, como son el
F,Cl, Br, Y, NO2,
Br
NO2
H3C – C – CH2 – 4CH3
1
2
3
H
Tiene 4 átomos de carbono: es un butano
En el C n°2 tiene un sustituyente Bromo
En el C n°3 tiene un sustituyente Nitro
Este alcano se nombra
2-bromo-3-nitrobutano.
23.1.3. Cicloalcanos.
Los alcanos cuyos átomos de carbono se unen en anillos se conocen como
cicloalcanos. Tienen la fórmula general:
CnH2n
,con n=3,4,...
Los cicloalcanos se nombran según sea el número de carbonos que lo componen,
más el prefijo ciclo. El cicloalcano más es común se tiene cuando n = 3, y se llama
ciclopropano
34
23.1.4. Alquenos.
Tienen fórmula general
CnH2n,
donde n=2,3,....
Los alquenos u olefinas contienen a lo menos un doble enlace carbono-carbono. El
nombre de los compuestos que contienen enlaces C=C terminan en eno, y debe indicarse
con un número la posición del doble enlace en la cadena de carbonos.
CH2 = CH – CH2 – CH3
H3C – CH = CH – CH3
1-buteno
2-buteno
23.1.5. Alquinos.
Su fórmula general es:
CnH2n - 2,
donde n=2,3,....
Los alquinos contienen a lo menos un triple enlace carbono-carbono. Los nombres
de los compuestos que contienen este tipo de enlaces C Ξ C terminan en ino. Es
necesario indicar en el nombre del compuesto la posición de triple enlace con un número.
HC Ξ C – CH2 – CH3
1-butilo
23.2.
H3C – C Ξ C – CH3
2-butilo
Hidrocarburos Aromáticos.
El hidrocarburo aromático de mayor importancia es el benceno, que es un
compuesto cíclico que consta de seis átomos de carbono:
35
Cuando el benceno tiene algún sustituyente en su estructura, se nombre de la
siguiente manera:
CH2CH3
Cl
Etilbenceno
Clorobenceno
NH2
Aminobenceno
NO2
Nitrobenceno
si existiera más de un sustituyente, es necesario numerar los átomos de carbono de la
siguiente manera:
1
2
6
3
5
4
23.3.
Grupos Funcionales
Son los alcoholes, éteres, aldehídos, cetonas, ácidos carboxílicos, ésteres y aminas.
23.3.1. Alcoholes.
Todos los alcoholes contienen un grupo hidroxilo (-OH) como sustituyente, y se nombran
con terminación ol.
H3C – OH
Metanol
(alcohol metílico)
H3C – CH2 OH
etanol
(alcohol etílico)
H3C – CH OH – CH3
2-propanol
(alcohol isopropílico)
36
Nota: El metanol o alcohol de madera es sumamente tóxico, la ingestión de unos pocos
mililitros puede producir nauseas y ceguera. Generalmente el etanol que se usa en forma
industrial se mezcla con metanol para evitar su consumo humano. El etanol que contienen
metanol u otras sustancias tóxicas se llama alcohol desnaturalizado.
23.3.2. Éteres.
Los éteres contienen un enlace del tipo
R – O – R´
donde R y R´son grupos alquilo o arilo.
Ejemplo: H3C – O – CH3
Éter dietílico
(éter)
Se forman por condensación (unión de dos moléculas y eliminación de una
molécula más pequeña, generalmente agua) de alcoholes. Los éteres son muy
inflamables y tienen la tendencia a formar peróxidos explosivos lentamente cuando se
dejan en reposo, en presencia de aire.
23.3.3. Aldehídos y Cetonas.
El grupo funcional de estos compuestos es el carbonilo:
C=O
En los aldehídos existe por lo menos un átomo de hidrógeno enlazado al átomo de
carbono del grupo carbonilo.
En las cetonas no hay átomos de hidrógeno enlazados a este átomo de carbono.
Tanto aldehídos como cetonas se forman a partir de la oxidación de alcoholes.
H3C
H2C = O
C= O
H
Formaldehído
H3C
Acetaldehído
C= O
H3C
Acetona
37
23.3.4. Ácidos Carboxílicos.
El grupo funcional que los identifica es el grupo carboxilo, (- COOH)
O
- C - OH
Los ácidos carboxílicos se pueden obtener mediante oxidación de alcoholes o aldehídos.
O
H O
H – C – OH
H – C – C – OH
Ácido Fórmico
Ácido Acético
23.3.5. Ésteres.
El grupo funcional de los ésteres es – COOR. La fórmula general de los ésteres es el
siguiente:
R´COO R
R´ puede ser H o un grupo alquilo o arilo
R puede ser un grupo alquilo o arilo.
CH3 COO C2H5
Acetato de etilo.
23.3.6. Aminas.
Tienen fórmula general
R3N
donde R puede ser H, un grupo alquilo o arilo.
NH2
Anilina
38
Bibliografía
Química. Martín Silberberg. Ediciones McGraw-Hill, segunda edición 2002.
Química. Raymond Chang. Editorial McGraw-Hill. Sexta edición 2001
Química Analítica. Skoog, West Holler y Crouch. Ediciones McGraw-Hill, séptima edición
2001.
39

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