Francisco Javier Almela Martínez

QUÍMICA 1º

BACHILLERATO

Contenido

TEMA 1: FORMULACIÓN INORGÁNICA ... 6

ÓXIDOS METÁLICOS ... 6

ÓXIDOS NO METÁLICOS ... 6

HIDRUROS METÁLICOS ... 6

“HIDRUROS NO METÁLICOS” ... 6

HIDRÓXIDOS ... 7

ÁCIDOS OXOÁCIDOS ... 7

SALES BINARIAS ... 8

SALES OXISALES ... 8

TEMA 2: FORMULACIÓN ORGÁNICA ... 9

INTRODUCCIÓN ... 9

ALCANOS ... 9

ALQUENOS ... 11

ALQUINOS ... 12

HIDROCARBUROS CÍCLICOS ... 12

HIDROCARBUROS AROMÁTICOS ... 13

DERIVADOS HALOGENADOS ... 15

ALCOHOLES ... 15

ÉTERES ... 16

AMINAS ... 16

ALDEHÍDOS ... 17

CETONAS ... 18

ÁCIDOS CARBOXÍLICOS ... 18

ÉSTERES ... 19

AMIDAS ... 20

NITRILOS ... 21

NITRODERIVADOS ... 21

PRIORIDADES DE LOS GRUPOS FUNCIONALES ... 22

TEMA 3: NATURALEZA DE LA MATERIA ... 23

SUSTANCIAS Y MEZCLAS ... 23

LEYES PONDERALES DE LAS COMBINACIONES QUÍMICAS ... 24

LEY DE CONSERVACIÓN DE LA MATERIA ... 24

LEY DE LAS PROPORCIONES MÚLTIPLES ... 26

LEY DE LOS VOLÚMENES DE COMBINACIÓN ... 26

HIPÓTESIS DE AVOGADRO. CONCEPTO DE MOLÉCULA ... 27

NÚMERO DE AVOGADRO ... 28

CONCEPTO DE MOL ... 29

MASA DE UN MOL ... 30

LEYES DE LOS GASES ... 30

LEY DE BOYLE Y MARIOTTE... 30

LEY DE CHARLES ... 31

LEY DE GAY- LUSSAC ... 31

LEY DE AVOGADRO. VOLUMEN MOLAR ... 32

LEY DE LAS PRESIONES PARCIALES ... 33

FÓRMULAS EMPÍRICAS Y MOLECULARES... 34

PASOS A SEGUIR PARA RESOLVER UN PROBLEMA DE FÓRMULAS EMPÍRICAS Y FÓRMULAS MOLECULARES ... 34

TEMA 4: DISOLUCIONES ... 36

DISOLUCIÓN ... 36

TIPOS DE DISOLUCIONES ... 36

EN FUNCIÓN DE LA PROPORCIÓN RELATIVA DE SOLUTO Y DISOLVENTE ... 36

ESTADO FÍSICO DE LOS COMPONENTES ... 36

FORMAS DE EXPRESAR LA CONCENTRACIÓN ... 37

PORCENTAJE EN MASA ... 37

PORCENTAJE EN VOLUMEN ... 37

GRAMOS POR LITRO ... 37

MOLARIDAD ... 38

MOLALIDAD ... 38

NORMALIDAD ... 39

FRACCIÓN MOLAR ... 39

RIQUEZA ... 40

TEMA 5: TIPOS DE REACCIONES ... 41

REACCIONES QUÍMICAS ... 41

TEORÍA DE LAS REACCIONES QUÍMICAS ... 41

ECUACIONES QUÍMICAS ... 41

CLASIFICACIÓN DE LAS REACCIONES QUÍMICAS ... 41

REAGRUPAMIENTO DE ÁTOMOS ... 42

TEMA 6: ESTEQUIOMETRÍA ... 43

RENDIMIENTO DE UNA REACCIÓN ... 43

REACTIVO LIMITANTE ... 43

CÁLCULOS ESTEQUIOMÉTRICOS ... 43

TEMA 7: MODELOS ATÓMICOS ... 44

INTRODUCCIÓN ... 44

DESCUBRIMIENTO DE LAS PARTÍCULAS SUBATÓMICAS ... 44

PRIMEROS MODELOS ATÓMICOS ... 45

EL ÁTOMO DE THOMSON ... 45

MODELO ATÓMICO DE RUTHERFORD ... 45

NÚMEROS ATÓMICOS Y MÁSICOS ... 46

INTERACCIÓN DE LA RADIACIÓN CON LA MATERIA... 47

NATURALEZA ELECTROMAGNÉTICA DE LA LUZ ... 47

ESPECTROS ATÓMICOS ... 48

NECESIDAD DE UN NUEVO MODELO ATÓMICO ... 48

ANTECEDENTES: HIPÓTESIS DE PLANCK... 48

MODELO DE BOHR ... 49

AMPLIACIÓN DEL MODELO DE BOHR ... 49

NÚMEROS CUÁNTICOS Y ORBITALES ATÓMICOS ... 50

ENERGÍA DE LOS ORBITALES ATÓMICOS ... 50

CONFIGURACIONES ELECTRÓNICAS ... 50

TEMA 8: SISTEMA PERIÓDICO ... 52

ORDENACIÓN DE LOS ELEMENTOS ... 52

PROPIEDADES ATÓMICAS PERIÓDICAS ... 52

RADIO ATÓMICO Y RADIO IÓNICO ... 52

ENERGÍA DE IONIZACIÓN ... 53

AFINIDAD ELECTRÓNICA ... 53

ELECTRONEGATIVIDAD... 53

TEMA 9: ENLACE QUÍMICO ... 54

ENLACE QUÍMICO Y ESTABILIDAD ENERGÉTICA ... 54

TIPOS DE ENLACES QUÍMICO ... 54

TEORÍA DE LEWIS SOBRE EL ENLACE QUÍMICO. ... 54

ENLACE IÓNICO ... 55

FORMACIÓN DE PARES IÓNICOS ... 55

ESTRUCTURA INTERNA DE LOS COMPUESTOS IÓNICOS ... 55

ENERGÍA DE RED O ENERGÍA RETICULAR ... 55

PROPIEDADES DE LOS COMPUESTOS IÓNICOS ... 56

ENLACE COVALENTE ... 56

NATURALEZA DEL ENLACE COVALENTE ... 56

ESTRUCURA DE LEWIS ... 56

POLARIDAD DEL ENLACE COVALENTE ... 56

GEOMETRÍA MOLECULAR ... 56

FUERZAS INTERMOLECULARES ... 57

PROPIEDADES DE LAS SUSTANCIAS COVALENTES ... 57

ENLACE METÁLICO ... 58

NATURALEZA DEL ENLACE METÁLICO ... 58

MAR DE ELECTRONES ... 58

PROPIEDADES DE LOS METALES ... 58

TEMA 1: FORMULACIÓN INORGÁNICA

ÓXIDOS METÁLICOS

Los óxidos son la combinación de un metal con oxígeno. El oxígeno actúa con valencia 2 Se formula primero poniendo el metal y luego el oxígeno.

Se nombran con la palabra óxido seguido del nombre del metal y al final se pone la valencia del metal con números romanos entre paréntesis. Cuando el metal solo tiene una valencia, no hace falta poner la valencia entre paréntesis

Fórmula Nombre Li2O Óxido de litio u

Óxido de litio (I) NiO Óxido de niquel

(II)

PbO2 Óxido de plomo (IV)

ÓXIDOS NO METÁLICOS

En la formulación se pone primero el no metal y luego el oxígeno.

Se nombra con la palabra óxido, luego el nombre del no metal y al final se pone entre paréntesis el estado de oxidación del no metal en números romanos.

También se puede nombrar utilizando los prefijos di- (2 átomos), tri- (3 átomos), tetra-, penta-, etc. óxido y otra vez di-, tri-, tetra-, etc. nombre del no metal

Fórmula Nombre

N2O Óxido de nitrógeno (I) u Óxido de dinitrógeno SO3 Óxido de azufre (VI) o

Trióxido de azufre

Cl2O7 Óxido de cloro (VII) o Heptaóxido de dicloro.

HIDRUROS METÁLICOS

El hidrógeno actúa como valencia 1. Se formula poniendo primero el metal y luego el H. Para nombrar se dice hidruro, luego el nombre del metal y luego entre paréntesis la valencia del metal en números romanos. Cuando el metal solo tiene una valencia, no hace falta poner entre paréntesis la valencia del metal

Fórmula Nombre

NaH Hidruro de sodio FeH3 Hidruro de hierro (III) CuH Hidruro de cobre (I)

“HIDRUROS NO METÁLICOS”

Para nombrarlos, en las combinaciones con halógenos y anfígenos se nombran como nombre del no metal con la terminación –uro de hidrógeno. Para los demás, se resume en la siguiente tabla:

Fórmula Nombre H2O Agua NH3 Amoniaco PH3 Fosfano

AsH3 Arsano SbH3 Estibinano

CH4 Metano

SiH4 Silano

Fórmula Nombre

HCl Cloruro de hidrógeno H2Te Telururo de hidrógeno

AsH3 Arsano CH4 Metano

HIDRÓXIDOS

Son la combinación de metales con OH-, que se denomina ión hidróxido. Para formular se pone primero el metal, seguido del OH.

Para nombrar se pone hidróxido, seguido del no metal poniendo entre paréntesis la valencia del metal en números romanos. Si solo tiene una valencia, no hace falta poner entre

paréntesis la valencia. Fórmula Nombre

Ba(OH)2 Hidróxido de Bario Pb(OH)4 Hidróxido de plomo

(IV)

ÁCIDOS OXOÁCIDOS

Se forman a partir del anhídrido, añadiendo 1 molécula de H2O. Ejemplo:

N2O5 + H2O H2N2O6 HNO3

Para nombrar se empieza por ácido seguido del nombre del metal con las terminaciones siguientes:

TERMINACIÓN USO

Hipo- -oso Estado de oxidación más bajo (3 ó más)

-oso Estado de oxidación intermedio

-ico Estado de oxidación más alto (3 estados de oxidación)

Per- -ico Estado de oxidación más alto (4 estados de oxidación)

Anhídrido + H2O Suma Simplificación Nomenclatura I2O3 + H2O H2I2O4 HIO2 Ácido yodoso

SeO + H2O H2SeO2 Ácido hiposelenioso

CO2 + H2O H2CO3 Ácido carbónico

En los ácidos del P, As y Sb se añaden, además de 1 H2O, 2 ó 3.

metahipofosforoso) pirohipofosforoso) (orto)hipofosforoso) P2O3 HPO2 (ác.

metafosforoso)

H4P2O5 (ác. pirofosforoso)

H3PO3 (ác. (orto)fosforoso) P2O5 HPO3 (ác.

metafosfórico)

H4P2O7 (ác. pirofosfórico)

H3PO4 (ác. (orto)fosfórico)

Los metales Cr y Mn, tienen ácidos propios Fórmula Nombre

H2MnO3 Ácido manganoso H2MnO4 Ácido mangánico HMnO4 Ácido permangánico HCrO2 Ácido cromoso H2CrO4 Ácido crómico H2Cr2O7 Ácido dicrómico

SALES BINARIAS

Es la combinación de un metal con un no metal. Se formula poniendo primero el metal y luego el no metal.

Se nombra primero el no metal con la terminación –uro y luego el metal con la valencia entre paréntesis y en números romanos

Fórmula Tradicional

NaCl Cloruro de sodio o cloruro de sodio (I)

Fe2S3 Sulfuro de hierro (III) Sn3N2 Nitruro de estaño (II)

SALES OXISALES

Se forman por la sustitución de los H por un metal.

Se nombran con el nombre del ácido oxoácido, pero se cambia la partícula –oso por –ito e –ico por –ato. En el metal se pone la valencia entre paréntesis.

Fórmula Nombre

Na2SO4 Sulfato de sodio o sulfato de sodio (I)

Pb(NO3)4 Nitrato de plomo (IV) Zn(ClO)2 Hipoclorito de cinc o

TEMA 2: FORMULACIÓN ORGÁNICA

INTRODUCCIÓN

La configuración del átomo de carbono propicia una serie de características en su capacidad de enlace químico que justifica la enorme variedad de compuestos orgánicos.

La configuración del C es 1s2 2s2 2p2, que se puede convertir fácilmente en 1s2 2s1 2p3, al saltar un electrón del orbital 2s al 2p. Que hayan 4 electrones desapareados, posibilita la formación de 4 enlaces covalentes, lo que va a permitir un mayor desprendimiento de energía y mayor estabilidad.

El átomo de carbono en un compuesto orgánico va a formar 109,5º, es decir, una disposición tetraédrica. Se pueden formar dobles o triples enlaces, lo que aumenta la posibilidad de formación de compuestos carbonados.

Los compuestos orgánicos pueden formar estructuras abiertas o cerradas o ciclos.

La disposición espacial de las cadenas es en zig- zag, debido a la orientación de los enlaces C-C (estructuras abiertas).

Los compuestos orgánicos pueden tener los siguientes tipos de fórmulas:

• Fórmula empírica: informa sobre la relación más sencilla que hay entre los átomos que forman la molécula.

• Fórmula molecular: indica el nº exacto de los diferentes átomos que constituyen la molécula de esa sustancia.

• Fórmula semidesarrollada: es la más utilizada, y en ella se detalla algunos enlaces, normalmente los intercarbonados, para precisar las características del compuesto. • Fórmula desarrollada: indica todos los enlaces de la molécula.

• Fórmula espacial: se representa la geometría espacial de la molécula. Se utiliza para diferenciar isómeros.

ALCANOS

Son compuestos de fórmula molecular CnH2n+2, donde n es el nº de C. Se nombran con un prefijo numérico con la terminación ano. Los prefijos numéricos se indican en la siguiente tabla:

Nº de C Prefijo

1 Met-

2 Et-

3 Prop-

4 But-

5 Pent-

6 Hex-

7 Hept-

8 Oct-

9 Non-

14 Tetradeca- 15 Pentadeca- 16 Hexadeca- 17 Heptadeca-

18 Octadeca- 19 Nonadeca- 20 Icosa-

Ejemplos:

Etano

C

H₃ CH₂ CH₂ CH₃ Butano

C

H₃ CH₂ CH₂ CH₂ CH₂ CH_{3 Hexano}

A veces la cadena principal tiene ramificaciones, por lo que primero se nombran las ramificaciones y la posición de la ramificación, por orden alfabético sin tener en cuenta los prefijos numéricos que indican el nº de cadenas iguales, con la terminación –il y luego la cadena principal. La cadena principal es la que tenga mayor nº de átomos de C.

Ejemplos:

C

H₃ CH CH CH₂ CH₃

CH₃

CH₂ C H₃

3- etil-2- metilpentano

C

H₃ CH CH CH₂ CH CH₃

CH₂

CH₃

CH₃

H₂C

CH₂

C H₃

3,4,6- trimetilnonano

C

C

H₃ C CH₂ CH CH CH₃

CH₃ CH₃

H₂C

CH₃ C H₃

4- etil-2,2,5- trimetilhexano

A continuación se indica el nombre de algunos radicales, que son isómeros de sus respectivos lineales.

Radical Nombre

CH CH₃

CH₃

R isopropilo

CH₂ CH

CH₃ CH₃

R Isobutilo

HC

CH₃

CH₂ CH₃ R

Sec-butilo

C

CH₃ R

CH₃ C

H_{3 Terc-butilo}

ALQUENOS

Un alqueno es un compuesto orgánico que tiene enlaces dobles carbono- carbono (C=C). Se nombran como los alcanos, pero con la terminación –eno, indicando la posición del doble enlace. Hay que saber que para elegir la cadena principal hay que elegir la que tenga mayor nº de dobles enlaces y después la más larga. Se pone al doble enlace el nº más bajo posible. Si hay más de un doble enlace se antepone el prefijo di-, tri, tetra-, etc. Si actúa como radical se nombra igual pero con la terminación –enil.

C

H₂ C CH₂ CH CH₃

CH₃ CH₃ 2,4- dimetil-1-penteno

C

H₃ C CH CH HC CH₃

CH₃ CH₃

CH₃

2,2,5- trimetil-3- hexeno

CH CH CH₂ CH CH HC CH CH C

H₂ CH₃

CH₃

CH₃

3,7-dimetil-1,5,8-decatrieno

5- etenil- 3- metil- 1,3,6- heptatrieno

ALQUINOS

Son los compuestos que tienen un triple enlace entre carbonos. Se nombran igual que los alcanos y alquenos, pero con la terminación –ino. Si es un radical la terminación es –inil. La cadena principal es la que tiene mayor número de insaturaciones (dobles y triples enlaces). A igualdad de cadenas con igual nº de insaturaciones, la cadena principal es la que contenga mayor número de dobles enlaces.

Ejemplos:

C H₃ CH

CH

CH₃ C

H₃

C C CH₂ CH₃

5, 6- dimetil- 3- heptino

C

H C CH₂ CH CH CH_{3 4- hexen- 1- ino}

C

H₂ CH CH CH₂ CH CH₂

C

CH

3- etinil- 1,5- hexadieno

HIDROCARBUROS CÍCLICOS

Ejemplos:

CH

₃

metilciclopropano

H₂C CH₃

4- etilciclopenteno

1,3- ciclohexadieno

CH₃

C H₃

3,6-dimetilciclohepteno

ciclobutino

Cuando la cadena es muy compleja, el ciclo se nombra como sustituyente. Ejemplo:

HC HC CH₃

CH₃ CH

C H₂

3- ciclopentil- 4- metil- 1- penteno.

HIDROCARBUROS AROMÁTICOS

Para nombrarlos se nombran los sustituyentes seguido de benceno. Si hay más de un

sustituyente se indica la posición del sustituyente. Si hay dos sustituyentes se puede decir orto (1,2), meta (1,3) y para (1,4). Si el benceno actúa como sustituyente se indica el sustituyente como fenilo.

Ejemplos:

CH₃

CH₂ CH₃

Metaetilmetilbenceno

CH₃

CH₃ C

H₃

1,3,5- trimetilbenceno

CH₂

CH₃

ortociclopropiletilbenceno

CH C CH CH₂

CH₃ CH₃

CH₃ CH₂

CH₃

CH₂ CH₂ C

H₃

2- etil- 3- metil- 1- propilbenceno

DERIVADOS HALOGENADOS

Se puede nombrar de dos formas: una poniendo el halógeno como sustituyente y otra diciendo haluro y el nombre del compuesto orgánico con la terminación –ilo (solo usar en cadenas carbonadas sencillas).

Ejemplos:

Cloroetano

C

H₃ CH CH₂ CH₂ CH CH₃

Br

CH₃

2- bromo-5- metilhexano

CH₃

F

p- fluormetilbenceno

C

H₂ CH CH₂ CH CH CH₂

Br

3- bromo- 1,5- hexadieno

ALCOHOLES

Los alcoholes son compuestos orgánicos que tienen un sustituyente -OH. Se nombran con el nombre del hidrocarburo con la terminación –ol indicando la posición del alcohol. Si no es función principal, se nombra con el prefijo hidroxi-, indicando la posición.

Ejemplos:

C

H₃ CH CH₃

OH

2- propanol

C

H₃ CH₂ CH CH CH₂ OH _{3- penten-1-ol} C

OH

fenol

C

H₃ CH₂ CH CH₂ CH₂ C O

OH

H 4- hidroxihexanal

ÉTERES

Los éteres son la unión de dos cadenas carbonadas por un oxígeno. Se nombran primero las cadenas alifáticas por orden alfabético con la terminación en –il y luego añadiendo la palabra éter. Si no es función principal se nombra con el nombre de la cadena carbonada que no pertenece a la cadena principal y la terminación –oxido.

Ejemplos:

C

H₃ CH₂ CH₂ O CH₂ CH₂ CH₂ CH_{3 Butilpropiléter}

O HC CH₃

CH₃ C

CH₃ CH₃

C

H₃ t- butil- i- propiléter o

isopropiltercbutiléter

C

H₂ CH O CH₂ CH_{3 Etilviniléter}

C

H₃ CH₂ CH₂ CH CH₂ C CH₂ CH₂ CH₃

O

CH₃

O

6- metoxinonan-4-ona

AMINAS

Son los compuestos orgánicos que tienen un nitrógeno a su cadena principal, siempre que el C no esté unido al oxígeno por doble enlace. Las aminas pueden ser primarias (un solo radical unido al N), secundarias (dos grupos R unido al N) y terciarias (tres radicales unidos al N). Se nombran con el nombre del radical seguido de la palabra amina. Si los sustituyentes son distintos, se indica que esta unido al nitrógeno con la letra N. Cuando la amina no es función principal, se nombra con el prefijo amino-

N

H₂ CH₂ CH₂ CH₂ CH_{3 Butilamina}

NH CH₂ CH₃ CH₂

C

H_{3 Dietilamina}

N C H₃

CH₃ CH₃

Trimetilamina

N CH₂

CH₃ CH₂ CH₂

C

H₃ CH₂ CH₂ CH₂ CH_{3 N-metil- N- pentil- N-}

propilamina

NH₂

Anilina

OH N

H₂ 4- amino- 2,5- hexadien- 1- ol

ALDEHÍDOS

Son los compuestos que tienen el grupo C=O en un carbono terminal. Se nombra indicando el nº de carbonos y con la terminación en –al. Si no es grupo principal, se nombra como

sustituyente con el prefijo formil-. Si el grupo aldehído se encuentra unido a un ciclo se nombra con la terminación -carbaldehído.

Ejemplos:

C

H₃ CH₂ C O

H

Propanal

C

H₃ CH CH₂ CH CH₂ CH₂ C

OH

O

H CH₃

6- hidroxi-4-metilheptanal

C O

C H₃

Cl H

2- cloro-4-

metilciclopentanocarbaldehído

O H

C

H₃ CH CH₂ CH₂ CH₂ CH₂ CH₂ C

C

O _H

O

OH Ácido 7- formiloctanoico

CETONAS

Son los compuestos que tiene en un carbono no terminal el grupo C=O. Se nombra con la terminación –ona. Si no es grupo principal se nombra con el prefijo oxo-.

Ejemplos:

C

H₃ CH CH₂ CH CH C CH₂ CH₃

CH₃

O

7- metil-4-octen-3-ona

C

H₃ C CH₂ CH₂ CH₂ CH CH₃ OH O

6- hidroxi-2-heptanona

Cl

O

3-clorociclohexanona

C

H₃ C CH₂ CH₂ C

O O

H

4-oxopentanal

ÁCIDOS CARBOXÍLICOS

Son los compuestos que tienen en un carbono terminal el grupo COOH. Se nombran como ácido y al final se añade la terminación –oico. Si es un ciclo se dice al final -carboxílico. Si hay más de dos grupos acidos, el grupo ácido que no se encuentra en la cadena principal se pone el prefijo -carboxi.

Ejemplos:

C

H₃ CH CH CH

CH₃

CH₂ C O

OH

C CH₂ C O

O H

O

OH

Ácido propanodioico o ácido malónico

C CH₂ CH₂ CH CH₂ CH₂ C O

OH O

O H

C O O

H

Ácido 4- carboxi- heptanodioico

C O

OH

N H₂

Ácido 3.aminociclobutanocarboxílico

A continuación algunos ácidos carboxílicos que tienen nombres diferentes:

O

OH H

Ácido metanoico o ácido fórmico

O

OH

Ácido etanoico o ácido acético

O OH Ácido benzoico

ÉSTERES

Son los compuestos orgánicos que tienen un grupo -COOR. Se forman por la unión de un ácido y un alcohol. Se nombran con el nombre del ácido, pero en vez de acabar en –oico, se cambia por –ato y seguido del nombre de R unido al oxígeno con la terminación en –ilo. Si el éster está unido a un ciclo, se añade la terminación -carboxilato

Ejemplos:

H₃C CH₂ CH₂ CH₂ C O

O CH₂ CH₃

Pentanoato de etilo

C

H₃ CH₂ CH₂ CH₂ O C O

CH₃

C O

O CH₃

Ciclohexanocarboxilato de metilo

AMIDAS

Son los compuestos que tienen el grupo CONR. Pueden ser primarias, secundarias y terciarias. Se nombra quitando el –oico, por el de amida. Cuando está unido a un ciclo se añade la terminación –carbamida. Cuando es sustituyente se nombra como carbamoil-. Si la amida tiene un grupo unido al nitrógeno, se señala por el fijador N.

Ejemplos:

C

H₃ CH₂ CH₂ CH₂ C O

NH₂

Pentanamida

C

H₃ CH₂ C O

N CH₃

CH₃

N,N-dimetilpropanamida

C O NH2

CH₂ CH₂ CH C

CH₃ O

NH₂ C

O

OH

Ácido 4- carbamoilpentanoico

NITRILOS

Son los compuestos que tienen un grupo C≡N. Se nombran con la terminación –nitrilo. Cuando está unido a un ciclo se añade la terminación –carbonitrilo. Cuando es sustituyente se utiliza el prefijo ciano-.

Ejemplos:

C

H₃ CH₂ CH₂ C N Butanonitrilo

C CH₂ C CH₂ CH₂ CH₃ N

CH₃ CH₃

3,3-dimetilhexanonitrilo

C

N

Ciclohexanocabonitrilo

C CH₂ CH CH₂ CH₂ CH₂

C

N

CH₂ CH₃ O

O

H Ácido 3- cianooctanoico

NITRODERIVADOS

Son los que tienen un grupo NO2. se nombran con el prefijo nitro-. Ejemplos:

C

H₃ CH CH₂ CH₃

NO₂

CH₃

O₂N

NO₂

NO₂

2- metil-trinitrobenceno o 1,3,5-trinitrotolueno

C

H₂ C CH₂ CH₃ NO₂

2- nitro-1-buteno

PRIORIDADES DE LOS GRUPOS FUNCIONALES

1. Ácidos carboxílicos 2. Ésteres

3. Amidas 4. Nitrilos 5. Aldehídos 6. Cetonas 7. Alcoholes

8. Aminas 9. Éteres 10. Alquenos 11. Alquinos 12. Nitroderivados

13. Derivados halogenados 14. Alcanos

Los pasos para nombrar un compuesto orgánico son:

1. Ramificaciones y funciones secundarias por orden alfabético

2. Indicamos el prefijo del nº de carbonos que tiene la cadena principal 3. Indicamos las posiciones de dobles enlaces con la terminación –en 4. Indicamos las posiciones de triples enlaces con la terminación –in

TEMA 3: NATURALEZA DE LA MATERIA

SUSTANCIAS Y MEZCLAS

Los sistemas materiales se presentan en la naturaleza de dos maneras:

• Homogénea: Composición y propiedades iguales en cualquier punto. • Heterogénea: Formada por dos o más porciones diferentes separadas por superficies diferenciadas llamadas fases.

Dentro de los sistemas homogéneos tenemos disoluciones (que estudiaremos con más detenimiento en el tema 3) y las sustancias puras.

• Sustancia pura: Composición uniforme e invariable. No se puede descomponer en otras materias distintas por métodos físicos.Ejemplos: sal, diamante, oxígeno, etc. Las sustancias puras se dividen en:

i. Elementos: Sustancias puras que no pueden descomponerse en otras por métodos químicos. Ejemplo: N2, O2, Fe, etc. Constituyente más sencillo de la materia.

ii. Compuesto: Sustancias puras formadas por 2 o más elementos y pueden descomponerse por métodos químicos en los elementos en los que están formados. Ejemplos: sacarosa, mármol, NaCl, H2O.

SISTEMAS MATERIALES

HETEROGÉNEOS HOMOGÉNEOS

DISOLUCIONES SUSTANCIAS

PURAS

ELEMENTOS

• Mezcla: Es una unión de diferentes sustancias sin que se produzca reacción química y se pueden separar por métodos físicos: filtración, decantación, evaporación, etc.

o Mezcla homogénea: No se aprecia a simple vista los elementos que lo componen. Ejemplos: disolución de azúcar en agua y el latón (Cu y Zn)

o Mezcla heterogénea: Se puede apreciar a simple vista los diferentes elementos que lo componen. Ejemplos: agua y aceite y el granito.

• Combinación: Se produce una asociación de elementos que reaccionan químicamente. No se pueden separar por métodos físicos.

MÉTODOS FÍSICOS DE SEPARACIÓN DE SUSTANCIAS

• Cristalización: Se basa en la diferencia de solubilidad de los componentes de una mezcla. Se realiza en un disolvente adecuado (soluble el compuesto en caliente, pero no en frío).

• Filtración: Basada en la diversidad de tamaño de partícula. Se utiliza para separar sólidos de líquidos, en el que se encuentra en suspensión.

• Destilación: Se basa en la separación de 2 o más componentes líquidos que tienen diferentes puntos de ebullición.

• Decantación: Distinta densidad que presentan dos líquidos inmiscibles

LEYES PONDERALES DE LAS COMBINACIONES QUÍMICAS

LEY DE CONSERVACIÓN DE LA MATERIA

Fue enunciada por Lavoisier en 1783. Esta ley nos dice que la materia ni se crea ni se destruye, se transforma. En una reacción química se cumple que:

p

r

m

m

=

Σ

Σ

LEY DE LAS PROPORCIONES CONSTANTES O DEFINIDAS

Enunciada por Proust en 1799 y dice: Un compuesto tiene siempre los mismos elementos y en las mismas proporciones, independientemente del proceso en su formación.

MEZCLA

HETEROGÉNEA

SUSPENSIONES

Y COLOIDES

HOMOGÉNEA

Llegó a esta ley a través de múltiples experimentos. Veía que si añadía exceso de uno de ellos, quedaba sin reaccionar. Vio que reaccionaban en una proporción definida. Esa proporción la sacaba de representar la cantidad de Fe que reaccionaba por cantidad de S. Vio que era la pendiente de la recta.

Ejemplo 1:

Demuestra que la relación entre la masa de cloro y la de sodio en una muestra de 10 g de un compuesto formado por un átomo de sodio y otro de cloro es la misma que en otra muestra de 50 g del mismo compuesto anterior, sabiendo que las masas atómicas del cloro y del sodio son, respectivamente, 35,45 g y 22,99 g. Calcula también el porcentaje de cada elemento en el compuesto.

Primero vamos a ver la relación que hay entre la masa de cloro y la de sodio, para ello lo hacemos con las masas atómicas

sodio de g cloro de g 54 , 1 99 , 22 45 , 35 sodio de masa cloro de masa = =

a) En la muestra de 10 gramos de compuesto se ha de cumplir que cuando el sodio y el cloro se combinen, lo han de hacer en la proporción indicada por sus masas atómicas, es decir, que se cumpla la ley de Lavosier:

NaCl de g 58,44 sodio de g 22,99 Cl de g 45 ,

35 + =

Por tanto, en nuestra muestra habrá:

Cl de g 07 , 6 NaCl de g 44 , 58 Cl de g 35,45 NaCl de g

10 ⋅ =

El resto hasta 10 gramos será sodio: 10g-6,07g=3,93gdeNa

b) En la muestra de 50 g tendremos, operando de la misma forma: Cl de g 33 , 30 NaCl de g 44 , 58 Cl de g 35,45 NaCl de g

50 ⋅ =

El resto hasta 10 gramos será sodio: 50g-30,33g=19,67gdeNa

Para demostrar lo que nos pide el problema, tendremos que la relación de cloro y sodio en ambas muestras es la misma:

54

,

1

Na

de

g

19,67

Cl

de

g

30,33

54

,

1

Na

de

g

3,93

Cl

de

g

6,07

=

=

1,54

67 , 19 33 , 30 93 , 3 07 , 6 99 , 22 45 ,

35 _{= = =}

% 7 , 60 100 NaCl de g 10 Cl de g 07 , 6

%Cl = ⋅ = ; El resto será Na; %Na=100−60,7=39,3% LEY DE LAS PROPORCIONES MÚLTIPLES

Fue formulada por Dalton en 1803.

Experimentalmente se ve que dos o más elementos se pueden combinar entre sí en distintas proporciones, para dar compuestos diferentes. Pero no significa que la ley de proporciones definidas falle, sino que forman compuestos diferentes.

Por lo tanto, podemos enunciar la ley de Dalton así:

Cuando 2 elementos, A y B, se combinan entre sí dando compuestos diferentes, existe una relación numérica simple de números enteros entre las distintas cantidades del elemento B que se combinan con una cantidad fija A.

Ejemplo 2:

Se combinan 20 g de plomo con 3,088 g de oxígeno para obtener un óxido de plomo. En condiciones diferentes, 20 g de plomo se combinan con 1,544 g de oxígeno para obtener otro óxido de plomo distinto. Demuestra que se verifica la ley de las proporciones múltiples. La relación de masas se plantea así:

20 g de plomo reaccionan con 3,088 g de oxígeno 20 g de plomo reaccionan con 1,544 g de oxígeno Por tanto, obtenemos dos óxidos:

1º Óxido: O de g Pb de g 6,476 O de g 088 , 3 Pb de g 20 = 2º Óxido: O de g Pb de g 12,953 O de g 544 , 1 Pb de g 20 ₌

Dividiendo ambas cantidades por la menor, resulta:

1 6,476

6,476 ₌

; 2

6,476

12,953 ₌

Así, la relación de masas en las que se encuentra unido el oxígeno al plomo en los dos óxidos de plomo es 1:2

Los dos óxidos de plomo serán PbO y PbO2

LEY DE LOS VOLÚMENES DE COMBINACIÓN

En 1808 Gay- Lussac enunció la ley de los volúmenes de combinación, que dice: En las mismas condiciones de presión y temperatura, los volúmenes de las sustancias gaseosas que

intervienen en una reacción química guardan entre sí una relación numérica sencilla.

Gay- Lussac estableció esta ley cuando estaba investigando la cantidad de oxígeno presente en el aire. Para ello hizo reaccionar una mezcla de oxígeno e hidrógeno para formar agua. Vio que siempre reaccionaban en la misma proporción: dos volúmenes de hidrógeno y uno de oxígeno, para dar dos volúmenes de agua. Luego lo realizó con distintos gases, llegando a la ley

mencionada anteriormente Ejemplo 3:

Sabemos que 1 L de H2 reaccionan con 0,5 L de O2 para formar 1 L de vapor de H2O. Si disponemos de 3 L de hidrógeno y 7 L de oxígeno, razona cuál de las siguientes afirmaciones es la correcta:

a) Los 3 L de H2 reaccionan con los 7 L de O2, dando 10 L de vapor de agua. b) No se producirá reacción alguna.

c) Los 3 L de H2 reaccionan con 1 L de O2 para dar 4 L de agua más 6 L de O2 sobrante. d) Los 3 L de H2 reaccionan con 1,5 L de oxígeno para dar 3 L de vapor de agua más 5,5 L

de O2 sobrantes.

Primero vamos a averiguar si hay la misma relación entre volúmenes de H2 y O2

2

O

de

L

0,5

H

de

L

1

2 2

=

_;

43

,

0

O

de

L

7

H

de

L

3

2

2

=

_{; Como 0,43<2, quiere decir que hay un exceso de O}

2. Por lo tanto la respuesta a y b son falsas. Por lo tanto, ahora vamos a ver cuántos L de oxígeno se necesitan para 3 L de H2:

2 2 2 2

O

de

L

x

O

de

L

0,5

H

de

L

3

H

de

L

1

=

; y de aquí, despejando x obtenemos que:

2 O de L 5 , 1 1 3·0,5 ₌ =

x ; por lo tanto reaccionan 1,5 L de oxígeno y sobran 5,5 L de oxígeno. Ahora vamos a calcular el volumen de H2O que se forma:

O

H

de

L

x

O

H

de

L

1

H

de

L

3

H

de

L

1

2 2 2

2

=

_{; y de aquí, despejando la x obtenemos que:}

O H de L 3 1 3·1 2 = = x

Por lo tanto la respuesta correcta es la d.

HIPÓTESIS DE AVOGADRO. CONCEPTO DE MOLÉCULA

En 1811, Avogadro formuló la hipótesis que permitió explicar la ley de Gay- Lussac, siempre y cuando se aceptase que lo que reaccionaban no eran átomos, sino una agrupación de átomos, que se denominó moléculas.

La hipótesis de Avogadro dice: Volúmenes iguales de distintos gases, contienen el mismo número de moléculas, siempre que los volúmenes se hayan medido en las mismas condiciones de presión y temperatura.

Esta hipótesis lleva consigo asociada la idea de que los gases elementales no eran

monoatómicos, sino diatómicos, como se había pensado por la teoría de Dalton. Esto permitió explicar la ley de Gay- Lussac. Era inexplicable por la teoría atómica de Dalton.

El volumen en una reacción química no se conserva, pero si la masa, como dice la teoría de Lavoisier.

Ejemplo 4:

Un volumen de gas metano tiene una masa de 12 g. El mismo volumen de gas cloro en las mismas condiciones de P y T anteriores tiene una masa de 53,25 g, y el mismo volumen de ozono tiene una masa de 36 g.

a) Compara el número de moléculas de los tres gases.

b) ¿Cuál será la relación entre las masas moleculares de los tres gases?

a) Como el volumen de los tres gases es el mismo en las mismas condiciones de P y T, podemos concluir que existe el mismo número de moléculas en los tres gases.

b) El hecho de que exista el mismo número de moléculas no quiere decir que la masa de los tres gases sea la misma, pues cada molécula tiene su propia masa. Por tanto, lo que nos está dando el enunciado es la masa molecular relativa de los tres gases

comparados. Es decir:

44

,

4

12

25

,

53

CH

M

Cl

M

4

2

=

=

_;

48

,

1

36

25

,

53

O

M

Cl

M

3

2

=

=

_;

3

12

36

CH

M

O

M

4

3

=

=

NÚMERO DE AVOGADRO

Según hemos visto antes, Avogadro fue el precursor del concepto de molécula. Siguiente paso fue establecer su masa. No resultó sencillo, ya que al ser los átomos unidades de materias tan pequeñas, no se pueden manipular de forma individual, para establecer su masa. Por ello se estableció, al igual que habían hecho con las masas de combinación, la masa relativa de los átomos y crearon una escala relativa basada en el más ligero, que resultó ser el hidrógeno. Se vio que el C era 12 veces más pesado que el H. El azufre 32 veces mayor que el H. El O 16 veces.

La unidad de medida de las masas atómicas es el u.m.a., que se define como la cantidad de masa en gramos de la doceava parte del átomo de Carbono 12.

Podemos definir que: un mol de átomos de cualquier sustancia elemental contiene el mismo número de átomos, aunque el valor de su masa en gramos es distinto para los diversos elementos del Sistema Periódico.

a) (referenci H de absoluta atómica Masa A de absoluta atómica Masa A de relativa atómica Masa = a) (referenci H de absoluta atómica Masa B de absoluta atómica Masa B de relativa atómica Masa =

Dividiendo ambos términos, tenemos:

B de absoluta atómica Masa A de absoluta atómica Masa B de relativa atómica Masa A de relativa atómica Masa =

Ahora tomemos un valor en gramos de A y B igual numéricamente a sus masas atómicas relativas. Esas cantidades serán proporcionales al valor de la masa atómica absoluta de A y B

A

de

absoluta

atómica

masa

·

N

m

_A

=

B

N

m

_B

=

`·

masa

atómica

absoluta

de

Por lo que, para que se cumpla la condición anterior, N= N` y ese N se conoce como NA

El número de Avogadro gran interés para los químicos, ya que la masa de un átomo o molécula expresada en u.m.a., tiene el mismo valor numérico que la masa correspondiente a NA de esos átomos en gramos.

CONCEPTO DE MOL

El número de Avogadro ha dado lugar al paso del tiempo, al concepto de mol. Es la unidad que normalmente se toma como referencia para expresar la cantidad de sustancia. Es una

magnitud numérica, como la docena, pero mucho más grande. Un mol nos indica que hay 6.022·1023 átomos, moléculas o lo que sea, de una sustancia determinada.

1 mol de átomos de C = 6.022·1023 átomos de C 1 mol de moléculas de NH3 = 6.022·10

23

MASA DE UN MOL

Sabemos que no pesa lo mismo una docena de naranjas, que una docena de melones. En ambos hablamos de una docena, pero pesan distinto, porque sus masas son diferentes. Lo mismo pasa con el mol. No pesa lo mismo un mol de H, que un mol de plomo.

A veces los químicos utilizamos indistintamente la palabra mol para referirnos al nº de entidades y a la masa de un mol. Se dice que: un mol de Fe son 56 g. Lo correcto es decir que un mol de Fe equivale a 56 g.

Ejemplo 5:

Si sabemos que 98 uma es la masa atómica de una molécula de ácido sulfúrico (H2SO4), indica el número de moles que hay en:

a) 49 gramos de ácido sulfúrico b) 250 uma de ácido sulfúrico

c) 20·1020 moléculas de ácido sulfúrico

a) Si 98 u.m.a es la masa de una molécula de H2SO4, vamos a ver cuánto es la masa en gramos de 1 mol de moléculas de H2SO4

moléculas de mol 1 en H de g 98 u.m.a 1 10 · 66 , 1 mol 1 6,022·10 u.m.a

98 _{2 4}

24 23

SO g

moléculas_{× =}

× −

Por lo tanto en 49 gramos de H2SO4 hay:

4 2 4 2 4 2 4

2

0

,

5

moles

de

H

H

g

98

H

mol

1

H

g

49

SO

SO

SO

SO

×

=

b) 250 u.m.a tienen una masa de:

g 10 · 15 , 4 . . . 1 1,66·10 u.m.a 250 22 -24 − = × a m u g

El número de moles será:

4 2 24 4 2 22 H de moles 10 · 23 , 4 g 98 H de mol 1 g 10 · 15 ,

4 − × SO = − SO

c) _{2 4}

24 20

H

de

moles

0033

,

0

g

98

mol

1

u.m.a

1

g

10

·

66

,

1

molécula

1

u.m.a

98

moléculas

10

·

20

×

×

×

=

SO

−

LEYES DE LOS GASES

LEY DE BOYLE Y MARIOTTE

Fue establecida independientemente en 1662 por Boyle y Mariotte y dice:

Si mantenemos la temperatura constante, el producto de la presión por el volumen de una cierta sustancia gaseosa se mantiene constante.

Ejemplo 6:

Un gas ocupa un volumen dentro de un recipiente extensible de 2 L cuando está sometido a una presión de 4 atm. Si la presión disminuye a 1/3 de su valor, ¿cuál será el volumen que ocupará dicho gas?

Aplicamos la ley de Boyle- Mariotte:

L 6 4 3 · 2 · 4 · 3 4 2 · 4 ·

· _{1 2 2 2 2}

1V =P V = = V ⇒V = =

P

LEY DE CHARLES

Fue enunciada en 1798 y dice así:

Si mantenemos la presión constante, la relación entre el volumen y la temperatura (K) se mantiene constante. 2 2 1 1

T

V

T

V

=

; siempre que se cumpla que P1= P2.

Ejemplo 7:

Un gas en un recipiente extensible ocupa un volumen de 3L cuando está sometido a una presión constante de 4 atm y a una temperatura de 200 ºC. Si ésta disminuye a 100 ºC, ¿qué volumen ocupará dicho gas?

Aplicamos la ley de Charles:

L

4

,

2

473

3

·

373

373

473

3

2 2 2 2 1

1

=

=

=

_⇒

=

=

V

V

T

V

T

V

LEY DE GAY- LUSSAC

Fue enunciada en 1802 y dice:

Si un gas se somete a un cambio a volumen constante, la relación entre la presión y la temperatura (K) se mantiene constante.

2 2 1 1

T

P

T

P

=

; siempre que se cumpla que V1= V2.

Ejemplo 8:

Un gas ocupa dentro de un matraz de vidrio, un volumen de 2 L cuando la presión es de 1,5 atm y la temperatura de 200 ºC. Si ésta disminuye a 100 ºC, ¿cuál será la presión que ejercerá dicho gas?

atm

2

,

1

473

5

,

1

·

373

373

473

5

,

1

2 2 2 2 1

1

=

=

=

_⇒

=

=

P

P

T

P

T

P

Estas leyes se pueden englobar en una ecuación, llamada ecuación de estado de los gases.

T V P·

LEY DE AVOGADRO. VOLUMEN MOLAR

Nos dice que en un mol de gas ocupa 22.4 L, a 1 atm y 273 K.

Si cogemos la expresión de arriba y decimos que en 1 atm y 273 K, 1 mol ocupa 22.4 L/mol, se obtiene:

R

T

n

V

P

=

.

; cuyo valor de R es 0.082 atm·L/K·mol; que se conoce como la constante de los gases ideales.

Si la expresión de arriba la reorganizamos un poco, obtenemos que:

P·V = n·R·T; que es la ecuación de Clapeyron o ecuación de estado de los gases ideales. Ejemplo 9:

En el interior de una jeringuilla tienes 15 cm3 de aire a presión atmosférica y a una

temperatura de 22ºC. Calcula el volumen que ocupará dicha masa de aire en el interior de la jeringuilla cuando la presión sea de 700 mm Hg y la temperatura de 5ºC. ¿Cuántos moles de aire tenías en la jeringuilla en las condiciones iniciales? ¿Varía el número de moles al cambiar las condiciones?

Vamos a aplicar la ecuación de los gases:

2 2 2 1

1 1

·

·

T

V

P

T

V

P

=

Estado 1: P1= 1 atm; V1= 15 cm 3

= 0,015 L; T1= 22ºC= 295 K Estado 2: P2= 700 mm Hg= 0,92 atm; V2= ¿?; T2= 5ºC= 278 K Aplicamos la ecuación de los gases:

3 2 2 3 , 15 0153 , 0 92 , 0 · 295 278 · 015 , 0 · 1 ; 278 · 92 , 0 295 015 , 0 · 1 cm L V V = = = =

El número de moles lo calculamos con la ecuación de Clapeyron:

moles T R V P n T R n V P 4 10 · 2 , 6 295 · 082 , 0 015 , 0 · 1 · · ; · · · = = = = −

moles T R V P n T R n V P 4 10 · 2 , 6 278 · 082 , 0 0153 , 0 · 92 , 0 · · ; · · · = = = = − Ejemplo 10:

Vamos a calcular la masa molecular de Nitrógeno a partir de su densidad. Supongamos que las condiciones del laboratorio son: 720 mm Hg y 25ºC. En esas condiciones se sabe que la densidad del nitrógeno es 1,084 g/L. Con estos datos calcula la masa molecular del Nitrógeno.

T

R

n

V

P

·

=

·

·

Como vemos en esta expresión no aparece ni la Masa Molecular ni la densidad. Pero si operamos la expresión aparecen ambas. Como bien hemos estudiado, el número de moles es la relación entre la masa de una sustancia y la masa molecular de esa sustancia.

Mm m

n= ; Sustituimos esta expresión en la ecuación de Clapeyron y obtenemos:

T R Mm

m V

P· = · · ; y de aquí despejamos la Mm:

P RT d V P T R m Mm · · · · ₌

= ; y ahora sí que podemos calcular la masa con los datos que tenemos:

mol g P

RT d

Mm 27,88 95 , 0 298 · 082 , 0 · 084 , 1 · _{= =} ==

LEY DE LAS PRESIONES PARCIALES

La propuso Dalton y decía que si en un recipiente hay varios gases, de forma que éstos no reaccionen entre sí, cada gas ejerce una presión igual a la que tendría si ocupase él solo el mismo volumen a la misma temperatura. La presión total del recipiente es la suma de las presiones de los componentes en la mezcla.

V

RT

n

p

A A

=

V

RT

n

p

_B

=

B pT = pA + pB + pC

V

RT

n

p

C

Sabiendo que pT = pA + pB + pC; se obtiene que:

pT = (nA+nB+nC)

V RT

= nT

V RT

; siendo nT = nA+nB+nC

Si dividimos cada presión parcial por su presión total, se obtiene:

T i T i

n

n

p

p

=

; y despejando pi

T T i i

p

n

n

p

=

=

χ

_ip_T

Ejemplo 11:

En un recipiente de 10 L de capacidad introducimos 1,80 g de agua y 32 gramos de metano. Elevamos posteriormente la temperatura hasta 150ºC para tener la seguridad de que ambos compuestos pasarán a la fase gaseosa. Calcula la presión total en el interior del recipiente. Primero vamos a calcular el nº de moles de cada gas:

moles 1 , 0 18 80 , 1

2 = _Mm = =

m nHO

moles 2 16 32

4 = = =

Mm m nCH

Como sólo nos pide la presión total, lo que hacemos es calcular el nº de moles totales, que será la suma de los moles del agua y del metano

moles 1 , 2 2 1 ., 0 4

2 + = + =

= H O CH

T n n

n

Y ahora calculamos la presión total con la ecuación de Clapeyron

atm

28

,

7

10

423

·

082

,

0

·

1

,

2

·

·

=

=

=

V

T

R

n

P

T T

FÓRMULAS EMPÍRICAS Y MOLECULARES

• Fórmula empírica: Proporción en la que se encuentra los átomos en un compuesto. • Fórmula molecular: Cantidad de átomos que hay en un compuesto. Para saber la

fórmula molecular necesitamos la masa molecular del compuesto.

PASOS A SEGUIR PARA RESOLVER UN PROBLEMA DE FÓRMULAS EMPÍRICAS Y FÓRMULAS MOLECULARES

c) Si hiciera falta, se multiplica por un factor que haga que esos números sean números enteros sencillos. Esos números son los subíndices de cada átomo. Así obtenemos la fórmula empírica.

d) Una vez obtenida la fórmula empírica, la masa molecular del compuesto que nos piden (dato del problema) lo dividimos entre la masa del compuesto con fórmula empírica. El número que nos dan es el que hay que multiplicar los subíndices para que nos den la fórmula molecular.

Ejemplo 12:

El análisis de un hidrato de carbono nos da la siguiente composición centesimal: 40% de C, 6.71% de H y 53.29% de O. Halla la fórmula empírica y la fórmula molecular del compuesto, sabiendo que la masa molecular del compuesto buscado es 180.

Dividimos cada porcentaje entre su peso atómico

C: 3.33 12

40 ₌

H: 6.71 1

71 .

6 ₌

O: 3.33 16

29 . 53

=

Una vez obtenido estas fracciones de átomos, dividimos por el valor más pequeño:

C: 1

33 . 3

33 . 3

=

H: 2

33 . 3

71 .

6 ₌

O: 1

33 . 3

33 .

3 ₌

Por lo tanto la fórmula empírica es CH2O.

Ahora vamos a calcular la fórmula molecular. Para ello, primero vamos a calcular la masa molecular de la fórmula empírica.

m (CH2O) = 12 + 1·2 +16= 30 u.m.a

Por lo tanto el factor que hay que multiplicar para que nos de la fórmula molecular es:

n = 6 30

180 ₌

TEMA 4: DISOLUCIONES

DISOLUCIÓN

Una disolución es una mezcla homogénea de dos o más componentes. Los componentes de una disolución son el soluto y el disolvente.

• Soluto: Sustancia que está en menor proporción en la disolución.

• Disolvente: Sustancia que está en mayor proporción y tiene la función de disolver el soluto.

Ejemplos de disolución: sal en agua (soluto = NaCl; disolvente = H2O), Gaseosa (soluto = CO2; disolvente = H2O).

La disolución de una sustancia se da porque las moléculas de agua separan las moléculas de soluto y las solvatan.

TIPOS DE DISOLUCIONES

Las disoluciones se clasifican atendiendo a varios factores: proporción de soluto y disolvente y estado físico de los componentes.

EN FUNCIÓN DE LA PROPORCIÓN RELATIVA DE SOLUTO Y DISOLVENTE Tres posibilades:

• Diluida: Proporción de soluto y disolvente es muy pequeña. • Concentrada: Relación de soluto y disolvente es alta.

• Saturada: Se da cuando a una determinada temperatura, no se admite más cantidad de soluto sin añadir más disolvente.

ESTADO FÍSICO DE LOS COMPONENTES

DISOLVENTE SOLUTO EJEMPLO

GAS

GAS Aire: Disolvente: O2 Soluto: N2, Ar, CO2

LÍQUIDO Niebla

SÓLIDO Humos

LÍQUIDO

GAS Bebidas carbónicas Amoníaco comercial

LÍQUIDO Gasolina, bebidas alcohólicas

SÓLIDO Agua de mar

SÓLIDO

GAS Gases absorbidos por C activo

SÓLIDO Aleaciones: Acero = C+ Fe Bronce = Cu + Sn Latón = Cu + Zn

FORMAS DE EXPRESAR LA CONCENTRACIÓN

PORCENTAJE EN MASA

Es la masa en gramos de soluto disueltos por 100 g de disolución.

100

disolvente

(g)

masa

soluto

(g)

masa

soluto

de

(g)

masa

%

⋅

+

=

masa

Ejemplo:

Calcular la concentración expresada en % masa de una disolución de 20 g de Na2SO4 en medio litro de agua.

1º vamos a calcular la masa de disolución. Esta se calcula por la suma de la masa de soluto y de disolvente. La masa de agua es 500 g, porque la densidad del agua es 1 Kg/L.

g g

g

mdisolución =20 +500 =520

Y por tanto la concentración en % masa es:

% 85 , 3 100 · 520

20

% = =

g g

masa

PORCENTAJE EN VOLUMEN

Se define como el volumen de soluto expresado en mL disueltos por cada 100 mL de disolución.

100 · disolución de

(mL) V

soluto de (mL) V

%_Vol =

Ejemplo:

Calcula la concentración en % en volumen de una disolución preparada con 100 mL de alcohol etílico, a los que hemos añadido agua hasta 500 mL de disolución.

% 20 100 · 500 100

% = =

mL mL

Vol

GRAMOS POR LITRO

disolución de (L) V soluto de (g) masa

/L=

g

Ejemplo:

¿Cuál sería la concentración de una disolución expresada en g/L, cuando disolvemos 25 g de carbonato cálcico en 750 mL de agua, sabiendo que el volumen total de la disolución es de 753 mL?

El volumen de la disolución es de 753 mL. Por lo tanto, la concentración en g/L es:

disolución de (L) V soluto de (g) masa

/L=

g ; g L mL

g L

g 33,2 / 753

25

/ = =

MOLARIDAD

Nos indica el nº de moles de soluto que hay por cada litro de disolución. Se representa con la letra M disolución de V(L) soluto de moles nº =

M ; además sabiendo que el nº de moles es:

Pm m

n= ; se obtiene que:

V Pm m V Pm m M · =

= ; que es la fórmula que más se usa.

Ejemplo:

Calcular la M de una disolución de cloruro sódico, si se han pesado 30 g de NaCl y se han disuelto hasta un volumen de 250 cm3.

Aplicando la fórmula de la molaridad

disolución de V(L) soluto de moles nº =

M ; M

L mol g g M V Pm m

M 2,05 25 , 0 / 5 , 58 30 ; = = = MOLALIDAD

Nos indica el nº de moles que hay por cada Kg de disolvente. Se representa por la m.

disolvente

de

Kg

soluto

de

moles

nº

=

m

_{; y si volvemos a sustituir el nº de moles, obtenemos:}

Ejemplo:

Se disuelven 20 g de Fe2O3 en 100 mL de agua. ¿Cuál es su molalidad?

disolvente de

Kg

Pm m

m= ; m Kg

mol g g

m 1,25 1 , 0 / 160 20 = = NORMALIDAD

Es el nº de equivalentes de soluto que hay por cada litro de disolución. El equivalente es el nº de gramos igual al peso equivalente.

disolución de (L) V soluto de es equivalent de nº = N

El nº de equivalentes se define como la masa de soluto por la masa equivalente de soluto.

soluto eq. masa soluto de gramos

ºeq=

n ; y la masa equivalente se define como:

Val Pm

= e equivalent

Masa ; y la valencia es:

moles nº

eq nº =

Val ; y si realizamos las operaciones pertinentes, obtenemos que:

Val M V Pm Val m N · · · ₌ =

La valencia para ácidos es el nº de protones, para las bases, el nº de OH y para el resto la valencia del metal.

Ejemplo:

Calcular la normalidad de una disolución que se ha preparado pesando 25 g de NaOH y se ha llevado hasta un volumen final de 500 mL.

disolución de (L) V soluto de es equivalent de nº = N ; V Pm Val m N · ·

= ; N

L mol g

g

N 1,25 5 , 0 · / 40 1 · 25 ₌ = FRACCIÓN MOLAR

Es la relación entre el nº de moles de soluto y el nº de moles de disolución. El valor de la fracción molar está entre 0 y 1.

Calcular la fracción molar del soluto y del disolvente de una disolución de 10 g de SnCl4 en 1L de disolución. moles mol g g

ns 0,04

/ 261 10 = = moles mol g g

n_d 55,56 / 18 1000 ₌ =

00072

,

0

04

,

0

56

,

55

04

,

0

=

+

=

+

=

d s s s

n

n

n

χ

99928

,

0

04

,

0

56

,

55

56

,

55

=

+

=

+

=

d s d d

n

n

n

χ

Se puede comprobar que

χ

_s +

χ

_d =1

RIQUEZA

Es la cantidad que de un elemento puro hay en una muestra. Se expresa en porcentaje.

TEMA 5: TIPOS DE REACCIONES

REACCIONES QUÍMICAS

Una reacción química es un proceso por el cual los enlaces que unen los átomos o los iones de las sustancias iniciales o reactivos sufren una profunda transformación y se reorganiza de distinta manera para formar otras sustancias, normalmente más estables energéticamente, que son los productos.

TEORÍA DE LAS REACCIONES QUÍMICAS

Para que un proceso químico se lleve a cabo es necesario que se produzca la rotura de enlaces de los reactivos y la formación de otros enlaces diferentes en los productos. Existen dos teorías que explican este proceso:

TEORÍA DE LAS COLISIONES

Para que se dé una reacción es preciso que el choque de los reactivos sea eficaz, por lo que se ha de dar 2 condiciones: que las moléculas reaccionantes tengan la energía suficiente y que las moléculas colisionen con la orientación adecuada. Ejemplo fig 3.1 pág 102.

TEORÍA DEL ESTADO DE TRANSICIÓN

Admite que la reacción transcurre mediante el paso previo de formación de un complejo molecular, en el cual aún no se han formado los nuevos enlaces y no se han roto los viejos. A este complejo se le llama complejo activado o estado de transición. La diferencia de energía entre los reactivos y el estado de transición es la Energía de activación.

ECUACIONES QUÍMICAS

Es la forma de representar la reacción química. Consta de dos miembros: en el primero se ponen los reactivos y en el segundo los productos. Y, al igual que en matemáticas se pone un igual para poner una igualdad, en química se pone una flecha, cuyo origen empieza en los reactivos y la punta acaba en los productos. Para escribir correctamente la ecuación de una reacción química debemos tener en cuenta:

• Conocer los reactivos y los productos. • Saber las fórmulas de reactivos y productos.

• Que haya el mismo nº de elementos en ambos lado de la ecuación (ajustar la reacción).

COEFICIENTES ESTEQUIOMÉTRICOS

En todo proceso químico producido en un recipiente cerrado se debe cumplir la Ley de Lavoisier, según la cual el nº de átomos de cada elemento, después de que estos se reorganicen y reagrupen oportunamente, debe permanecer constante.

Para conseguirlo se utilizan los llamados coeficientes estequiométricos, unos números que se colocan delante de cada compuesto o elementos que intervienen en la reacción.

CLASIFICACIÓN DE LAS REACCIONES QUÍMICAS

••••

Reacciones energéticas: exotérmicas y endotérmicas.

••••

Partícula intercambiada: precipitación, red- ox y ácido- base.

••••

Reagrupamiento de átomos: síntesis, descomposición y sustitución.

••••

Criterio cinético: rápidas y lentas. Solo nos fijaremos en el 3º punto.

REAGRUPAMIENTO DE ÁTOMOS Se clasifican en tres tipos:

• Síntesis: Se denominan así porque 2 o más sustancias reaccionan entre sí para dar otra más compleja. Responden al esquema

A

+

B

→

AB

. Ejemplos:

HI

I

H

₂

+

₂

→

2

2 2

O

Ca

(OH

)

H

CaO

+

→

• Descomposición: Podemos considerar este tipo como el inverso del anterior. Siguen la ecuación

AB

→

A

+

B

. Ejemplos:

2 6

2 6

12

6H O 2C H O 2CO

C → +

2

3 CaO CO

CaCO →∆ +

2 2

2 2

2H Oelectrolisis→ H +O

• Sustitución: Uno de los elementos de un compuesto es sustituido por otro. Sigue el esquema

AB

+

X

→

AX

+

B

. Ejemplo:

↑ + →

+HCl SnCl2 H2

Sn

También se puede dar una doble sustitución, con esquema

AB

+

CD

→

AC

+

BD

. Ejemplo:

O

H

SO

Na

NaOH

SO

TEMA 6: ESTEQUIOMETRÍA

RENDIMIENTO DE UNA REACCIÓN

Es la relación entre la cantidad de que se obtiene entre la que teóricamente debía de haberse obtenido. Se expresa en forma de porcentaje

100 · real masa obtenida masa (%)= R

REACTIVO LIMITANTE

Es el reactivo que se consume primero en la reacción.

CÁLCULOS ESTEQUIOMÉTRICOS

Seguir 4 pasos:

a. Escribir la ecuación química ajustada para obtenerse la estequiometría.

b. A partir de ella, expresar la relación de moles entre la especie química de la que se poseen datos, y la especie química problema.

c. Transformar la cantidad en moles de estas dos especies en las unidades del enunciado. Este paso requiere el uso de la relación entre mol y masa, y, a veces, el uso de la ecuación de los G. I., de la densidad o de las diferentes unidades de concentración.

d. Establecer una relación en forma de proporción directa con los datos del problema.

Ejemplo:

¿Qué masa de hidrógeno molecular se produce en la reacción de 1 g de aluminio con la cantidad suficiente de ácido clorhídrico?

1º Escribimos la ecuación de la reacción química ajustada. ↑

+ →

+6 2 3 3 2

2Al HCl AlCl H

2º Escribimos la relación en moles entre el H2 y el Al en moles.

2 H de moles 3 Al de moles 2

3º Como el enunciado hace referencia a gramos, transformaremos las cantidades mediante las respectivas masas moleculares.

2 2

2 6gdeH

Al de g 54 H de mol g/ 2 moles· 3 Al de mol g/ ·27 moles 2 H de moles 3 Al de moles 2 = =

4º Calcular la masa de H2 por g de Al

11 , 0 x Al de g 1 H de g 6 Al de g 54 2 = →

TEMA 7: MODELOS ATÓMICOS

INTRODUCCIÓN

La Química es la ciencia que estudia la constitución, propiedades y transformaciones que sufre la materia.

En 1808, John Dalton sentó las bases de la Teoría atómica al postular que la materia estaba compuesta por unidades elementales que denominó átomos. Se basó en los siguientes postulados:

• Los elementos están constituidos por átomos, que son partículas materiales independientes, inalterables e indivisibles.

• Los átomos de un mismo elemento son iguales en masa y en el resto de propiedades. • Los átomos de distintos elementos tienen diferentes masas y propiedades.

• Los compuestos se forman por la unión de los átomos de los correspondientes elementos en base a una relación de números enteros sencillos.

• En las reacciones químicas, los átomos ni se crean ni se destruyen, solamente se redistribuyen para formar nuevos compuestos.

Más tarde el químico sueco Berzelius determinó las masas atómicas de algunos elementos.

DESCUBRIMIENTO DE LAS PARTÍCULAS SUBATÓMICAS

Hoy sabemos que la estructura interna de los átomos es la clave del comportamiento químico de los diferentes elementos. Para conocerla, los científicos utilizan la información que se puede sacar de la interacción de la materia con la energía.

Faraday, que estudió el paso de la corriente eléctrica a través de disoluciones de iones, proceso que denominamos electrolisis, y que diversos autores culminaron estudiando los efectos de la corriente eléctrica a través de gases a muy bajas presiones. Se comprobó que las sustancias se veían afectadas por la corriente. Esto quería decir que los átomos tenían

partículas sensibles a la corriente eléctrica.

Los átomos se comportan como si fuesen neutros eléctricamente, por lo que los átomos deben tener partículas más pequeñas cargadas eléctricamente de forma opuesta que se

neutralizaban entre sí.

En 1857 Geisser fabricó un tubo de vidrio en el que estaban incrustados dos electrodos metálicos, conectados a un generador de corriente de alto voltaje. Observó que al encerrar un gas en el tubo a baja presión, algo debía chocar en la pared opuesta al cátodo, ya que se producía cierta fluorescencia, mientras que el resto del tubo permanecía oscuro.