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04/10/2015
Facultad de Ciencias Médicas
MATERIAL ANEXO Curso de Nivelación para el Examen de Ingreso a la Carrera de Medicina 2016
Dra. Evangelina González Dra. Susana Pettinicchi Lic. Ricardo Mignone Lic. Héctor Tevez
Química
Contenidos Materia y energía. Propiedades de la materia. Estados de agregación de la materia. Cambios de estado. Clasificación de los sistemas materiales. Métodos de separación y fraccionamiento. Sustancias y mezclas. Clasificación de las sustancias puras.
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QUÍMICA
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QUÍMICA Y VIDA La Química, del egipcio Chemi o Kimi, es la ciencia que se dedica al estudio de la estructura, las propiedades, la composición y la transformación de la materia La química es parte de nuestras vidas ya que está presente en todos los aspectos fundamentales de nuestra cotidianidad.
Química
LA QUÍMICA ES TODO LO QUE NOS RODEA
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QUÍMICA
CLASIFICACION
Orgánica
Fisicoquímica
Analítica
Bioquímica
Neuroquímica
Química
Inorgánica
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CONCEPTOS FUNDAMENTALES
Materia
La materia es todo aquello que tiene masa y ocupa un lugar en el espacio.
La masa es la medida de la cantidad de materia contenida en una muestra de cualquier material. Mientras más masa tenga un objeto, más fuerza se requerirá para ponerlo en movimiento. Curso de Nivelación Ingreso Medicina 2016 – FCM – UNSE
QUÍMICA
Materia
ESTADOS DE AGREGACIÓN
Sólido Estado de la materia
Volumen/Forma
Gas
Adopta el volumen y la forma de su contenedor
Líquido
Sólido
Líquido
Gas Compresibilidad
Movimiento de moléculas
Baja
Muy compresibles
Movimiento muy libre
Tiene un volumen definido pero adopta la forma de su contenedor
Alta
Solo ligeramente compresibles
Se deslizan entre sí libremente
Tiene volumen y forma definida
Alta
Virtualmente Incompresibles
Vibran en torno a formas definidas
Densidad
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Materia
CAMBIOS DE ESTADOS
Punto de fusión (Pf), temperatura donde la sustancia se transforma de sólido a líquido Punto de ebullicion (Peb), temperatura donde la sustancia se transforma de liquido a gas Curso de Nivelación Ingreso Medicina 2016 – FCM – UNSE
QUÍMICA
ENERGIA
Energia
La energía se define como la capacidad de realizar trabajo o transferir calor.
La unidad de energía y trabajo en el SI es el joule (J). El joule es una cantidad pequeña de energía, por lo que los científicos suelen usar el kilojoule (kj), que equivale a 1000 joule.
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ENERGIA: clasificación La energía puede transformarse de unas formas en otras o transfiere de unos cuerpos a otros pero, en conjunto, permanece constante. Algunas formas son:
Energia
ENERGIA
MECANICA Movimiento: cinética Posición: potencial
ELECTROMAGNETICA Luz, las ondas de radio, y TV, las microondas, etc.
TERMICA
ELECTRICA
Movimiento de átomos o moléculas de un cuerpo. La temperatura es la medida de esta energía
Pila o una batería de un coche.
QUIMICA Se desprende o absorbe de las reacciones químicas
NUCLEAR Procesos de fisión o de fusión nuclear
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QUÍMICA
SISTEMAS MATERIALES La materia nos rodea…cómo estudiarla
Un sistema material es una porción del universo que se aísla, real o imaginariamente, para su estudio.
Materia
Medio ambiente Sistema material Universo Todas las propiedades mensurables de la materia corresponden a una de dos categorías adicionales: propiedades extensivas : SI dependen de la cantidad de materia propiedades intensivas: NO dependen de la cantidad de materia Curso de Nivelación Ingreso Medicina 2016 – FCM – UNSE
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CLASIFICACION DE LOS SISTEMAS MATERIALES: intercambio de materia y energía
Materia
SISTEMAS MATERIALES
ABIERTOS
CERRADOS
AISLADOS
Intercambian materia y energía
Solo intercambio de energía
No hay ningún intercambio
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QUÍMICA
CLASIFICACION DE LOS SISTEMAS MATERIALES: según propiedades intensivas
Materia
SISTEMAS MATERIALES
HOMOGENEOS
HETEROGENEOS
INHOMOGENEOS
Propiedades intensivas constantes
Propiedades intensivas variables
Propiedades intensivas que varían gradualmente
Están formados por una fase
Están formados por más de una fase
Interfases imprecisas
Cada parte de un sistema que se puede diferenciar del resto por sus propiedades características distintas, se llama fase. Cada sustancia que forma parte de un sistema material se llama componente. Curso de Nivelación Ingreso Medicina 2016 – FCM – UNSE
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MÉTODOS DE SEPARACIÓN SISTEMAS HETEROGENEOS Decantación
Sedimentación
Materia
Filtración
Centrifugación
Flotación
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MÉTODOS DE SEPARACIÓN SISTEMAS HOMOGENEOS
Materia
Destilación
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Cromatografía
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Materia
CLASIFICACIÓN DE LAS SUSTANCIAS
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Actividades 1. Los puntos de fusión normales del mercurio y del etanol son -39°C y -117°C respectivamente y ambos son líquidos a temperatura y presión ambientes. ¿Cuál/es de las afirmaciones siguientes es/son correcta/s? a) "A -37°C el etanol y el mercurio son gases." b) "A -100°C ambas sustancias son sólidas." c) "A -113°C el etanol es líquido y el mercurio es sólido." d) "A -30°C el etanol es sólido y el mercurio es líquido." e) Ninguna proposición es válida 2. ¿Cuáles de las afirmaciones siguientes son correctas? Justificar. a) "Un sistema formado por azúcar y agua puede ser homogéneo o heterogéneo, dependiendo de la temperatura a la cual se encuentre." b) "Un sistema formado por varias sustancias diferentes siempre tendrá más de una fase". c) "Un sistema formado por dos trozos de hielo en agua tiene un componente y dos fases." d) "Son propiedades intensivas de un sistema: su punto de fusión, su densidad, su punto de ebullición y su volumen." 3. Clasifica cada una de las siguientes sustancias puras en elementos o compuestos. Justifica la respuesta. a) bicarbonato sódico b) oxígeno c) hielo d) papel de aluminio 4. Clasifica cada una de las siguientes mezclas en homogéneas o heterogéneas. Justifica la respuesta: a) chocolate con leche b) yogur con moras c) magdalena con arándanos d) detergente líquido 5. Clasifica la materia de los siguientes apartados en sustancia pura (elemento o compuesto) y mezcla (homogénea o heterogénea). Justifica la respuesta, a) sopa de pollo con fideos
b) carbono en una raqueta de tenis c) sal d) agua con una rodaja de limón 6. Clasifica la materia de los siguientes apartados en sustancia pura (elemento o compuesto) y mezcla (homogénea o heterogénea). Justifica la respuesta, a) agua de mar b) sándwich de jamón y queso c) yodo (I2) d) gas propano (C3H8) 7. Clasifica como elemento, compuesto o mezcla: a) carbono de los lápices b) dióxido de carbono (CO2) que exhalamos c) zumo de naranja d) gas neón de las luces e) aceite y vinagre en la ensalada 8. Clasifica como mezclas homogéneas o heterogéneas: a) copa de helado con frutas y nata h aceite vegetal b) mostaza c) agua y arena 9. Identifica si los siguientes diagramas son de un elemento, de un compuesto o de una mezcla
10. Se preparó una mezcla con 50 mL de agua, 30 mL de alcohol y 20 g de arena. El agua y el alcohol formaron una solución, mientras que la arena no se disolvió. Indica: número de fases, estado de agregación de cada fase y número e identidad de componentes presentes en cada fase. 11. ¿Cuál/es de las afirmaciones siguientes es/son correcta/s? Justificar. a) "La sal de mesa y el vino son sustancias simples" b) "El agua H2O es una sustancia simple."
c) "El oxígeno O2 es una sustancia compuesta" d) "El aire es una mezcla homogénea de gases." 12. Clasificar los sistemas siguientes en sustancias simples, sustancias compuestas (o compuestos), mezclas heterogéneas o soluciones: a) Bromo, Br2 b) ozono, O3 c) sal disuelta en agua d) óxido de potasio K2O e) hierro, Fe f) gas natural g) agua y alcohol
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Química
Contenidos Estructura atómica. Partículas fundamentales. Modelos atómicos. Número atómico y número másico. Isótopos. Orbitales atómicos. Números cuánticos. Configuración electrónica
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MODELOS ATÓMICOS
El átomo
¿Qué es un modelo atómico?
Un modelo atómico es una representación estructural de un átomo, que trata de explicar su comportamiento y propiedades.
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Modelos atómicos
Los átomos según Demócrito
El átomo
Filósofo griego ,se interrogó sobre la divisibilidad de la materia.
Demócrito teorizó que los átomos eran específicos al material que los formaban. Ya que ha simple vista la materia se puede dividir Llegando a la conclusión que la materia estaba formada por partículas pequeñas A estas partículas le denominó Átomo (partícula indivisible) Curso de Nivelación Ingreso Medicina 2016 – FCM – UNSE
QUÍMICA
El átomo
Teoría atómica de Dalton (1808) La teoría atómica de Dalton, pueden resumirse como sigue: 1. Los elementos están formados por partículas extremadamente pequeñas llamadas átomos. 2. Todos los átomos de un mismo elemento son idénticos, tienen igual tamaño, masa y propiedades químicas. Los átomos de un elemento son diferentes a los átomos de todos los demás elementos. 3. Los compuestos están formados por átomos de más de un elemento. En cualquier compuesto, la relación del número de átomos entre dos de los elementos presentes siempre es un número entero o una fracción sencilla.
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Modelos atómicos Año
El átomo
1808
1897
1911
1913
Científico
Descubrimiento Durante el siglo XVIII y principios del XIX algunos científicos habían John Dalton investigado distintos aspectos de las reacciones químicas, obteniendo las llamadas leyes clásicas de la Química. Demostró que dentro de los Joseph J. átomos hay unas partículas Thomson diminutas, con carga eléctrica negativa, a las que se llamó electrones. Demostró que los átomos no eran Ernest macizos, como se creía, sino que Rutherford están vacíos en su mayor parte y en su centro hay un diminuto núcleo. Espectros atómicos discontinuos Niels Bohr originados por la radiación emitida por los átomos excitados de los elementos en estado gaseoso.
Modelo Atómico La imagen del átomo expuesta por Dalton en su teoría atómica, para explicar estas leyes, es la de minúsculas partículas esféricas, indivisibles e inmutables, iguales entre sí en cada elemento químico. De este descubrimiento dedujo que el átomo debía de ser una esfera de materia cargada positivamente, en cuyo interior estaban incrustados los electrones. Dedujo que el átomo debía estar formado por una corteza con los electrones girando alrededor de un núcleo central cargado positivamente. Propuso un nuevo modelo atómico, según el cual los electrones giran alrededor del núcleo en unos niveles bien definidos.
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Modelos atómicos
El átomo
Modelo atómico de Schrödinger 1926
Describe a los electrones como una función de onda. La zona de probabilidad de encontrar un electrón se llama orbital. De la resolución de la ecuación de Schrödinger se obtienen los cuatro números cuánticos que permiten describir la distribución electrónica de los átomos
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El átomo
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Modelos atómicos
El átomo
¿Qué es el átomo? Es la mínima porción representativa de un elemento químico. Antiguamente se pensaba que era indivisible, pero hoy en día se sabe que es divisible en diversos procesos. Consta de 2 partes: núcleo atómico y zona extranuclear.
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Núcleo atómico Protones (p+) Neutrones (n0)
Zona extranuclear Electrones (e-)
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Modelos atómicos
Observaciones importantes
El átomo
El núcleo concentra casi toda la masa del átomo y es de carga positiva debido a la presencia de los protones. Se le llama átomo neutro cuando la carga eléctrica total o neta es cero y se cumple que: n p+ = n e - = Z El neutrón no tiene carga eléctrica, por lo tanto se le denomina partícula neutra. Al protón, neutrón y electrón se les denomina partículas subatómicas fundamentales. Todas las partículas subatómicas son iguales para cualquier elemento químico. La zona extranuclear determina el volumen del átomo pero es casi vacía Curso de Nivelación Ingreso Medicina 2016 – FCM – UNSE
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Números cuánticos • Principal (n): Corresponde al número del nivel energético, varían teóricamente entre 1 e infinito, pero solo se conocen átomos que tengan hasta 7 niveles energéticos.
• Secundario o Azimutal (l)
El átomo
Indica la forma de los orbitales y el subnivel de energía en el que se encuentra el electrón. Puede tomar valores desde l= 0, 1, 2, 3, 4, 5, ... hasta n-1
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Número cuántico magnético (m): Indica la orientación espacial del subnivel de energía, Para cierto valor de l existen (2 l + 1) valores enteros de ml, como sigue:
El átomo
ml = -l,..., 0,..., l Si l = 0, entonces ml = 0. Si l = 1, entonces existen [(2 × 1) + 1], o tres valores de ml, es decir, –1, 0 y 1. Si l = 2, hay [(2 × 2) + 1], o cinco valores de ml, es decir, –2, –1, 0, 1 y 2.
Número cuántico de espín (s): Indica el sentido de giro del campo magnético que produce el electrón al girar sobre su eje. Toma valores +½ y -½
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Relación entre números cuánticos y orbitales atómicos
Cada orbital tiene como máximo dos electrones… Orbital
Numero máximo de electrones
s
2
p
6
d
10
f
14
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RESUMEN Resumiendo El nivel está definido por el número cuántico principal (n).
Números cuánticos
El subnivel está definido por n y el número cuántico azimutal (l). El orbital está definido por n, l y el número cuántico magnético (m). El electrón está definido por n, l, m y el número cuántico del spin (s). PRINCIPIO DE EXCLUSIÓN DE PAULI Dos electrones NO pueden tener los mismos números cuánticos. En un orbital no puede haber más de dos electrones y ellos deben tener sus spines opuestos. REGLA DE HUND O DE MÁXIMA MULTIPLICIDAD Los electrones ocupan primer los orbitales de menor energía (más cercanos al núcleo). Cuando los electrones ocupan un subnivel que tienen varios orbitales, lo hacen de forma tal que todos los orbitales posean un electrón con spins paralelos antes que se produzca el apareamiento entre ellos.
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CONCEPTOS PREVIOS
Configuración electrónica
Ubicación de los electrones en los distintos niveles (con subniveles y orbitales) de un determinado átomo. Conocer cuántos electrones exteriores (en el último nivel de energía) tiene un átomo, permite deducir sus propiedades químicas.
ORBITAL Es una región donde existe la mayor probabilidad de encontrar al electrón En cada orbital sólo puede haber hasta dos electrones. Para representar gráficamente un orbital se emplea para representar el electrón
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y una flecha ( o )
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Configuración electrónica Ubicación de los electrones en los distintos niveles (con subniveles y orbitales) de un determinado átomo Para determinar la configuración electrónica de un elemento hay que saber cuántos electrones debemos acomodar y distribuir en los subniveles
El átomo
El número atómico (Z) es la cantidad de protones y por lo tanto de electrones que hay en el núcleo de un átomo. Todos los átomos de un mismo elemento tienen el mismo número atómico, y por lo tanto, también la misma cantidad de electrones El numero atómico se encuentra en la tabla periódica de los elementos El número de masa (A) o masa atómica es el número total de neutrones y protones presentes en el núcleo de un átomo de un elemento
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PRINCIPIOS
Configuración electrónica
Principio de Construcción (Aufbau) Este principio establece que los electrones se distribuyen en los subniveles, en orden creciente a su energía relativa (E.R) Aufbau = palabra alemana : que significa construcción progresiva
ER n
Regla del Serrucho (Regla de Moller) La aplicación del Principio de Aufbau da origen a una regla nemotécnica para determinar la configuración electrónica de los átomos.
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Ejemplo ¿Cuál es la configuración electrónica del Potasio? Z= 19 entonces: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 Los electrones del ultimo nivel energético se denominan electrones de valencia
Escriba la configuración electrónica del elemento oxigeno e indique el numero de Electrones de valencia
Z= 8 entonces: 1s2 2s2 2p4
El oxigeno tiene seis electrones de valencia
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Respuesta Al: 1s22s22p63s23p1. B: 1s2 2s22p1. F: 1s2 2s2 2p5
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Actividades 1. Considerando la teoría atómica de Dalton, .cuales de las siguientes afirmaciones son ciertas? a) Los átomos de un elemento son idénticos a los átomos de los demás elementos, b)Todos los elementos están hechos de átomos, c) Los átomos de dos elementos diferentes se combinan para formar compuestos, d) En una reacción química, algunos átomos desaparecen y se forman nuevos átomos 2. Relaciona cada uno de los siguientes términos con las descripciones que se dan en los apartados a-e: 1. protones 2. neutrones 3. electrones a) masa atómica b) número atómico c) carga positiva d) carga negativa e) número másico-número atómico. 3. Indica si las siguientes afirmaciones son verdaderas o falsas. a) El protón es una partícula cargada negativamente. b) El neutrón es 2000 veces más pesado que el protón. c) La unidad de masa atómica está basada en el átomo de carbono, que tiene 6 protones y 6 neutrones, d) El núcleo es la parte más grande del átomo. e) Los electrones se encuentran fuera del núcleo. 4. Indica si las siguientes afirmaciones son verdaderas o falsas. a. neutrón es eléctricamente neutro. b. La masa del átomo es fundamentalmente la masa de los protones y los neutrones. c. La carga del electrón es igual a la del neutrón, pero de signo opuesto. d. Protón y electrón tienen masas semejantes. e. El número másico es el número de protones 5. Escribe el nombre y el símbolo de los elementos con los siguientes números atómicos: a) 3
b) 9
c) 20
d) 33
e) 50
f)55
g) 79
h) 8
6. Escribe el nombre y el símbolo de los elementos con los siguientes números atómicos:
a) 1
b) 11
c) 20
d) 26
e) 35
f)47
g) 83
h)92
7. Para los siguientes átomos, indica el número de protones, neutrones y electrones:
8. Completa la tabla siguiente: Nombre
Símbolo
N0 protones
N0 neutrones
30
40
N0 protones
14
9. Escriba la configuración electrónica del fosforo, calcio, nitrógeno e indique los electrones de valencia. 10. Identifique el elemento específico que corresponde a cada una de las siguientes configuraciones electrónicas: a) 1s2 2s2
b) 1s2 2s2 2p4
c) 1s1
11. A continuación se muestra parte de los diagramas de orbital que representan las configuraciones electrónicas de ciertos elementos en su estado fundamental. ¿Cuál de estos diagramas viola el principio de exclusión de Pauli? ¿Cuál viola la regla de Hund?
12. Complete la siguiente tabla:
Tabla Periodica
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Contenidos Tabla periódica y enlace químico. Tabla periódica. Propiedades periódicas. Uniones interatómicos: iónico y covalente. Teoría del octeto. Estructura de Lewis. Electronegatividad y polaridad de enlace. Fuerzas intermoleculares
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Tabla Periódica
TABLA PERIÓDICA Y PROPIEDADES PERIÓDICAS
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Los átomos de todos los elementos químicos naturales y sintéticos que existen se encuentran organizados en una tabla conocida como Tabla Periódica. En la misma, los elementos siguen un orden de números enteros que corresponde al número atómico que cada uno de ellos contiene.
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Tabla Periódica
Tabla Periódica
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Tabla periódica
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Tabla periódica
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Tabla periódica
La Tabla Periódica esta organizada en periodos (filas) y grupos o familias (columnas) PERIODOS Filas horizontales. Cada periodo se numera y va desde el 1 al 7. Corresponden a los nniveles energéticos o sea al número cuántico “n”
GRUPOS Filas verticales. Son 18. Los elementos de un mismo grupo tienen disposición similar de sus electrones externos
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CLASIFICACIÓN POR BLOQUES Orbital donde se encuentra el último electrón Representativos
Tabla periódica
De Transición
De Transición Interna
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Tabla periódica
Metales, no metales y metaloides
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Tabla periódica
Grupos con nombres especiales
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METALES
Tabla periódica
Buenos conductores electricidad
NO METALES de
la Malos conductores electricidad.
de
la
Buenos conductores del calor.
Malos conductores del calor.
Brillantes.
No reflejan la luz como los metales, no tienen brillo metálico.
Maleables, se convierten con Frágiles, se rompen con facilidad facilidad en láminas muy finas. Dúctiles, se transforman facilidad en hilos finos.
con Son poco resistentes y se desgastan con facilidad.
Tienen altos puntos de fusión y de Su superficie no es tan lisa como en ebullición. los metales. Algunos tienen propiedades No son atraídos por los imanes. magnéticas: son atraídos por los imanes Pueden formar aleaciones cuando se mezclan diferentes metales. Las aleaciones suman Tienen tendencia a formar iones Tienen tendencia a formar iones positivos. negativos.
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PROPIEDADES PERIÓDICAS Son propiedades que presentan los elementos químicos y que se repiten secuencialmente en la tabla periódica.
Tabla periódica
Principales propiedades periódicas Radio atómico
Potencial de ionización
Electronegatividad
Afinidad electrónica
Carácter metálico
Carácter oxidante o reductor
Todas las propiedades periódicas dependen de algún modo de la carga nuclear efectiva (Zef) y de la distancia del electrón al núcleo Zef: es una medida de la atracción que el núcleo ejerce sobre los electrones es la carga que realmente siente el electrón como consecuencia de la presencia de electrones más internos y por tanto de su efecto apantallante sobre la carga real del núcleo Z
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PROPIEDADES PERIÓDICAS RADIO ATÓMICO
Tabla periódica
Se define como radio atómico a la mitad de la distancia que existe entre los centros de dos átomos que están en contacto. Al descender en un grupo los electrones se encuentran en niveles energéticos mas elevados
Al desplazarnos en un periodo aumenta la carga positiva en el núcleo y se incrementa la atracción de los electrones
Tabla periódica
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Disminuye al descender en un grupo, porque disminuye la atracción nuclear dado que los electrones estan mas lejos Aumenta de izquierda a derecha, porque aumenta la carga positiva nuclear
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PROPIEDADES PERIÓDICAS
AFINIDAD ELECTRÓNICA
Tabla periódica
Es el cambio de energía que se desprende cuando un átomo gaseoso en su estado fundamental capta un electrón transformándose en un ion negativo. Se denomina «afinidad electrónica» porque mide la atracción, o afinidad, del átomo por el electrón añadido
ELECTRONEGATIVIDAD Es la tendencia que tiene un átomo a atraer los electrones de un enlace, es una medida relativa. Se emplea una escala propuesta por Pauling que considera al Cs como elemento de menor electronegatividad con un valor igual a 0,7 y al F como el más electronegativo con un valor de 4.
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La mayoría de los elementos químicos se se encuentran combinados con otros átomos . Solo los gases nobles (Grupo VIIIA) no se combinan con otros atomos Los gases nobles son electronicamente estables!!!
Hay excepciones a esta regla de un gran número de sustancias, en las que no ahondaremos.
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¿Cómo hacen los átomos para alcanzar esa configuración electrónica estable? Cediendo electrones
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Enlace iónico se da entre elementos de electronegatividades muy diferentes (metales y no metales)
Compartiendo electrones
Enlace covalente se da entre elementos de electronegatividades similares (no metales)
En los metales el enlace que se establece se denomina metálico
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Estructura de Lewis electrón punto Cuando los átomos interactúan para formar un enlace químico, sólo entran en contacto sus regiones más externas, los electrones de valencia de los átomos. Para reconocer los electrones de valencia y asegurarse de que el número total de electrones no cambia en una reacción química, los químicos utilizan el sistema de puntos desarrollado por Lewis. Un símbolo de electron-punto de Lewis consta del símbolo del elemento y un punto por cada electrón de valencia de un átomo del elemento.
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Enlace iónico Ejemplo: formación de cloruro de potasio POTASIO (K), Z = 19 (metal)
CLORO (Cl), Z=17 (no metal)
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1
1s2 2s2 2p6 3s2 3p5
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6
K + Cl K+ Cl Iones El enlace iónico se da entre elementos con una gran diferencia de electronegatividad . Grupos 1 y 2 A con 3,4,5,6 y 7A
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Enlace covalente
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Cumplen la regla de octeto es compartiendo electrones. Cada par de electrones que se comparten es un enlace.
Ejemplo: formación de sulfuro de hidrogeno HIDROGENO (H), Z = 1; 1s1 El Hidrógeno (Z=1), por su cercanía, tenderá a tener la estructura electrónica del He (Z=2) AZUFRE (Cl), Z=16;
1s2 2s2 2p6 3s2 3p4
el azufre buscará la estructura electrónica
H He S Ar
del argón
H S H H-S-H Curso de Nivelación Ingreso Medicina 2016 – FCM – UNSE
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Polaridad en moléculas covalentes. Momento dipolar Enlaces Covalentes
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Apolares Los electrones compartidos son igualmente atraídos por ambos núcleos, la molécula resultante no presenta distribución apreciable de cargas.
Polares Los electrones de enlace son atraídos de modo diferente por los dos núcleos, la molécula presenta una zona de carga negativa y una zona cargada positivamente sobre el otro. Se forma, entonces, un dipolo
Elementos iguales, o con la misma electronegatividad Mapa de potencial electrostático QUÍMICA
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Enlace Químico
Diferencia de electronegatividad y tipos de enlace
Diferencia de electronegatividad
Tipo de enlace
0
0.4
Covalente no polar
Covalente polar
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1.8
3.3 Iónico
QUÍMICA
12
Enlace Químico
18/09/2015
Qué un compuesto sea iónico o covalente… ¿influye sobre las propiedades físicas que presentan?
Los compuestos iónicos y covalentes exhiben marcadas diferencias en sus propiedades físicas generales debido a que sus enlaces son de distinta naturaleza.
Además del enlace químico existen otras fuerzas de atracción que operan entre las moléculas y se llaman fuerzas intermoleculares. Curso de Nivelación Ingreso Medicina 2016 – FCM – UNSE
QUÍMICA
Fuerzas intermoleculares
Enlace Químico
Interacciones dipolo-dipolo y puente hidrógeno Las interacciones puente hidrógeno son las fuerzas intermoleculares más intensas que se establecen entre moléculas covalentes polares, lo que es un factor determinante en la formación y estructura de moléculas con función biológica, como las proteínas o el ADN
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QUÍMICA
13
18/09/2015
Fuerzas intermoleculares Fuerzas de dispersión
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Se da en compuestos covalentes apolares, son fuerzas de atracción muy débiles
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QUÍMICA
Enlace Químico
Compuestos covalentes vs compuestos iónicos COMPUESTOS Liquidos y gases COVALENTES
COMPUESTOS IONICOS Son buenos conductores de electricidad en liquidos
No conducen electricidad
Punto de fusión ebullición elevados
Punto de fusion ebullicion bajos
y
Solidos cristalinos
Liquidos y gases
Solubles en solventes polares
Solubles en solventes apolares
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la
y
QUÍMICA
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Actividades 1. Escribe el símbolo del elemento que tiene: a) el radio atómico más grande del grupo 1A b) el radio atómico más grande del periodo 4 c) el metal alcalino con mayor energía de ionización d) la menor energía de ionización del grupo 2 2. Escribe el símbolo, número de grupo y distribución electrónica por niveles energéticos de: a) nitrógeno b) sodio c) azufre d) boro 3. Indica cuál de los elementos Na, P, Cl o F: a) Es un metal. b) Tiene mayor radio atómico, c) Tiene mayor energía de ionización, d) Pierde más fácilmente un electrón. e) Está en el grupo 7A (17), periodo 3. 4. Indica cuál de los elementos Mg, Ca, Br o K: a) Es un gas noble. b) Tiene menor radio atómico, c) Tiene menor energía de ionización, d) Necesita más energía para ceder un electrón, e) Está en el grupo 2A, periodo 4. 5. Ordenar los átomos de los elementos siguientes según su electronegatividad. a) Br, F, I y Cl en sentido creciente b) Si, Mg, S y P en sentido decreciente. c) Al, O, K y C en sentido creciente. 6. Indicar a cuál período y a cuál grupo pertenecen los elementos siguientes: a) Z = 20 b) Z = 35
7. Dando el siguiente esquema de la Tabla Periódica en forma genérica, en la que las letras no representan los símbolos de los elementos, encuadre la letra V si la proposición es verdadera y la F si es falsa:
a) A y B son elementos no metálicos b) N y E son elementos representativos c) Z pertenece al quinto período d) La electronegatividad de L es menor que la de N e) C es un elemento del segundo grupo f) Los elementos A, D, E, F y G pertenecen al primer período 8. Los elementos con símbolos genéricos V, W, X, Y y Z responden a las siguientes características: V: configuración electrónica 1s22s22p63s23p64s1 W: pertenece al 2do período grupo III A. X: Z= 54 Y: configuración electrónica 1s22s22p63s23p5 Z: es un alcalino térreo del cuarto período. Ordene V, W, Y y Z según el orden creciente de electronegatividad. 9. Escribe el símbolo y el nombre del elemento químico que se encuentra en el siguiente grupo y periodo de la tabla periódica: a) grupo 2A, periodo 3 b) grupo 7A, periodo 4 c) grupo 13, periodo 3 d) grupo 16, periodo 2 10. Escribe el nombre y número de periodo de los siguientes elementos: a) potasio
b) fósforo
d) carbono
e) neón
11. Indica el número de grupo de cada uno de los siguientes elementos de la tabla periódica: a) bromo
b) argón
c) potasio
d) estroncio
12. Los siguientes elementos traza han demostrado ser cruciales en el funci)onamiento del cuerpo humano. Indica si se trata de metales o de no metales. a) zinc
b) cobalto
c) manganeso
d) yodo
e) cobre
f) selenio
13. ¿En qué grupo y periodo de la tabla periódica se encuentra un elemento cuyo Z es 33? 14. ¿En qué grupo y periodo se encuentra el elemento de símbolo químico Fe? 15. ¿Cuál es el número de electrones de valencia del elemento que se encuentra en el periodo 2 grupo VIIIA? 16. ¿Cuántos electrones, protones y neutrones tiene un elemento que se encuentra en el grupo VIIIA y período 4? 17. ¿Cuántos electrones tiene en su último nivel cualquier elemento que pertenezca al grupo VIIA? 18. Los átomos de un elemento tienen 4 electrones en total. ¿En qué grupo y período se encuentra ese elemento? 19. ¿Cuál es el número atómico de un elemento que se halla en el grupo VIIA, período 4? 20. Un elemento representativo X tiene un Z = 12 y otro elemento Y tiene un Z = 20, ¿pertenecen al mismo grupo? 21. Un elemento X tiene un Z = 11 y otro elemento Y un Z = 17. ¿Pertenecen al mismo período? 22. ¿En qué grupo se encuentran los elementos que tienen 5 electrones en su último nivel? 23. ¿Cuántos protones tienen los átomos de un elemento que se ubica en grupo VIA período 4? 24. El Z de un elemento X es 16 ¿Cuál es el Z de otro elemento Y que se encuentra en el mismo grupo inmediatamente debajo de X? 25. ¿En qué grupo y período se ubica un elemento cuyos átomos tienen 18 protones? Diga cuál es su número de neutrones. 26. Determina el número de electrones que deben perder los átomos de los siguientes elementos para alcanzar una configuración electrónica de tipo gas noble: a) Li
b) Mg
c) Al
d) Cs
e) Ba
27. Determina el número de electrones que deben ganar los átomos de los siguientes elementos para alcanzar una configuración electrónica de tipo gas noble: a) Cl
b) O
c) N
d) P
e) I
28. Escribe el símbolo de los iones que tienen los siguientes números de protones y de electrones: a) 3 protones, 2 electrones
b) 9 protones, 10 electrones
c) 12 protones, 10 electrones
d) 26 protones, 23 electrones
e) 30 protones, 28 electrones 29. ¿Cuántos protones y electrones hay en los siguientes iones? a) O22-
b) K+
c) Br-
d) S2-
e)Sr2+
30. Escribe el símbolo de los iones de los siguientes elementos: a) cloro
b) potasio
c) oxígeno
d) aluminio
31. ¿Cuáles de los siguientes elementos forman compuestos iónicos al reaccionar entre sí? Escriba las estructuras de Lewis correspondiente. a) litio y cloro
b) oxígeno y cloro
d) sodio y neón
e) sodio y magnesio
c) potasio y oxígeno
32. ¿Cuáles de los siguientes elementos forman compuestos iónicos al reaccionar entre sí? Escriba las estructuras de Lewis correspondiente. a) helio y oxígeno
b) magnesio y cloro
d) potasio y azufre
e) sodio y potasio
c) doro y bromo
33. Escribir los símbolos de Lewis de los átomos siguientes: Na, C, He, Si, Ne, Ca, K, N, Br, S, Mg, O, P y F. 34. Con los símbolos de puntos de Lewis muestre la transferencia de electrones entre los siguientes átomos para formar cationes y aniones: a) Na y F, b) K y S, c) Ba y O, y d) Al y N.
Nomenclatura
18/09/2015
Contenidos Formulación y nomenclatura de compuestos inorgánicos. Compuestos binarios, ternarios y cuaternarios. Compuestos inorgánicos: Óxidos. Halogenuros. Hidróxidos. Ácidos. Sales.
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Nomenclatura
Formulación y nomenclatura de compuestos inorgánicos. Tanto para formular como para nombrar se ha utilizado tradicionalmente dos concepto: • valencia: capacidad que tiene un átomo de un elemento para combinarse con los átomos de otros elementos y formar compuestos. • número de oxidación diferencia entre el número de electrones que un átomo neutro tiene en su último nivel energético y el número de electrones que tendría en un enlace químico, Los nox de los elementos se encuentran tabulados en el reverso de cualquier Tabla Periódica Una vez conocidos los nox hay que tener en cuenta siempre que la suma de los nox de todos los átomos en una molécula neutra es cero
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1
18/09/2015
NOMENCLATURA: clasificación de compuestos inorgánicos
Compuestos Inorgánicos
Nomenclatura
Binarios
Ternarios
Cuaternarios
Con oxigeno
Hidróxidos
Sales acidas
óxidos
Oxoácidos
Sales básicas
peróxidos
Sales neutras
superóxidos Con hidrogeno
Sales Binarias
Hidruros metálicos Hidruros no metálicos Curso de Nivelación Ingreso Medicina 2016 – FCM – UNSE
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NOMENCLATURA: Formulación de compuestos binarios
Compuestos Inorgánicos Binarios
Nomenclatura
Óxidos Básicos Metal + Oxigeno Me2Ox (x = nro oxidación metal)
Ácidos No Metal + Oxigeno NoMe2Ox (x = nro oxidación no metal)
Peróxidos Metal (IA y IIA) + O22Me2O2n
Superóxidos Metal (IA y IIA) + O2MeO2n
Hidruros
Sales Binarias
Metálicos Metal + Hidrogeno MeHx
Metal + No Metal MeNoMex
(x = nro oxidación metal)
(x = menor nro oxidación no metal) elementos de los grupos VIA y VIIA
No Metálicos No Metal + Hidrogeno HxNoMe (x = nro oxidación no metal)
Hidruros no metálicos elementos de los grupos VIA y VIIA
HxNoMe(ac)
(x = menor nro oxidación no metal)
Pueden ser Hidrácidos en solución acuosa o gases
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2
18/09/2015
Formulación y nomenclatura de compuestos inorgánicos.
Nomenclatura
Prefijos y sufijos de la nomenclatura tradicional
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NOMENCLATURA: como nombrar compuestos
Compuestos Inorgánicos Binarios
Nomenclatura
Óxidos Stock: «óxido» + nombre del elemento (nº ox del metal en nros romanos entre paréntesis en caso de más de un n° de ox) Sistemática: prefijo «óxido» + prefijo-metal Tradicional: «óxido» de metal (un solo nº ox) «óxido» + metal - OSO (menor nº de ox) «óxido» + metal - ICO (mayor nº de ox)
Peróxidos
«peróxido» de …metal
Superóxidos
«superoxido» de… metal
Hidruros Metálicos metálicos
y
Sales Binarias no
Stock: «Hidruro» + nombre del metal (nº ox del metal en nros romanos entre paréntesis en caso de más de un n° de ox) Sistemática: Prefijo Hidruro + prefijo - nombre del metal Tradicional: “Hidruro” de metal (Un solo numero ox) “Hidruro” + metal + OSO (menor nº de ox) “Hidruro” + metal + ICO (mayor nº de ox)
Stock: no metal + «uro» y metal (nº ox. del metal en nros romanos entre paréntesis en caso de más de un n° de ox) Tradicional : no metal + «uro» de … metal (un solo nro ox) no metal + «uro» y metal + OSO (menor nº de ox) no metal + uro y metal + ICO (mayor nº de ox)
Hidruros no metálicos (Grupos VIA y VIIA) Hidrácidos (en agua): «Ácido» + no metal + «hídrico» Gases: No metal + «uro» de hidrogeno
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3
18/09/2015
NOMENCLATURA: Formulación de compuestos ternarios
Compuestos Inorgánicos Ternarios
Nomenclatura
Hidróxidos
Oxosales Neutras
Oxido básico + agua Metal + Oxhidrilo Me(OH)x
Hidróxido + oxoácido Metal + No Metal + Oxigeno Mex(NoMeOy)z
(x = nro oxidación metal)
(x = nro hidrógenos reemplazados en el oxácido) (z= nro ox del metal)
Oxoácidos
Sales Binarias Acidas
Oxido ácido + agua Hidrogeno No metal Oxigeno HxNoMeOy
Hidróxido + oxoácido Metal Hidrogeno No metal Me(HNoMeOy)z (z= nro ox del metal) Solo para no metales del grupo VIA
(x = 2 para no metal con nro ox par) (x = 1 para no metal con nro ox impar) y= (nro ox no metal + x)/2
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NOMENCLATURA: como nombrar compuestos
Compuestos Inorgánicos Ternarios
Nomenclatura
Hidróxidos Stock: «Hidróxido» + metal (nº ox del metal en nros romanos entre paréntesis en caso de más de uno) Sistemática: Prefijo - Hidróxido + metal Tradicional: Hidroxido de … metal (un solo nro ox) Hidróxido y metal «OSO» (menor nº de ox) Hidróxido y metal «ICO» (mayor nº de ox)
Oxoácidos Tradicional: «ácido» y nombre de no metal con terminación OSO (menor n° de ox.) e ICO (mayor n° de ox o en caso de tener un solo nro ox.)
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Oxosales Neutras * No metal «ITO» (menor n° ox) de metal + «OSO» (menor n° ox) ó «ICO» (mayor n° ox) * No metal + «ATO» (mayor n° ox) + metal + OSO (menor n° oxid.) ó ICO (mayor n° oxid.)
Sales Binarias Acidas no metal - uro + ácido + metal - oso no metal - uro + ácido + metal - ico
QUÍMICA
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18/09/2015
NOMENCLATURA: Formulación de compuestos ternarios
Compuestos Inorgánicos Cuaternarios
Nomenclatura
Oxosales Básicas Hidróxido + oxoácido Metal + No Metal + Oxigeno (MeOH)x(NoMeOy)z (x = nro hidrógenos reemplazados en el oxácido) (z= nro oxhidrilos reemplazados en la base
Oxosales Acidas Hidróxido + oxoácido Metal + No Metal + Oxigeno Mex(HNoMeOy)z (x = nro hidrógenos reemplazados en el oxácido) (z= nro ox del metal) SOLO PARA OXOACIDOS CON DOS O MAS HIDROGENOS
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NOMENCLATURA: como nombrar compuestos
Compuestos Inorgánicos Cuaternarios
Nomenclatura
Oxosales Básicas * No metal «ITO» (menor n° ox) BASICO de metal + «OSO» (menor n° ox) ó «ICO» (mayor n° ox) * No metal «ATO» (mayor n° ox) BASICO de metal + «OSO» (menor n° ox) ó «ICO» (mayor n° ox)
Oxosales Acidas * No metal «ITO» (menor n° ox) ACIDO de metal + «OSO» (menor n° ox) ó «ICO» (mayor n° ox) * No metal «ATO» (mayor n° ox) ACIDO de metal + OSO (menor n° ox) ó «ICO» (mayor n° ox)
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Actividades 1. Escriba el nombre de los siguientes compuestos: a) HBr(g)
b) Fe(lO4)3
c) Ca(OH)2
d) Na(NO2)
e) Ca(HSO3)2
f) HClO3
g) Au(OH)
h) Li2CO3
i) HNO3
j) CuCl
k) HgSO4
l) H2Cr2O7
ll) HCl(ac)
n)Na(HCO3)
ñ)Mn(OH)2
o) Hl(ac)
p) Al(PO3)3
q) CaF2
r) Cr(OH)3
s) CoH
2. Escriba la fórmula de los siguientes compuestos a) ácido hipoiodoso
b) bromuro de hidrogeno
c) cloruro ferrico
d) ácido manganico
e) hidróxido cuprico
f) hidróxido plumbico
g) pirofosfato tríacido de sodio
h) ácido ortofosforico
i) hipoclorito de berilio
j) ácido periódico
k) Ácido clorhídrico
l) Bromuro de litio
ll) hidróxido cobáltico
m) Hidruro cúprico
ñ) Ioduro cobaltico
o) Sulfato acido de calcio
p) Hidruro de bario
q) Nitrito de Plata
r) metano
s) Bromuro áurico
3. Formular o Nombrar (de una sola forma) según corresponda, las siguientes especies químicas: Formular
Nombrar
1. Cloruro de nitrógeno (III)
1. CuCl2
2. Hidróxido de calcio
2. Na(ClO3)
3. Peróxido de litio
3. H2SO4
4. Óxido de hierro (II)
4. K2(MnO4)
5. Sulfuro de sodio
5. HClO4
6. Hidróxido de plomo (II)
6. Li2(CO3)
7. Peróxido de potasio
7. H3PO4
8. Hidróxido de plata
8. CaI2
9. Óxido de estaño (IV)
9. NH4(ClO4)
10. Hidróxido de aluminio
10. Na(HSO4)
11. Sulfuro de bario
11. K(HSO3)
12. Óxido de plata
12. PH5
13. Hidróxido de sodio
13. H2O2
14. Sulfuro de hidrógeno
14. HNO2
15. Óxido de plomo (IV)
15. K2O2
16. Hidróxido de cobre (II)
16. Li(H2PO4)
17. Cloruro de níquel (II)
17. FeCl3
18. Peróxido de bario
18. Na(MnO4)
19. Hidruro de fósforo (III)
19. CaF2
20. Hidróxido de potasio
20. Na(HCO3)
21. Ácido clórico
21. (AlOH)SO3
22. Permanganato sódico
22. Na4(P2O7)
23. Hidruro de potasio
23. Fe2O3
24. Peróxido de cobre (I)
24. Li(HCO3)
25. Ácido crómico
25. Mg(NO3)2
26. Sulfato de aluminio
26. Li2O
27. Hidruro de magnesio
27. FeS
28. Hidróxido de bario
28. Na2(HPO4)
29. Clorato potásico
29. PbS
30. Óxido de bario
30. K(HSO3)
31. Cloruro de plata
31. CuO2
32. Hidruro de estroncio
32. Na(H2PO4)
33. Hidróxido de plomo (IV)
33. H2CrO4
34. Perclorato de potasio
34. Hg(CO3)
35. Ioduro de cobre(I)
35. HNO3
36. Óxido de sodio
36. H2MnO4
37. Sulfuro de hierro(III)
37. BaO2
38. Sulfito ferroso
38. PCl3
39. Hidróxido de hierro (II)
39. CuH2
40. Cloruro de magnesio
40. Na(H2PO3)
41. Ácido mangánico
41. PI5
42. Bromuro de fósforo (III)
42. CuI
43. Bicarbonato de litio
43. CaO2
44. nitrato de mercurio(II)
44. KBr
45. Cromato de plata
45. Fe2(SO4)3
46. Ácido ortofosfórico
46. NO2
47. Carbonato de bario
47. SrO2
48. Hidróxido de mercurio (II)
48. Cu(OH)2
49. Ácido manganoso
49. HClO
50. Carbonato potásico
50. Ag(BO2)
51. Trihidruro de antimonio
51. Li2(HPO3)
52. Permanganato de calcio
52. Li2(SO3)
53. Clorato de amonio
53. BaO
54. Hidróxido de calcio
54. K2(Cr2O7)
55. Bromuro de plata
55. Pb(BrO3)2
56. Cloruro mercurioso
56. Ca(HCO3)2
57. Fosfito diácido de sodio
57. NaOH
58. Perclorato de potasio
58. H2SO3
59. Fosfina
59. Fe(IO3)2
60. Óxido de hierro (III)
60. Fe(OH)2
61. Ácido crómico
61. K(ClO3)
62. Ácido hipoyodoso
62. HIO
63. Ácido ortofosfórico
63. FeO
64. Oxido de platino (IV)
64. CaBr2
65. Ácido bromhídrico
65. Ag2S
66. Carbonato potásico
66. Ni2O3
67. Bromuro de potasio
67. HNO3
68. Ácido sulfuroso
68. HNO2
69. Sulfato férrico
69. H3PO4
70. Dihidruro de cobre
70. Cu2O
71. Óxido de cromo (III)
71. Na(MnO4)
72. Ácido mangánico
72. Hg(NO3)2
73. Heptóxido de dimanganeso
73. MgCl2
74. Ácido hipocloroso
74. H2MnO4
75. Nitrito de hierro (II)
75. H2SiO3
Reacciones Químicas
19/09/2015
Contenidos Reacción química. Ecuación química. Tipos de reacciones químicas. Reacciones redox. Energía de la reacciones químicas
QUÍMICA
Reacciones Químicas
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QUÍMICA
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19/09/2015
Reacciones químicas
CAMBIOS QUÍMICOS Constantemente observamos cómo en la naturaleza y en nuestra vida cotidiana se producen cambios. Un charco se seca, un cubo de hielo se derrite, un trozo de hierro se oxida con el tiempo, los alimentos cambian al ser cocinados, las plantas y los animales crecen, etc.
Cambios químicos
Cambios físicos
Las sustancias siguen siendo las mismas
Las sustancias se transforman en otra u otras sustancias
REACCIONES QUÍMICAS Curso de Nivelación Ingreso Medicina 2016 – FCM – UNSE
QUÍMICA
REACCIONES QUÍMICAS Síntesis
Descomposición Lentas
Reacciones químicas
Transformación Sustitución simple
Rápidas
Doble sustitución Por su velocidad Reacciones Químicas
Exotérmica
Irreversibles
Por su sentido
Por su energía Partícula intercambiada
Endotérmica Ácid-base
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Reversibles Redox QUÍMICA
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19/09/2015
ECUACIONES QUÍMICAS
Reacciones químicas
Una reacción química es todo proceso químico en el cual una o más sustancias (llamadas REACTIVOS) se transforman en otras sustancias llamadas PORDUCTOS
Las representaciones simbólica de las reacciones se llaman ECUACIONES QUÍMICAS
PRODUCTOS REACTIVOS C(s) + D(g) A(ac) + B(ac)
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QUÍMICA
AJUSTE DE ECUACIONES QUÍMICAS
Reacciones químicas
En los procesos químicos el número de átomos de cada elemento que aparece en los reactivos debe ser igual al número de átomos del mismo en los productos (Ley de la conservación de la materia). Cuando se produce esta situación decimos que la ecuación está ajustada o balanceada. Si una ecuación química no está balanceada, lo primero que se debe hacer antes de realizar ningún cálculo a partir de ella es ajustarla. Para ello se colocan delante de la fórmula de cada compuesto un coeficiente apropiado, llamados coeficientes estequiométricos.
cC(s) + dD(g) aA(ac) + bB(ac) Ec. NO balanceada
Ec. balanceada
CH4(g) O2(g) CO2(g) H2O(g)
CH4(g) 2O2(g) CO2(g) 2H2O(g)
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Reacciones Químicas
19/09/2015
Reacciones de oxido reducción
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QUÍMICA
Reacciones Químicas
Las reacciones de oxidación reducción (reacciones redox) son transformaciones químicas de gran importancia practica, ya que estudian fenómenos como la combustión de muchas sustancias, la oxidación de los metales y los procesos de producción de energía a partir de las pilas. Asimismo, las reacciones redox tienen especial importancia en el metabolismo de los seres vivos. * La respiración celular y la fotosíntesis, por ejemplo, son rutas metabólicas que transcurren gracias a este tipo de reacciones.
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QUÍMICA
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19/09/2015
Reacciones Químicas
Que son las reacciones redox??? Reacciones donde los átomos experimentan cambios del número de oxidación
0
Todos los elementos en su estado fundamental tienen nox = 0
+3
Fe(s) + Cl2(g) FeCl3(s) 0
-1
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QUÍMICA
REACCIONES ÓXIDO-REDUCCIÓN
Reacciones Químicas
Reacciones donde los átomos experimentan cambios del número de oxidación
0
+3
Fe(s) + Cl2(g) FeCl3(s) 0
oxidación Aumento algebraico del número de oxidación pérdida, real o aparente, de electrones
-1
Todos los elementos en su estado fundamental tienen nox = 0
reducción disminución algebraico del número de oxidación ganancia, real o aparente, de electrones
Los electrones no se crean ni se destruyen en las reacciones químicas, por lo que la oxidación y la reducción siempre se producen simultáneamente en las reacciones químicas y en un mismo grado. Curso de Nivelación Ingreso Medicina 2016 – FCM – UNSE
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19/09/2015
Reacciones Químicas
REACCIONES ÓXIDO-REDUCCIÓN
Los electrones no se crean ni se destruyen en las reacciones químicas, por lo que la oxidación y la reducción siempre se producen simultáneamente en las reacciones químicas y en un mismo grado.
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Reacciones redox: ecuaciones
Reacciones Químicas
oxidación 0
+3
Fe(s) + Cl2(g) FeCl3(s) 0
reducción -1 El Cl es el agente oxidante El Fe es el agente reductor
Se denominan agentes oxidantes a las especies que ganan, real o aparentemente, electrones, o sea se reducen, mientras que los agentes reductores son las especies que pierden electrones, o sea, se oxidan.
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QUÍMICA
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Semirreacciones Reacciones Químicas
•
•
Durante una reacción redox, el producto formado es el resultado final de la transferencia de electrones . La reacción puede entonces dividirse en dos «semirreacciones»: Semirreacciones de reducción y semirreaccion de oxidación: cada una de las dos partes en que se separa una reacción redox y en las que se aíslan la reducción (ganancia de e-) y la oxidación (pérdida de e-)
Reacción redox global
Fe(s) + Cl2(g) FeCl3(s)
semirreacción de reducción
Cl2(g) +2 e- 2 Cl-
semirreacción de oxidación
Fe(s) Fe3+ + 3 e-
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QUÍMICA
Reacciones Químicas
En las siguientes reacciones, identifica el reactivo que se oxida y el que se reduce: a) Zn(s)+ Cl2(g) ZnCl2(s) b) Cl2(g) + 2NaBr 2NaCl+ Br2(g) c) 2 PbO(s) 2 Pb(s) + O2(g) d) 2 Li(s)+ F2(g) 2LiF(s) e) Cl2(g) + 2 KI 2 KCl + I2(g) c) Fe(s) + CuSO4 FeSO4 + Cu(s)
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QUÍMICA
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Reacciones Químicas
Número de Oxidación: reglas para determinarlos a) El número de oxidación de las sustancias simples es cero. Cuando los elementos forman moléculas, los electrones son compartidos por igual por los átomos enlazados, sin producirse, en ninguno de ellos, una carga neta. Por ejemplo, H2, O2, F2, N2, Cl2, etc. b) El número de oxidación del Oxígeno combinado es 2-; en los peróxidos es 1-; en sus compuestos con el Flúor es 2+ ó 1+. La razón es la gran electronegatividad del oxígeno que atrae siempre los electrones de los enlaces hacia sí cargándose negativamente y produciendo una polaridad positiva en los átomos enlazados, a excepción del flúor, que por ser el elemento más electronegativo, atrae hacia sí los electrones del enlace, dejando con polaridad positiva al oxígeno. c) El número de oxidación del ion hidrógeno es siempre 1+: a excepción de los hidruros iónicos, en los que es 1-. Esto se debe a la electronegatividad del hidrógeno, la cual es pequeña, pero mayor a la de los metales, y en sus combinaciones con algunos de ellos adquiere polaridad negativa. d) El número de oxidación de los metales alcalinos es siempre 1+ y el de los metales alcalinos-térreos siempre 2+: el resto de los metales tienen números de oxidación positivos y de igual valor a la valencia con que actúan.
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Reacciones Químicas
Número de Oxidación: reglas para determinarlos e) El número de oxidación de los halógenos es 1- cuando se combinan con el hidrógeno ó con los metales, y positivo (excepto en el Flúor) cuando lo hace con el oxígeno. La causa es la gran electronegatividad de ellos, superior a la de todos los demás elementos, aunque inferior a la del oxígeno, salvo en el caso del flúor que siempre tiene estado de oxidación 1- por ser el elemento más electronegativo. f) El número de oxidación de un ion es igual a la carga del mismo. g) La suma de los números de oxidación de los átomos que forman un compuesto neutro es siempre cero, y la de los átomos que forman parte de una especie cargada es igual a dicha carga.
Encontrar, en un compuesto determinado, el estado de oxidación de cada elemento y, por lo tanto, facilita la identificación del mismo. Determinar en qué momento una reacción química es de óxidoreducción, pues en este tipo de reacciones, como ya se estableció, el estado de oxidación de algunos elementos se modifica.
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¿Cómo balancear estas ecuaciones?
Reacciones Químicas
Método de Igualación del Ion Electrón Reglas de aplicación del método del Ion-Electrón 1. Identificar las especies químicas que modifican sus números de oxidación. 2. Se escribe y se balancean la semirreacción correspondiente a la reducción y a la oxidación. El ajuste de las ecuaciones se realiza no solo con respecto al número y clase de átomos, sino también, eléctricamente, es decir, que la carga eléctrica total, debe ser la misma en ambos miembros de la ecuación. Para ello, se agrega, en el lado correspondiente de la ecuación, el número de electrones necesarios. 3. Se observa si en la reacción están presentes ácidos o bases. Si se encuentran ácidos se aplica el método ácido, si hay bases, el método básico. 4. Si se aplica el método ácido se agregan moléculas de agua del lado de donde faltan oxígeno y se balancea con protones del lado opuesto. 5. Si se aplica el método básico se agregan moléculas de agua del lado de donde sobran oxígeno y se balancea con oxhidrilos del lado opuesto. Curso de Nivelación Ingreso Medicina 2016 – FCM – UNSE
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¿Cómo balancear estas ecuaciones?
Reacciones Químicas
Método de Igualación del Ion Electrón Reglas de aplicación del método del Ion-Electrón 6. Se multiplica cada semirreacción por el número de electrones puestos en juego en la otra. 7. Se suman las ecuaciones parciales y se simplifican las sustancias que aparecen en ambos miembros de la ecuación. Lo propio se hace con los electrones. 8. Se puede agregar H2O, H+ u OH- donde sea necesario, ya que los procesos redox se realizan en solución acuosa.
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Reacciones Químicas
Ejemplo 1: Igualar la siguiente ecuación, empleando el método del ionelectrón (método ácido):
+1 +5 -6
0
+2
-2
+2 -2
+3
+5 -8
HNO3+ P + H2O ⇆ NO + H3PO4 Medio acido
x 5 ( NO3- + 4 H+ + 3 e- NO + 2 H2O ) x 3 ( P + 4 H2O PO43- + 8 H+ + 5 e- ) 5 NO3- + 3 P + 20 H+ + 12 H2O +15 e- 5NO + 3 PO43- +10 H2O + 24 H+ +15 e2 H2O
4 H+
5 NO3- + 3 P + 2 H2O 5 NO + 3 PO43- + 4 H+ Curso de Nivelación Ingreso Medicina 2016 – FCM – UNSE
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Reacciones Químicas
5 NO3- + 3 P + 2 H2O 5 NO + 3 PO43- + 4 H+
5 HNO3+ 3 P + 2 H2O ⇆ 5 NO + 3 H3PO4
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Reacciones Químicas
Ejemplo 2: Igualar la siguiente ecuación, empleando el método del ionelectrón (método ácido): +1 +5 -6
+3 -3
+1
-1
+1 -1
+2
+6 -8
+2 -2
NaClO3+ CrCl3 + Na(OH) ⇆ NaCl + Na2CrO4 + H2O Medio básico
1
x 3 (ClO3- + 3 H2O + 6 e- Cl- + 6 OH-)
2
x 6( Cr3+ + 8 OH- CrO42- + 4 H2O+ 3e- ) ClO3- + 2 Cr+3 + 16 OH- + 3 H2O +6 e- Cl- + 6 OH- + 2 CrO42- +8 H2O + 6 e10 OH-
NaClO3+ 2 CrCl3 + 10 Na(OH) Curso de Nivelación Ingreso Medicina 2016 – FCM – UNSE
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5 H2O
⇆ 7 NaCl + 2 Na2CrO4 + 5 H2O QUÍMICA
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CONCEPTOS BÁSICOS
Termodinámica
La termodinámica es el estudio de los intercambios energéticos que acompañan a los cambios físico-químicos. Al estudiar un intercambio de energía entre un sistema y su entorno, se puede predecir en qué sentido puedo ocurrir el cambio, químico o físico. En una transformación química se rompen algunos enlaces de los reactivos y se forman otros nuevos para dar lugar a los productos. Esa energía que hay que suministrar para romper las uniones entre átomos se denomina energía de enlace. La energía de enlace es una medida de la energía química de las sustancias. Curso de Nivelación Ingreso Medicina 2016 – FCM – UNSE
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ENERGÍA DE LAS REACCIONES
Termodinámica
Desde el punto de vista energético hay dos tipos de reacciones químicas: •Reacciones exotérmicas: cuando la energía química de los productos es menor que la de los reactivos y este exceso se manifiesta como una liberación de energía. •Reacciones endotérmicas: cuando la energía química de los productos es mayor que la de los reactivos, y es necesaria una aportación energética externa para que la reacción tenga lugar.
La energía intercambiada con el entorno en forma de calor se denomina calor de reacción. Curso de Nivelación Ingreso Medicina 2016 – FCM – UNSE
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FUNCIÓN DE ESTADO
Termodinámica
Existen dos funciones de estados (dependen solo de los estados iniciales y finales) termodinámicas que se utilizan para predecir lo que ocurrirá en una reacción:
G: Energía libre de Gibbs H: Entalpía La entalpia H es el calor que se transfiere durante una reacción química, a presión y volumen constante. La energía libre G es la energía disponible para realizar trabajo. Este parámetro permite determinar la espontaneidad de una reacción
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CONCEPTOS BÁSICOS
Termodinámica
Reactivos Productos G < 0 reacción exergónica. Termodinámicamente favorables, la energía liberada puede utilizarse para realizar un trabajo. G > 0 reacción endergónica. Termodinámicamente desfavorables (debe realizarse trabajo). G = 0 reacción en equilibrio. H < 0 reacción exotérmica (calor cedido por el sistema durante la reacción). H > 0 reacción endotérmica (calor absorbido durante la reacción) Curso de Nivelación Ingreso Medicina 2016 – FCM – UNSE
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Actividades 1. Balancee las siguientes ecuaciones proporcionando los coeficientes que faltan: a) ….. Fe(s) + ….. O2(g) ….. Fe2O3 (s) b) ….. C2H4(g) + ….. O2(g) ….. CO2(g) +….. H2O(g) c) ….. Al(s) + ….. HCl(ac) AlCl3(s) +….. H2(g) 2. Balancee las siguientes ecuaciones: a) CO(g) + O2(g) CO2(g) b) N2O5(g) + H2O(l) HNO3(ac) c) CH4(g) + Cl2(g) CCl4(l) + HCl(g) d) AuC3(s) + H2O(l) Al(OH)3(s) + CH4(g) e) C5H10O2(/) + O2(g) CO2(g) + H2O(g) f) Fe(OH)3(s) + H2SO4(ac) Fe2(SO4)3(ac) + H2O(/) g) Mg3N2(s) + H2SO4(ac) MgSO4(ac) + (NH4)2SO4(ac) 3. Balancee las siguientes ecuaciones: a) Li(s) + N2(g) Li3N(s) b) La2O3(s) + H2O(/) La(OH)3(ac) c) NH4NO3(s) N2(g) + O2(g) + H2O(g) d) Ca3P2(s) + H2O(l) Ca(OH)2(ac) + PH3(g) e) Ca(OH)2(ac) + H3PO4(ac) Ca3(PO4)2(s) + H2O(l) (f) AgNO3(ac) + Na2SO4(ac) Ag2SO4(s) + NaNO3(ac) (g) CH3NH2(g) + O2(g) CO2(g) + H2O(g) + N2(g) 4. Iguala las siguientes semi-reacciones: a) MnO4-
Mn+2
b) Cr2O72-
Cr+3
c) BrO3-
Br-
d) H2O2
H2O
e) NO3-
NH4+
f) H2O2
O2
g) NO2-
NO3-
h) I2
IO3-
i) CH3CH2OH
CH3COOH
j) Cr+3
CrO42-
k) CN-
CNO-
l) S2O32-
S4O62-
ll) H2C2O4
CO2
m) S2O82-
SO42-
ñ) NO3-
NH2OH
o) NO3-
NO
p) NO3-
NO2
5. Escriba las ecuaciones químicas balanceadas que correspondan con cada una de las descripciones siguientes: a) El carburo de calcio sólido, CaC2 reacciona con agua para formar una disolución acuosa de hidróxido de calcio y gas acetileno, C2H2. b) Cuando se calienta el clorato de potasio sólido, se descompone para formar cloruro de potasio sólido y gas oxígeno. c) El zinc metálico sólido reacciona con ácido sulfúrico para forma gas hidrógeno y una disolución acuosa de sulfato de zinc. d) Cuando al agua se le agrega tricloruro de fósforo líquido, reacciona para formar ácido fosforoso acuoso, y ácido clorhídrico líquido. e) Cuando el sulfuro de hidrógeno gaseoso se pasa a través de un hidróxido de hierro(III) sólido caliente, la reacción que resulta produce sulfuro de hierro(III) sólido y vapor de agua. 6. Escriba las ecuaciones químicas balanceadas que correspondan con cada una de las siguientes descripciones: a) Cuando el trióxido de azufre gaseoso reacciona con agua, se forma una disolución de ácido sulfúrico. b) El sulfuro de boro, reacciona de manera violenta con agua para formar ácido bórico y sulfuro de hidrógeno gaseoso. c) Cuando una disolución acuosa de nitrato de plomo (II) se mezcla con una disolución acuosa de yoduro de sodio, se forma una disolución acuosa de nitrato de sodio y un sólido amarillo, yoduro de sodio. d) Cuando el nitrato de mercurio (II) sólido se calienta, se descompone para formar óxido de mercurio (II) sólido, dióxido de nitrógeno gaseoso y oxígeno.
e) El metal cobre reacciona con una disolución caliente y concentrada de ácido sulfúrico para formar sulfato de cobre(II) acuoso, dióxido de sulfuro gaseoso y agua. 7. El permanganato potásico, en medio ácido es capaz de oxidar al sulfuro de hidrógeno a azufre elemental y el permanganato pasa a ion manganeso (II). Ajuste la reacción de oxidación-reducción, póngala en forma molecular e indique el oxidante, el reductor, la especie que se oxida y la especie que se reduce. 8. En la reacción de un mol de carbono sólido con oxígeno gas, la energía del producto dióxido de carbono es 94 kcal menor que la energía de los reactivos, responda: a) La reacción ¿es exotérmica o endotérmica? b) Escribir la reacción ajustada para la reacción, incluyendo el calor de la reacción. 9. Cuando reaccionan dos moles de etanol líquido (C2H5OH) con oxígeno gaseoso (O2), los productos son dióxido de carbono, agua y 326 kcal de calor. Escribe la ecuación ajustada incluyendo el calor de la reacción. 10. Clasifica las siguientes reacciones como exotermicas o endotérmicas: a) Se desprenden 125 kcal. b) En el diagrama de energía, el nivel energético de los productos es más elevado que el de los reactivos, c) El metabolismo de la glucosa en el cuerpo humano proporciona energía. 11. Clasifica las siguientes reacciones como exotérmicas o endotérmicas: a) En el diagrama de energía, el nivel energético de los productos es más bajo que el de los reactivos, b) La síntesis de proteínas en el cuerpo humano requiere energía, c) Se absorben 30 kcal. 12. Clasifica las siguientes reacciones como exotérmicas o endotérmicas: a) Gas ardiendo en un mechero Bunsen CH4(g)+ 2 O2(g) CO2(g) + 2 H2O(g)+ 213 kcal b) Deshidratadón de la cal apagada: Ca(OH)2(s) + 15,6 kcal CaO(s) + H2O(g) c) Formación de óxido de aluminio y hierro a partir de aluminio y óxido de hierro: 2 Al(s) + Fe2O3(s) Al2O3(s) + 2 Fe + 204 kcal 13. Clasifica las siguientes reacciones como exotérmicas o endotérmicas: a) La combustión del propano: C3H8(g)+ 5 O2(g) 3 CO2(g) + 4H2O(g) + 531 kcal b) La formación de la sal de mesa:
2 Na(s) + Cl2(g) 2NaCl(s) + 196 kcal c) La descomposición del pentacloruro de fósforo: PCl5(s) + 16 kcal PCl3(s) + Cl2(g)
Estequiometria
19/09/2015
Contenidos Estequiometría. Reactivo limitante, pureza de los reactivos, rendimiento de una reacción química.
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19/09/2015
Cantidades Atómico-molecular
CONCEPTOS BÁSICOS Elemento Sustancia simple conformada por átomos que poseen el mismo número atómico. También se da el nombre de elemento a los átomos de la tabla periódica
Átomo Mínima porción de materia que posee aún las propiedades del elemento.
Compuesto Sustancia pura conformada por dos o más elementos unidos íntimamente, es decir los átomos que lo conforman son diferentes.
Molécula Es la menor porción de sustancia pura (simple o compuesta) que puede existir en estado libre, conservando las propiedades de esa sustancia. También puede definirse como un conjunto neutro de átomos que se comporta como una unidad.
Fórmula Es la representación gráfica de un compuesto. La fórmula de una sustancia indica su composición química.
Atomicidad Se llama así al número de átomos que forman la molécula de una sustancia pura. Curso de Nivelación Ingreso Medicina 2016 – FCM – UNSE
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MASAS ATÓMICAS
Cantidades Atómico-molecular
Las masas de los átomos son extremadamente pequeñas
la masa de un átomo de plomo es de 3,53×10-26 kg !!!
¿Dónde encontrar una unidad de masa que sea acorde con las dimensiones del átomo?
en el propio mundo de los átomos
unidad de masa atómica (u.m.a.) la doceava parte del isótopo de 12C. Lo que equivale a 1,66×10-27 kg.
Masa del átomo de carbono = 12 unidades
1/12 de la masa del átomo de carbono = 1 u.m.a.
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Cantidades Atómico-molecular
MASAS ATÓMICAS Masa atómica relativa (PESOS ATOMICOS) Cociente que resulta de dividir la masa de un átomo de un elemento entre la doceava parte de la masa del isótopo de 12C. Corresponde a la masa de un atomo en uma. Su valor se encuentra en la tabla periódica. Ej: el átomo de H tiene una masa atómica de 1,01 uma, el Nitrógeno: 14,01 uma MASA MOLECULAR (PESO MOLECULAR) Es la suma de las masas atómicas relativas de todos los átomos que conforman una molécula. Se expresan en unidades de masa atómica. Por ejemplo, el PM del agua, H2O: 2×1.0 uma + 1×16.0 uma = 18.0 uma.
MASA FÓRMULA (PESO FORMULA) Es la suma de las masas atómicas de todos los átomos en una unidad formular del compuesto, sea molecular o no. Por ejemplo, el cloruro de sodio, NaCl, tiene un peso fórmula de 58.44 uma.
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Cantidades Atómico-molecular
MASAS ATÓMICAS La uma es una escala relativa, pero ¿existen balanzas que pesan en umas?
MOL Se define como la cantidad de una sustancia dada que contiene tantas moléculas o unidades elementales como el número de átomos contenidos en exactamente 12 g de 12C. El número de átomos en una muestra de 12 g de 12C, se llama número de Avogadro (NA) y tiene un valor de 6.02×1023. 602200000000000000000000!!!!
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Cantidades Atómico-molecular
MASAS ATÓMICAS
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Cantidades Atómico-molecular
MASAS ATÓMICAS ÁTOMO-GRAMO o MASA MOLAR DE UN ELEMENTO Masa que contiene un mol de átomos. Su valor numérico es igual a la masa atómica expresada en gramos. Ej: la masa atómica del sodio (Na) es de 22.99 uma y su masa molar es de 22.99 g, o sea que 6,02 x 1023 atomos de sodio pesan 22,99 g. La masa atómica del fósforo es de 30.97 uma y su masa molar es de 30.97 g, sea que 6,02 x 1023 atomos de fosforo pesan 30,97 g MOLECULA-GRAMO o MASA MOLAR DE UNA MOLECULA O FORMULA Masa que contiene un mol de molecula o unidad formula. Su valor numérico es igual a la suma de las masa molares de los elementos. Ej: la masa molar del agua o su peso molecular en gramos corresponde a 18 g o sea la suma de las masas atomica del H y el O expresada en gramos.
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MASAS ATÓMICAS
Cantidades Atómico-molecular
VOLUMEN MOLAR La Ley de Avogadro enuncia que un mol de cualquier gas en las mismas condiciones de presión y temperatura ocupa el mismo volumen, independientemente del tipo de gas. En condiciones normales de presión y temperatura (CNPT) el volumen corresponde a 22.4 L. Las condiciones normales son: temperatura de 0°C (273 K) y presión de 1 atm (760 mmHg).
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Cantidades Atómico-molecular
ESTEQUIOMETRÍA DE LA MOLÉCULA
1 mol de átomos de X = 1 átomo-gramo = 6.02×1023 átomos de X = PA en g 1 mol de moléculas de AB = 6.02×1023 moléculas de AB = M o PM en g = 22.4 L (gas en CNPT)
¿Cuántos moles hay en 24.5 g de ácido sulfúrico (H2SO4)? La masa molar del H2SO4 es 98g/mol, por lo tanto: 98 g H2SO4 ------------- 1 mol 24.5 g H2SO4 ----------- x = 0.25 mol
24.5g H2SO4 0.25 mol deH2SO4 98 g / mol
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Cantidades Atómico-molecular
ESTEQUIOMETRÍA DE LA MOLÉCULA
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ESTEQUIOMETRÍA DE LA MOLÉCULA
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COMPOSICIÓN CENTESIMAL
Cantidades Atómico-molecular
Indica el porcentaje en masa de cada elemento que forma parte de un compuesto. Ejemplo Calcular la composición centesimal del KClO3 (Datos K = 39g; Cl = 35.5g; O = 16g) PFKClO3 = 1×39g + 1×35,5g + 3×16g = 122,5 g
% ELEMENTO =
nº átomos del elemento peso atómico del elemento 100 Masa molecular del compuesto
%K=
1 39 100 = 31,84 % 122,5
% Cl =
1 35,5 100 = 28,98 % 122,5
%O=
3 16 100 = 39,18 % 122,5
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Cantidades Atómico-molecular
FORMULA MÍNIMA Y MOLECULAR La fórmula mínima (o empírica) expresa la relación más simple del número de átomos en una sustancia. Puede coincidir o no con la fórmula molecular, que indica el número real de átomos presentes en la molécula. AGUA Fórmula Molecular = Fórmula Mínima H2O ETANO Fórmula Molecular C2H6 Fórmula Mínima CH3 Un compuesto está formado por C = 70,02% ,H = 3,36%, O = 26,64%. PM = 240,2 1) Calcular el número relativo de átomos que hay de cada elemento. Para C: 70,02 / 12 = 5,835 Para H: 3,36 / 1 = 3,36 Para O: 26,64 / 16 = 1,665
5,835 / 1,665 3,5 3,36 / 1,665 2 1,665 / 1,665 = 1
SUBÍNDICES DE LA FÓRMULA MÍNIMA
FÓRMULA MÍNIMA C7H4O2 2) Calcular la fórmula molecular PM C7H4O2 = 120 g
n = 240,2 / 120 2
FÓRMULA MOLECULAR = (FÓRMULA MÍNIMA)n (C7H4O2)2 = C14H8O4 Curso de Nivelación Ingreso Medicina 2016 – FCM – UNSE
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Cantidades Atómico-molecular
FORMULA MÍNIMA Y MOLECULAR La fórmula mínima (o empírica) expresa la relación más simple del número de átomos en una sustancia. Puede coincidir o no con la fórmula molecular, que indica el número real de átomos presentes en la molécula. AGUA Fórmula Molecular = Fórmula Mínima H2O ETANO Fórmula Molecular C2H6 Fórmula Mínima CH3 Un compuesto está formado por C = 70,02% ,H = 3,36%, O = 26,64%. PM = 240,2 1) Calcular el número relativo de átomos que hay de cada elemento. Para C: 70,02 / 12 = 5,835 Para H: 3,36 / 1 = 3,36 Para O: 26,64 / 16 = 1,665
5,835 / 1,665 3,5 3,36 / 1,665 2 1,665 / 1,665 = 1
SUBÍNDICES DE LA FÓRMULA MÍNIMA
FÓRMULA MÍNIMA C7H4O2 2) Calcular la fórmula molecular PM C7H4O2 = 120 g
n = 240,2 / 120 2
FÓRMULA MOLECULAR = (FÓRMULA MÍNIMA)n (C7H4O2)2 = C14H8O4 Curso de Nivelación Ingreso Medicina 2016 – FCM – UNSE
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ESTEQUIOMETRÍA DE LA REACCIÓN
Dato
Incógnita
Reacciones químicas
La estequiometría es la parte de la química que estudia las relaciones (en masa, en moles, en volumen) existentes entre las distintas sustancias que intervienen en una reacción química.
mol
gramos
volumen
moléculas
mol
mol-mol
gr-mol
vol-mol
moléc-mol
gramos
mol-gr
gr-gr
vol-gr
moléc-gr
volumen
mol-vol
gr-vol
vol-vol
moléc-vol
moléculas
mol-moléc
gr-moléc
vol-moléc
moléc-moléc
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Estequiometría de la reacción
PROTOCOLO
Escribir y balancear la reacción química (este paso es fundamental, y el que genera más fallos. Un error en las fórmulas de algunas de las sustancias o en el ajuste, hará que todos los cálculos posteriores sean incorrectos). Escribir el dato e incógnita debajo de los respectivos compuestos. Calcular la masa molar (masa molecular en gramos) del dato y de la incógnita. Atendiendo al resultado que se pide, se debe trabajar con la proporción existente entre la sustancia dato y la sustancia incógnita (indicado por los coeficientes). Utilizando la relación del ítem 4 y mediante un simple cálculo (regla de tres imple o factor de conversión) se obtendrá el resultado buscado en la unidad que se pide en el problema (en moles, volumen, n° de moléculas, g).
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Estequiometría de la reacción
CALCULOS ESTEQUIOMETRICOS
1) Condiciones ideales
En este caso se supone que las sustancias que intervienen en la reacción son PURAS, que la reacción es COMPLETA y que se recuperan totalmente los productos de ella. Si las sustancias son gaseosas se considera que están en condiciones normales de presión y temperatura (PTN) ó sea 1 (una) atmósfera y 0º C ó 273 K. En este caso se proporciona la cantidad de UNO de los reactivos, suponiendo que los demás están en exceso.
2) Condiciones reales
se deberá considerar de trabajar con sustancias puras (sacar pureza), llevar a condiciones normales (en caso que sea un gas) y de aplicar el rendimiento cuando sea necesario. Seguir los siguientes pasos: * Escribir y balancear la ecuación * Determinar la cantidad de reactivos puros, en caso de presencia de impurezas. * Examinan las relaciones molares en la ecuación química para obtener la respuesta a la pregunta que haya sido formulada. En esta etapa hay que tener en cuenta si alguno de los reactivos es un reactivo limitante, Calcular, en caso que sea necesario el rendimiento real de la reacción.
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19/09/2015
Estequiometría de la reacción
Condiciones ideales: EJEMPLO El agua oxigenada (H2O2) es una sustancia que se descompone espontáneamente en agua y oxígeno. ¿Cuántos gramos de oxígeno se obtienen a partir de 12 gramos de agua oxigenada? 1) Escribimos y balanceamos la ecuación
2H2O2( g )
2H 2O( g )
+
O2( g )
A partir de la descomposición de dos moles de H2O2 se obtiene un mol de O2 2) Escribimos el dato e incógnita debajo de los respectivos compuestos.
2H 2 O 2 ( g )
2H 2O( g )
+
12 g
O2( g ) m de O2
Dato
Incógnita
PM = 34g / mol
PM = 32g / mol
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Estequiometría de la reacción
EJEMPLO
2H 2 O 2 ( g )
2H 2O( g )
2moles
+
2moles
2 34 g
1mol
2 18 g
2 6,02 10 moléc 23
O2( g ) 32 g
2 6,02 10 moléc
6,02 1023 moléc
2 22, 4 L
22, 4 L
2 22, 4 L
23
2×34g H2O2 --------------- 32 g O2 12g H2O2 ---------------- X = 5,6g
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Estequiometría de la reacción
Condiciones reales: PUREZA DE REACTIVOS (P) Indica el porcentaje de sustancia pura que contiene la muestra. Así, por ejemplo una muestra de sulfuro de plomo (II) al 70% de pureza, indica que por cada 100 g de la muestra sólo 70 g corresponden al compuesto PbS.
Ejemplo Se hace reaccionar 300g de hidróxido de aluminio (70% de pureza) con suficiente cantidad de ácido sulfúrico. Obteniéndose sulfato de aluminio y agua. Calcular la masa de sulfato de aluminio obtenida.
2Al(OH)3 + 3H 2SO4 Al 2 (SO4 )3 + 6H 2O 300g (70%)
m=?
100% --------------300g Al(OH)3 70% --------------- X = 210 g Al(OH)3 Curso de Nivelación Ingreso Medicina 2016 – FCM – UNSE
QUÍMICA
Estequiometría de la reacción
Condiciones reales: REACTIVO LIMITANTE (RL) Es posible que inicialmente se tenga datos de dos reactivos y lo más posible es que no se consuman ambos completamente. En cuanto uno de ellos se agote, la reacción finalizará, sobrando parte del otro reactivo. El reactivo que se agota en primer lugar se denomina reactivo limitante y se debe identificar ya que es con él con el que se trabajará, considerándolo el dato inicial. El reactivo que no se consume completamente se denomina reactivo en exceso (RE). Ejemplo: La reacción de 18,9 g de ácido nítrico con 0,2 moles de hidróxido de calcio, produce nitrato de calcio agua. Determinar el reactivo limitante y los gramos de nitrato de calcio obtenidos.
2HNO3 + Ca(OH)2 Ca(NO3 )2 + 2H 2O
18.9g
0.2 mol
m=?
Relación 2 moles de HNO3 reaccionan con 1 mol de Ca(OH)2 263 g de HNO3 reaccionan con 1 mol de Ca(OH)2 263 g de HNO3 --------------- 1 mol de Ca(OH)2 18.9 g de HNO3 ---------------- X = 0.15 moles de Ca(OH)2
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Estequiometría de la reacción
Condiciones reales: RENDIMIENTO DE LA REACCIÓN () En teoría una reacción química irreversible se da al 100%, es decir, el reactivo limitante reacciona completamente (se agota). Sin embargo, en la práctica, es posible que parte del reactivo quede sin reaccionar. El rendimiento de la reacción nos indica qué porcentaje del reactivo es el que realmente reacciona y por lo tanto qué porcentaje de producto se forma, respecto a la cantidad teórica. El rendimiento de la reacción es, lógicamente, menor al 100%. Ejemplo: 20 g de trióxido de azufre reaccionan con suficiente agua produciéndose ácido sulfúrico. Calcular los gramos de ácido que se forman si el rendimiento de la reacción es del 80%.
SO3 + H 2 O H 2SO4
= 80%
20g 80g de SO3 ------------ 98g de H2SO4 20g de SO3 ------------- X = 24.5g de H2SO4
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100% -----------------24.5 g H2SO4 80% -----------------X = 19.6 g H2SO4
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Actividades 1. Considere la combustión del monóxido de carbono (CO) en oxígeno gaseoso: CO(g) + O2(g) → CO2(g) Si la reacción se inicia con 3.60 moles de CO, calcule el número de moles de CO2 que se producen si hay suficiente oxígeno para reaccionar con todo el CO. 2. El tetracloruro de silicio (SiCl4) se puede preparar por calentamiento del Si en cloro gaseoso: Si(s) + Cl2(g) → SiCl4(l) En una reacción se producen 0.507 moles de SiCl4. ¿Cuántas moles de cloro molecular se utilizaron en la reacción? 3. El amoniaco es el principal fertilizante de nitrógeno. Se obtiene mediante la reacción entre hidrógeno y nitrógeno. H2(g) + N2(g) → NH3(g) En una reacción particular se produjeron 6.0 moles de NH3. ¿Cuántos moles de H2 y cuántos de N2 entraron en reacción para producir esta cantidad de NH3? 4. Considere la combustión del butano (C4H10): C4H10(g) + O2(g) → CO2(g) + H2O(l) En una reacción particular se hicieron reaccionar 5.0 moles de C4H10 con un exceso de O2. Calcule el número de moles de CO2 formado. 5. La producción anual de dióxido de azufre, como resultado de la combustión del carbón, de combustibles fósiles, de los escapes de los automóviles y otras fuentes es, aproximadamente, de 26 millones de toneladas. La ecuación para la reacción es: S(s) + O2(g) → SO2(g) ¿Qué cantidad de azufre (en toneladas) presente en los materiales originales produce esta cantidad de SO2? 6. Cuando se calienta el polvo para hornear (bicarbonato de sodio, NaHCO3) se libera dióxido de carbono gaseoso, que es el responsable de que se esponjen las galletas, las tortas y el pan. a) Escriba una ecuación balanceada para la descomposición de dicho compuesto (uno de los productos es carbonato de sodio). b) Calcule la masa de NaHCO3 que se requiere para producir 20.5 g de CO2. 7. El óxido nítrico (NO) reacciona inmediatamente con el oxígeno gaseoso para formar dióxido de nitrógeno (NO2), un gas café oscuro:
a) Escriba la ecuación química b) En un experimento se mezclaron 0.886 moles de NO con 0.503 moles de O2. Calcule cuál de los dos reactivos es el limitante. Calcule también el número de moles de NO2 producido. 8. El fluoruro de hidrógeno se utiliza en la manufactura de los freones (los cuales destruyen el ozono de la estratosfera) y en la producción de aluminio metálico. Se prepara a partir de la reacción del fluoruro de calcio con ácido sulfúrico. Además de fluoruro de hidrogeno también se obtiene sulfato de calcio. En un proceso, se tratan 6.00 kg de fluoruro de calcio con un exceso de ácido sulfúrico y se producen 2.86 kg de fluoruro de hidrogeno. Calcule el porcentaje de rendimiento de HF. 9. Se ponen a reaccionar 102 g de una muestra de aluminio (70% de pureza) con exceso de HCl .La reacción que se produce es: Al + HCl AlCl3 + H2 (g) El rendimiento es del 85%. Calcular: a) El volumen de Hidrogeno obtenido en CNPT. b) Indicar el número de moles de HCl que se consumirían si el rendimiento fuese del 100% 10. ¿Cuál o cuáles de las afirmaciones siguientes son correctas? Justificar. a) "El etino C2H2 y el benceno C6H6 tienen las mismas fórmulas empíricas y moleculares." b) "El ciclohexano C6H12 tiene fórmula empírica CH2." 11. Calcular la masa (m) y el número de átomos presentes en 1,5 moles de átomos de cada una de las sustancias siguientes: a) potasio b) argón c) bismuto d) plomo 12. Calcular el número y la cantidad de átomos que hay en 250 g de cada una de las sustancias siguientes: a) hierro b) sodio c) plomo d) argón 13. Una dosis de 400 mg de talio puede ser letal para una persona adulta (interrumpe muchos procesos celulares). Calcular para dicha masa:
a) el número de átomos de talio. b) los moles de átomos de talio. 14. La ingesta de calcio recomendada para niños con edades entre 1 y 3 años es 500 mg diarios. Calcular la masa que cubre este requerimiento, expresada en gramos, de cada una de las sustancias/productos siguientes: a) carbono de calcio, b) fosfato diádico de calcio c) leche vacuna (aporta 120 mg de calcio de cada 100 mL, d=1,032 g/mL. 15. El naproxeno C14H14O3 es un analgésico de uso general, empleados en el tratamiento de dolores, la fiebre, la inflamación y la rigidez provocada por afecciones artríticas. Una de sus formas de expendio es en comprimidos que contienen 250 mg de naproxeno. a) ¿cuántos moles de naproxeno hay en 250 mg de dicha sustancia? b) ¿cuántos átomos de hidrógeno hay en esa cantidad de naproxeno? 16. El percloroetileno es el solvento de limpieza a seco utilizado más comúnmente. Es un compuesto binario formado por carbono y cloro C2Cl4. Sabiendo que 2,5 moles de ocupan un volumen de 256 cm³ a 25°C y 1 atm, calcular: a) su densidad. b) la cantidad de átomos de carbono en 500 cm³. c) la masa de carbono en 250 g del mismo.
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Soluciones
Contenidos Soluciones. Soluto y solvente. Clasificación de las soluciones. Solubilidad. Factores que afectan la solubilidad. Concentración de las soluciones. Unidades físicas y químicas de concentración. Diluciones.
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Soluciones
CONCEPTOS BÁSICOS
Las soluciones son mezclas homogéneas que están formadas por dos o más sustancias, el disolvente y el soluto, respectivamente. SOLUTO: Es la sustancia disuelta en una solución; por lo regular presente en menor cantidad que el disolvente. SOLVENTE o DISOLVENTE: Sustancia que va a disolver al soluto; por lo general presente en mayor cantidad que el soluto.
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CONCEPTOS BÁSICOS
CLASIFICACION
Soluciones
Según el estado físico
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CONCEPTOS BÁSICOS
CLASIFICACION
Soluciones
Según la cantidad de soluto Diluida
Concentrada
Saturada
la cantidad de soluto es muy pequeña comparada con la cantidad de solvente.
la cantidad de soluto es cercana, a la máxima cantidad que el solvente puede disolver a la presión y temperatura de preparación de la solución.
máxima cantidad de soluto que el solvente puede disolver a una presión y temperatura determinada. Si se le agrega más soluto no lo disuelve.
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CONCEPTOS BÁSICOS
SOLUBILIDAD
Soluciones
Se define como la cantidad de un soluto que se puede disolver en una determinada cantidad de disolvente a una determinada temperatura y presion.
Depende de muchos factores, como el tipo de soluto, el tipo de disolvente o la temperatura. La solubilidad, que por lo general se expresa como los gramos de soluto que se pueden disolver en 100 g de disolvente
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CONCEPTOS BÁSICOS
Soluciones
SOLUBILIDAD: Efecto de la temperatura
En agua, la solubilidad de la mayoria de los solidos aumenta al aumentar la temperatura. Curso de Nivelación Ingreso Medicina 2016 – FCM – UNSE
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CONCEPTOS BÁSICOS
SOLUBILIDAD: Efecto de la presión
Soluciones
A mayores presiones, hay mas moléculas de gas capaces de penetrar en el liquido
La solubilidad de los gases aumenta con el aumento de la presion
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CONCEPTOS BÁSICOS: Unidades de concentración Porcentaje masa en masa (% m/m o % p/p)
Soluciones
Físicas
Porcentaje masa en volumen (% m/v o % p/v) Porcentaje en volumen (% v/v)
Partes por millón (ppm)
Soluciones Molaridad (M)
Químicas
Normalidad (N) Molalidad (m) Fracción molar (X)
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Porcentaje masa en masa (% m/m o % p/p)
Soluciones
Indica la masa de soluto en gramos, presente en 100 gramos de solución. x g soluto → 100 g solución %𝒑/𝒑 =
𝒎𝒂𝒔𝒂 𝒔𝒐𝒍𝒖𝒕𝒐 . 𝟏𝟎𝟎 𝒎𝒂𝒔𝒂 𝒕𝒐𝒕𝒂𝒍 𝒅𝒆 𝒍𝒂 𝒔𝒐𝒍𝒖𝒄𝒊𝒐𝒏
Ejemplo Una solución de azúcar en agua, contiene 20 g de azúcar en 70 g de solvente. Expresar la solución en % p/p.
%𝒑/𝒑 =
soluto + solvente
→
solución
20g 70g 20 g azúcar → x g azúcar →
90g 90 g solución 100 g solución
𝟐𝟎 𝒈 𝒔𝒕𝒐 . 𝟏𝟎𝟎𝒈 𝒔𝒄𝒊𝒐𝒏 = 𝟐𝟐, 𝟐𝟐 % 𝒑/𝒑 𝟗𝟎 𝒈 𝒔𝒄𝒊𝒐𝒏
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Porcentaje masa en volumen (% m/v o % p/v) Indica la masa de soluto en gramos disuelto en 100 ml de solución. x g soluto → 100 ml solución
Soluciones
% 𝒑/𝑽 =
𝒎𝒂𝒔𝒂 𝒔𝒐𝒍𝒖𝒕𝒐 . 𝟏𝟎𝟎 𝒗𝒐𝒍𝒖𝒎𝒆𝒏 𝒕𝒐𝒕𝒂𝒍 𝒅𝒆 𝒍𝒂 𝒔𝒐𝒍𝒖𝒄𝒊𝒐𝒏
Ejemplo Una solución salina contiene 30g de NaCl en 80 ml de solución. Calcular su concentración en % p/v. 30 g NaCl x g NaCl 𝒙 =
→ 80 ml solución → 100 ml solución
𝟑𝟎 𝒈 𝒔𝒕𝒐 . 𝟏𝟎𝟎 𝟖𝟎 𝒈 𝒔𝒄𝒊𝒐𝒏
ml scion= 37,5 % p/V
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Porcentaje en volumen (% v/v)
Soluciones
Indica el volumen de soluto, en ml, presente en 100 ml de solución. x ml soluto → 100 ml solución % 𝑽/𝑽 =
𝒗𝒐𝒍𝒖𝒎𝒆𝒏 𝒔𝒐𝒍𝒖𝒕𝒐 . 𝟏𝟎𝟎 𝒗𝒐𝒍𝒖𝒎𝒆𝒏 𝒕𝒐𝒕𝒂𝒍 𝒅𝒆 𝒍𝒂 𝒔𝒐𝒍𝒖𝒄𝒊𝒐𝒏
Ejemplo Calcular la concentración en volumen de una solución alcohólica, que contiene 15 ml de alcohol disueltos en 65 ml de solución. 15 ml alcohol → 65 ml solución x ml alcohol → 100 ml solución 𝒙=
𝟏𝟓 𝒎𝒍 𝒔𝒕𝒐 . 𝟏𝟎𝟎 = 𝟐𝟑 % 𝑽/𝑽 𝟔𝟓 𝒎𝒍 𝒔𝒄𝒊𝒐𝒏
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Partes por millón (ppm)
Soluciones
Se define como los miligramos de soluto disueltos en 1000 mL o 1 litro de solución. Nota 1g = 1000 mg x mg soluto → 1000 ml solución
Ejemplo Calcular la concentración en ppm de una solución que contiene 0,85g de KNO3 disueltos en 670 ml de solución. 1) se debe transformar los gramos a miligramos, según la relación de arriba. 1 g → 1000 mg 0,85 g → x mg x = 850 mg 2)Teniendo los miligramos calculados, es posible realizar la regla de tres: 850 mg KNO3 → 670 ml solución x mg KNO3 → 1000 ml solución x = 1268,65 ppm
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CONCENTRACIONES QUÍMICAS Molaridad (M): Indica el número de moles de soluto disueltos en un litro de solución. x mol → 1l o 1000 ml solución
Soluciones
𝑴=
𝒎𝒐𝒍 𝒔𝒐𝒍𝒖𝒕𝒐 𝒗𝒐𝒍𝒖𝒎𝒆𝒏 𝒍 𝒅𝒆 𝒍𝒂 𝒔𝒐𝒍𝒖𝒄𝒊𝒐𝒏
Calcular la concentración molar de una solución disolviendo 7,2 moles de HCl en 7 litros de solución. Solución 1 7,2 mol → 7 l x mol → 1 l x = 1,02 mol
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Solución 2 M = 7,2 moles KCl 7l M = 1,02 mol/l QUÍMICA
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Soluciones
CONCENTRACIONES QUÍMICAS
Normalidad (N): Indica el número de equivalentes de soluto en un litro de solución. x eq → 1l o 1000 ml solución
𝑵=
𝒏𝒖𝒎𝒆𝒓𝒐 𝒅𝒆 𝒆𝒒𝒖𝒊𝒗𝒂𝒍𝒆𝒏𝒕𝒆𝒔 𝒅𝒆 𝒔𝒐𝒍𝒖𝒕𝒐 𝒗𝒐𝒍𝒖𝒎𝒆𝒏 𝒍 𝒅𝒆 𝒍𝒂 𝒔𝒐𝒍𝒖𝒄𝒊𝒐𝒏
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QUÍMICA
CONCENTRACIONES QUÍMICAS El equivalente-gramo de un ácido es igual a su peso molecular dividido por el número de los átomos de hidrógeno contenidos en su molécula y capaces de ser sustituidos por un metal; El peso molecular del H3PO4 es igual a 98,00 g/mol, y su equivalente:
Soluciones
e𝐪𝐮𝐢𝐯𝐚𝐥𝐞𝐧𝐭𝐞 𝐠𝐫𝐚𝐦𝐨 =
𝒈 𝒎𝒐𝒍
𝟗𝟖
𝟑 𝒆𝒒/𝒎𝒐𝒍
= 𝟑𝟐, 𝟔𝟕𝒈/𝒆𝒒
El equivalente-gramo de una base es igual a su peso molecular dividido por la valencia del metal o del número de los grupos hidroxilos contenidos en la molécula de la base; El peso molecular del Ca(OH)2 es igual a 74,09 g/mol, y su equivalente: e𝐪𝐮𝐢𝐯𝐚𝐥𝐞𝐧𝐭𝐞 𝐠𝐫𝐚𝐦𝐨 =
𝒈 𝒎𝒐𝒍
𝟕𝟒,𝟎𝟗
𝟐 𝒆𝒒/𝒎𝒐𝒍
= 𝟑𝟕, 𝟎𝟓 𝒈/𝒆𝒒
El equivalente-gramo de una sal resulta de dividir la masa de un mol por el número de cargas positivas (o el de cargas negativas) que el compuesto libere al ionizarse; El peso molecular del Al2(SO4)3 es igual a 342,14 g/mol, y su equivalente: e𝐪𝐮𝐢𝐯𝐚𝐥𝐞𝐧𝐭𝐞 𝐠𝐫𝒂𝒎𝒐 = Curso de Nivelación Ingreso Medicina 2016 – FCM – UNSE
𝟑𝟏𝟒
𝒈 𝒎𝒐𝒍
𝟔 𝒆𝒒/𝒎𝒐𝒍
= 𝟓𝟕, 𝟎𝟐 𝒈/𝒆𝒒 QUÍMICA
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CONCENTRACIONES QUÍMICAS ¿Cuál es la normalidad de una solución que contiene 40 g de ácido sulfúrico en 600 ml de solución?
Soluciones
e𝐪𝐮𝐢𝐯𝐚𝐥𝐞𝐧𝐭𝐞 𝐠𝐫𝐚𝐦𝐨 =
𝟗𝟖
𝒈 𝒎𝒐𝒍
𝟐 𝒆𝒒/𝒎𝒐𝒍
= 𝟒𝟗 𝒈/𝒆𝒒
49 g H2SO4 ---------- 1 eq 40 g H2SO4 ---------- x = 0,82 eq 0,6 l ---------- 0,82 eq 1 l ---------- x = 1,37N
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CONCENTRACIONES QUÍMICAS
Soluciones
Molalidad (m): número de moles de soluto por kilogramo de disolvente. x moles → 1Kg o 1000 g disolvente 𝒎=
𝒏𝒖𝒎𝒆𝒓𝒐 𝒅𝒆 𝒎𝒐𝒍𝒆𝒔 𝒅𝒆 𝒔𝒐𝒍𝒖𝒕𝒐 𝟏 𝒌𝒈 𝒅𝒆 𝒔𝒐𝒍𝒗𝒆𝒏𝒕𝒆
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Soluciones
CONCENTRACIONES QUÍMICAS Una solución de ácido clorhídrico contiene 36 % p/p de ácido clorhídrico. Calcular la molalidad de ácido clorhídrico en la solución. Que la solución sea del 36 % p/p implica que contiene 36g de HCl en 100g de solución. Masa de solución = masa de soluto + masa de disolvente Masa de disolvente = masa de solución – masa de soluto Masa de disolvente = 100 g - 36 g = 64g 36,5g de HCl --------- 1 mol 36g de HCl --------- x = 0,99 moles de HCl 64 g de disolvente --------- 0,99 moles 1000 g de disolvente --------- x= 15 molal 𝒎=
𝟎, 𝟗𝟗 𝒎𝒐𝒍 𝒔𝒐𝒍𝒖𝒕𝒐 = 𝟏𝟓 𝒎 𝟎, 𝟎𝟔𝟒 𝒌𝒈
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Fracción molar (X)
Soluciones
Expresa la concentración en función de cada uno de los componentes de la solución, relaciona el n° de moles de cada uno de los componentes con el n° total de moles de todas las sustancias presentes en la solución. 𝑿𝒊 =
𝒏𝒖𝒎𝒆𝒓𝒐 𝒅𝒆 𝒎𝒐𝒍𝒆𝒔 𝒅𝒆𝒍 𝒄𝒐𝒎𝒑𝒐𝒏𝒆𝒏𝒕𝒆 "𝒊" 𝒎𝒐𝒍𝒆𝒔 𝒕𝒐𝒕𝒂𝒍𝒆𝒔
Una solución gaseosa contiene 2 g de helio y 4 g de oxígeno. ¿Cuáles son las fracciones molares de helio y oxígeno en la solución?
4 g He ---------- 1 mol He
32 g de O2 ---------- 1 mol O2
2 g He ---------- x = 0,5 mol He
4 g de O2 ---------- x = 0,125 mol O2
n totales = 0,5 mol + 0,125 mol = 0,625 mol 𝑿𝑯𝒆 =
𝟎, 𝟓 𝒎𝒐𝒍 𝑯𝒆𝒍𝒊𝒐 = 𝟎, 𝟖 𝟎, 𝟔𝟐𝟓 𝒎𝒐𝒍𝒆𝒔
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𝑿𝑶𝟐 =
𝟎, 𝟏𝟐𝟓 𝒎𝒐𝒍 𝒐𝒙𝒊𝒈𝒆𝒏𝒐 = 𝟎, 𝟐 𝟎, 𝟔𝟐𝟓 𝒎𝒐𝒍𝒆𝒔 QUÍMICA
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Diluciones Es muy frecuente preparar soluciones menos concentradas a partir de otras mas concentradas por adicion de solvente. En un proceso de dilución se conserva la cantidad de soluto Cantidad de soluto de la solución inicial = cantidad de soluto en la solución final
Soluciones
Vi . Ci = Vf . Cf
dilución
21 Química – FCM-UNSE Curso de Nivelación Ingreso Medicina 2016 – FCM – UNSE
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Diluciones
Soluciones
Ejemplo: ¿Que concentración tiene la solución resultante de diluir 39 ml de disolución de glucosa 0,25 M por agregado de agua hasta 750 ml? Podemos despejar la fórmula:
𝑴𝒇 =
𝑽𝒊 . 𝑴 𝒊 𝑽𝒇
𝑴𝒇 =
𝟑𝟗 𝒎𝒍 . 𝟎, 𝟐𝟓 𝑴 = 𝟎, 𝟎𝟏𝟑 𝑴 𝟕𝟓𝟎 𝒎𝒍
22 Química – FCM-UNSE Curso de Nivelación Ingreso Medicina 2016 – FCM – UNSE
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Actividades 1. La solubilidad del KCl en agua es de 34 g/100 g de agua a 20 °C. En el laboratorio, un alumno añade 75 g de KCl a 200 g de agua a una temperatura de 20 °C. a) ¿Cuánto KCl se disolverá? b) La disolución resultante, ¿será saturada o no saturada? c) ¿Cuál es la masa del posible exceso de KCl que permanece sin disolver en el fondo del recipiente? 2. Un compuesto de carbono, sodio y oxígeno contiene, en masa, 11,3% de carbono y 45,3% de oxígeno. a) calcular la masa de sodio en 50 g del compuesto. b) Cuando se agrega 150 ml de agua (ρ = 1 g/ml) a 23 g del compuesto se obtiene un sistema homogéneo. Calcular el % m/m (p/p) del compuesto en el sistema. 3. Se mezclaron 7,20 g de yodo sólido I2, con 60,0 ml de tetracloruro de carbono líquido, CCl4 (ρ = 1,59 g/ml). El sistema final consistió en 6,50 g de yodo sin disolver y una solución de I2 en CCl4. a) Calcular la composición centesimal del sistema. b) Calcular el % p/p de yodo en la solución obtenida. c) Que concentración molar tiene la solución (suponga volumen despreciable el del I2) 4. Una disolución salina fisiológica contiene 154 meq/l de NaCl. ¿Cuántos moles de NaCl hay en 1,00 l de disolución? 5. Una disolución para reponer la pérdida de potasio contiene 40 meq/l de KCl. ¿Cuántos moles de KCl hay en 1,5 l de disolución? 6. Calcula el porcentaje en peso (% p/p) de una disolución que contiene 15,5 g de sulfato de sodio y 75,5 g de agua. 7. ¿Cuántos gramos de carbonato de potasio contienen 750 ml de una disolución de carbonato de potasio al 3,5% (p/v)? 8. Una paciente es alimentada mediante líquidos administrados por la vena cava. Cada 12 horas se le administran 500 ml de una disolución que contiene aminoácidos (proteínas) al 5,0% (p/v) y glucosa (carbohidratos) al 20% (p/v) junto a otros 500 ml de una disolución de grasas (lípidos) al 10% (p/v). a) ¿Cuántos gramos de aminoácidos, glucosa y lípidos se le administran a la paciente al día?
b) ¿Cuántas kilocalorías recibe cada día? 9. Un brandy tiene un contenido en alcohol del 40,0% (m/v). ¿Cuántos mililitros de alcohol contienen 750 ml de brandy? 10. ¿Cuántos mililitros de una disolución de alcohol etílico al 12% (v/v) se necesitan para obtener 4,5 ml de alcohol etílico puro? 11. ¿Cuántos litros de disolución de glucosa al 5% (v/v) se necesitan para obtener 75 g de glucosa? 12. Si trabajases en un laboratorio, ¿cómo prepararías 0,250 l de una disolución de KCl 2,00 M? 13. ¿Cuál es la molaridad de una disolución que contiene 15,6 g de KCl en un volumen de 274 ml? 14. Se ha preparado una disolución con 70,0 g de ácido nítrico y 130,0 g de agua, con una densidad de 1,21 g/ml: a) ¿Cuál es el porcentaje en masa (% p/p) de la disolución de ácido nítrico? b) ¿Cuál es el volumen total de la disolución? c) ¿Cuál es su porcentaje en masa/volumen (% p/v)? d) ¿Cuál es su molaridad (M)? 15. ¿Cuál es la molaridad de una disolución de NaOH al 15% (m/v)? 16. ¿Cuántos gramos de soluto contienen las siguientes disoluciones? a) 2,5 l de nitrato de aluminio 3,0 M b) 75 ml de C6H12O6 0,50 M c) 235 ml de LiCl 1,80 M 17. ¿Cuántos mililitros de las siguientes disoluciones contienen 25.0 g de NaOH? a) KOH 2,50 M b)KOH 0,750 M c) KOH 5,60 M 18. Determinado antiácido contiene hidróxido de aluminio, ¿Cuántos mililitros de ácido clorhídrico 6,00 M reaccionarán completamente con 60,0 ml de hidróxido de aluminio 1,00 M? 19. Calcular la molaridad y normalidad de la solución que contiene 10 g de NaCN en 250 ml de solución. 20. Calcular la molaridad y la normalidad de una solución que contiene 9.8 gramos de ácido sulfúrico en un litro de solución.
21. ¿Qué cantidades de soluto y solvente necesita para preparar una solución acuosa 1.5 molal (1.5 m) de KOH? 22. Calcula la fracción molar de un ácido sulfúrico comercial del 95% en masa y densidad de 1,83 g/cm3 23. Calcula la Molaridad , molalidad y fracción molar de un ácido nítrico comercial del 30% en masa y densidad de 1,41g/cm3 24. En una botella de ácido clorhídrico concentrado figuran los siguientes datos: 36 % en masa de HCl, densidad 1,18 g/ml. Calcula: a) La molaridad, molalidad y fracción molar del ácido. b) El volumen de este ácido que se necesita para preparar 1 l de disolución 2 M. 25. Una disolución de hidróxido de potasio contiene 22,4 g de la base en 400 cm3 de disolución. Se toman 100 cm3 de dicha disolución, cuya densidad es 1,01 g/cm3 a los que se añaden 200 cm3 de otra disolución 1,2 M de la misma sustancia, y 10 cm3 de agua. a) ¿Cuál será la molalidad, fracción molar y tanto por ciento en peso de la disolución inicial de KOH? b) ¿Cuántos gramos de soluto habrá en 20 cm3 de la nueva disolución, suponiendo que los volúmenes son aditivos? 26. Se quiere preparar una disolución de H2SO4 del 20 % y densidad 1,14 g/ml a partir de una disolución concentrada del 98 % y densidad 1,84 g/ml a) Determina la molaridad de la disolución concentrada. b) Calcula la cantidad, en volumen, de H2SO4 concentrado que hay que tomar para preparar 100 ml de la disolución diluida. c) Escribe como procedería en la preparación de la disolución diluida, citando el material de laboratorio que utilizaría.
Cinética Química
21/09/2015
Contenidos Cinética: Velocidad de una reacción química. Factores que modifican la velocidad de una reacción. Catalizadores. Energía de activación.
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QUÍMICA
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CONCEPTOS BÁSICOS
Cinética Química
Es la rama de la química que estudia la velocidad de las reacciones y sus mecanismos.
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CONCEPTOS BÁSICOS
B
tiempo
Número de moléculas
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A
moléculas A
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moléculas B
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Cinética Química
CONCEPTOS BÁSICOS
La velocidad de reacción puede representarse como los cambios de concentración de los reactivos o los productos. Puede determinarse a partir de la: • Desaparición de uno de los reactivos por unidad de tiempo • Aparición de uno de los productos que se forman por unidad de tiempo. En lugar de cantidad de sustancia (en moles), se utilizan casi siempre concentraciones, expresada normalmente en mol/litro. Como unidad de tiempo se emplea generalmente el segundo. Por tanto la velocidad de reacción se expresa normalmente en mol/litro/s (o M/L).
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QUÍMICA
CONCEPTOS BÁSICOS
Cinética Química
A
B
tiempo
Por convención, las velocidades siempre se expresan como cantidades positivas. Como [A] disminuye con el tiempo, [A] es un numero negativo. Utilizamos el signo negativo para convertir el [A] negativo en una velocidad positiva. Curso de Nivelación Ingreso Medicina 2016 – FCM – UNSE
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VELOCIDAD DE REACCIÓN Y ESTEQUIMOMETRIA
Cinética Química
aA + bB velocidad = -
1
[A]
a
t
=-
cC + dD
1
[B]
b
t
=
1
[C]
c
t
=
1
[D]
d
t
Ejemplo: Expresar la velocidad de la siguiente reacción química en función de la concentración de cada una de las especies implicadas en la reacción: 4 NH3 (g) + 3 O2 (g) 2 N2 (g) + 6 H2O (g)
v=–
Δ[NH3] 4 Δt
=–
Δ[O2] 3Δt
=
Δ[N2] 2 Δt
=
Δ[H2O] 6Δt
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QUÍMICA
VELOCIDAD PROMEDIO Para una reacción hipotética:
Cinética Química
A B
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Velocidad promedio (secante)
QUÍMICA
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VELOCIDAD INSTANTÁNEA Para una reacción hipotética:
Cinética Química
A P
La velocidad de las reacciones químicas varía bastante con el tiempo. Esto hace que tengamos que utilizar el concepto de velocidad instantánea para un tiempo dado, t, que se define como la derivada de la concentración (de un reactivo o de un producto) con respecto al tiempo. Si se aplica el límite a la función, con t2 tendiendo a t1 (t2 t1, o t 0):
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Cinética Química
EJEMPLO
Br2 (ac) + HCOOH (ac)
Rojo
2Br- (ac) + 2H+ (ac) + CO2 (g)
tiempo
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Incoloro
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Cinética Química
EJEMPLO
velocidad
velocidad
velocidad
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EJEMPLO
Cinética Química
Utilizando los datos de la tabla anterior, podemos calcular la velocidad promedio del primer intervalo de 50 s como sigue:
velocidad
velocidad
Velocidad media
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EJEMPLO
Cinética Química
velocidad
Cuando la concentración del bromo se reduce a la mitad, la velocidad de la reacción también lo hace. Por tanto, la velocidad es directamente proporcional a la concentración de Br2, es decir k se conoce como constante de velocidad, una constante de la proporcionalidad entre la velocidad velocidad de la reacción y la concentración del reactivo. Curso de Nivelación Ingreso Medicina 2016 – FCM – UNSE
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VELOCIDAD INSTANTÁNEA
𝒗𝒆𝒍𝒐𝒄𝒊𝒅𝒂𝒅 𝑩𝒓
Cinética Química
𝒌=
Química (1S, Grado Biología) UAM 4. Cinética química
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Velocidad de reacción y estequiometría
AB
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𝒗𝒆𝒍𝒐𝒄𝒊𝒅𝒂𝒅 = −
𝚫𝑨 𝚫𝑩 = 𝚫𝒕 𝚫𝒕
Para reacciones más complejas, debemos ser muy cuidadosos para escribir la expresión de la velocidad. Considere, por ejemplo, la reacción
2A B En ella desaparecen dos moles de A por cada mol de B que se forma; esto es, la velocidad con la cual se forma B es la mitad de la velocidad con la cual A desaparece. De esta manera, la velocidad puede expresarse como
𝒗𝒆𝒍𝒐𝒄𝒊𝒅𝒂𝒅 = −
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𝟏 𝚫𝑨 𝚫𝑩 ó𝒗= 𝟐 𝚫𝒕 𝚫𝒕
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Cinética Química
Velocidad de reacción y estequiometria
velocidad
velocidad
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Cinética Química
Velocidad de reacción y estequiometría
Suponga que en un momento durante la reacción, el oxigeno molecular esta reaccionando con una velocidad de 0,024 M/s. a) ¿Con que velocidad se esta formando el pentoxido de nitrógeno. B) ¿Con que velocidad esta reaccionando el dióxido de nitrógeno?
velocidad
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Velocidad de reacción y estequiometría
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SOLUCION: a) A partir de la expresion de velocidad anterior tenemos:
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LEY DE VELOCIDAD
Cinética Química
La ley de velocidad expresa la relación de la velocidad de una reacción con la constante de la velocidad y la concentración de los reactivos, elevados a alguna potencia. Para la reacción general
velocidad donde x y y son números que se determinan experimentalmente. Observe que, en general, x y y no son iguales a los coeficientes estequiométricos a y b.
Orden global = x + y.
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Cinética Química
LEY DE VELOCIDAD
La reacción es de primer orden respecto de F2, de primer orden respecto a ClO2 y (1 + 1) o de segundo orden global.
velocidad
velocidad
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Cinética Química
LEY DE VELOCIDAD
A partir de los siguientes datos, medidos a dicha temperatura, determine: a) ley de velocidad, b) su constante de velocidad, c) la velocidad de la reacción cuando NO = 12.0 x 10-3 M y H2 = 6.0 x 10-3 M
velocidad
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ORDEN DE REACCIÓN
Reacciones de primer orden
Cinética Química
Una reacción de primer orden es una reacción cuya velocidad depende de la concentración de un reactivo elevada a la primera potencia. En una reacción de primer orden del tipo A producto Δ𝐴 Δ𝑡
La velocidad será:
𝑣=−
A partir de la ley de velocidad:
𝑣=𝑘 𝐴
Para obtener las unidades de k:
𝑘=
𝑣 𝐴
=
𝑀/𝑠 𝑀
= 𝑠 −1
Al combinar las dos primeras ecuaciones para la velocidad obtenemos: Δ𝐴
− =𝑘 𝐴 Δ𝑡 Mediante el calculo, esto es reordenando esta expresión e integrando se obtiene la ley integrada de velocidad:
𝒍𝒏
𝑨𝒕 = −𝒌𝒕 𝑨𝟎
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ORDEN DE REACCIÓN
Características de una reacción de primer orden: a) disminución de la concentración del reactivo con el tiempo b) Grafica de ln At contra t. Curso de Nivelación Ingreso Medicina 2016 – FCM – UNSE
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Cinética Química
TIEMPO DE VIDA MEDIA Vida media de reacción Otra medición de la velocidad de una reacción, que se relaciona con la concentración y el tiempo, es la vida media, t1/2, que es el tiempo requerido para que la concentración de un reactivo disminuya a la mitad de su valor inicial. Podemos obtener una expresión de t1/2 para una reacción de primer orden de la siguiente manera:
La vida media de una reacción de primer orden es independiente de la concentración inicial del reactivo
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Cinética Química
La descomposición del etano (C2H6) en radicales libres metilo es una reacción de primer orden, cuya constante de velocidad es 5,36 x 10-4 s-1 a 700 C:
Para una reacción de primer orden, solo necesitamos la constante de velocidad para calcular la vida media de la reacción:
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REACCIONES DE ORDEN 2 Una reacción de segundo orden es una reacción cuya velocidad depende de la concentración de uno de los reactivos elevada a la segunda potencia o de la concentración de dos reactivos diferentes, cada uno elevado a la primera potencia. El tipo más sencillo comprende sólo una clase de molécula como reactivo:
Cinética Química
A producto La velocidad será: 𝑣=−
Δ𝐴 Δ𝑡
A partir de la ley de velocidad: 𝑣=𝑘 𝐴 Para obtener las unidades de k: 𝑘=
2
𝑣 𝑀/𝑠 = = 𝑀−1 𝑠 −1 𝐴2 𝑀2
Al combinar las dos primeras ecuaciones para la velocidad obtenemos: Δ𝐴
− =𝑘 𝐴 2 Δ𝑡 Mediante el calculo, esto es reordenando esta expresión e integrando se obtiene la ley integrada de velocidad:
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REACCIONES DE ORDEN 2
Cinética Química
Podemos obtener una ecuación para la vida media de una reacción de segundo orden al establecer [A]t = [A]0/2 en la ecuación (13.7).
Observe que la vida media de una reacción de segundo orden es inversamente proporcional a la concentración inicial del reactivo.
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REACCIONES DE ORDEN 0 Reacciones de orden cero Las reacciones de primero y de segundo orden son los tipos de reacciones más conocidas. Las reacciones de orden cero son poco comunes. Para una reacción de orden cero
Cinética Química
A producto 𝑣=𝑘 𝐴
0
Por tanto, la velocidad de una reacción de orden cero es una constante, independiente de la concentración de los reactivos. Mediante el cálculo, se puede obtener la ecuación integrada de velocidad para una reacción de orden cero:
Para calcular el tiempo de vida media de una reaccion de orden cero, establecemos que:
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Cinética Química
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Cinética Química
Factores que afectan a la velocidad
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Cinética Química
Factores que influyen en la velocidad de reacción • Naturaleza de las sustancias. • Estado físico: Las reacciones son más rápidas si los reactivos son gaseosos o están en disolución. • Superficie de contacto o grado de pulverización (en el caso de sólidos): En las reacciones heterogéneas la velocidad dependerá de la superficie de contacto entre ambas fases, siendo mayor cuanto mayor es el estado de división. • Concentración de los reactivos: Al aumentar la concentración aumenta la velocidad.
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Cinética Química
• Superficie de contacto o grado de pulverización (en el caso de sólidos)
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21/09/2015
Cinética Química
* Concentración de los reactivos La velocidad de la reacción se incrementa al aumentar la concentración de los reactivos, ya que aumenta el número de choques entre ellos.
diluida Curso de Nivelación Ingreso Medicina 2016 – FCM – UNSE
concentrada QUÍMICA
Cinética Química
• Temperatura. Un incremento de la temperatura provoca un incremento en la energía cinética de las moléculas, lo que hace que sea mayor el número de moléculas que alcanza la energía de activación.
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Reacción entre CaCO3 y HCl con formación de CO2, izquierda: 0 °C, derecha: 50 °C
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Dependencia de la constante de velocidad respecto a la temperatura Constante de velocidad
velocidad Constante de Química Cinética
−𝑬𝒂
𝒌 = 𝑨 . 𝒆( 𝑹𝑻 ) (Ecuación de Arrhenius)
Ea es la energía de activación (J/mol) R es la constante de gas (8.314 J/K . mol) T es la temperatura absoluta A es el factor de frecuencia Temperatura
𝐥𝐧 𝒌 = −
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𝑬𝒂 𝟏 + 𝐥𝐧 𝑨 𝑹 𝑻
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𝑬𝒂 𝟏 + 𝐥𝐧 𝑨 𝑹 𝑻
Cinética Química
𝐥𝐧 𝒌 = −
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Factores que influyen en la velocidad de reacción
Cinética Química
Catalizadores • Intervienen en alguna etapa de la reacción pero no se modifican pues se recuperan al final y no aparece en la ecuación global ajustada. • Modifican el mecanismo y por tanto Ea. • No modifican las constantes de los equilibrios. • Pueden ser: – Positivos: hacen que “v” pues consiguen que Ea. – Negativos: hacen que “v” pues consiguen que Ea. • Los catalizadores también pueden clasificarse en: – Homogéneos: en la misma fase que los reactivos. – Heterogéneos: se encuentra en distinta fase.
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Ea
k
Energía potencial
Energía potencial
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k = A • exp( -Ea/RT )
sin catalizador
catalizador
Avance de la reacción
Avance de la reacción
velocidadcon catalizador > velocidadsin catalizador
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QUÍMICA
Cinética Química
Catalizador Reacción no catalizada Reacción catalizada
Complejo activado
Complejo activado Energía de activación
Ea
Energía de activación Productos
Reactivos
H>0
H