1612 - Quimica IV Area I (1)

COLEGIO DE QUÍMICA Grado: 6°

Clave: 1612

Plan: 96

GUÍA DE ESTUDIO

QUÍMICA IV ÁREA 1

Autores:

José Luis Buendía Uribe María Esther Del Rey Leñero Ana Cecilia Kim Mora Reyes Martín Mata Franco Ismael Segura Vázquez

Revisión 2011:

M. en C. Maribel Espinosa Hernández

UNIVERSIDAD NACIONAL AUTÓNOMA DE MÉXICO

Escuela Nacional Preparatoria Directora General: Mtra. Silvia E. Jurado Cuéllar Secretario Académico: Biól. Alejandro Martínez Pérez

Diseño de portada: DCV. Cintia Amador Saloma Cuidado de la Edición: DCG. Edgar Rafael Franco Rodríguez 3ª edición: 2011 © Universidad Nacional Autónoma de México Escuela Nacional Preparatoria Dirección General Adolfo Prieto 722, Col. Del Valle C. P. 03100, México, D. F. Impreso en México

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PRESENTACIÓN La Escuela Nacional Preparatoria ha trabajado durante casi 145 años en la formación de jóvenes llenos de ideales y metas por cumplir, con deseos de superación y comprometidos con su país, a quienes tenemos que guiar y conducir hacia el logro de sus éxitos académicos, factores que reforzarán su seguridad personal. Las herramientas que adquieran los estudiantes, durante esta etapa escolar, serán fundamentales, columna vertebral que sostenga sus estudios profesionales, con lo que el desarrollo de habilidades y actitudes se verá reflejado en su futuro próximo. Es nuestra responsabilidad dotar a los alumnos de todos los materiales didácticos que ayuden a enfrentar los retos de adquisición del aprendizaje, para que continúen con sus estudios de manera organizada, armónica y persistente. Por lo mismo, los profesores que integran esta dependencia universitaria, trabajan de manera colegiada; ponen toda su energía en desarrollar las Guías de estudio para aquellos alumnos que, por cualquier razón, necesitan presentar un examen final o extraordinario y requieren elementos de apoyo para aprobarlos y concluir sus estudios en la Preparatoria. La presente Guía de estudio es un elemento didáctico que facilita la enseñanza y el aprendizaje. Se puede utilizar de manera autodidacta o con la ayuda de los muchos profesores que a diario brindan asesorías en cada uno de los planteles de la Escuela Nacional Preparatoria. Continuaremos buscando más y mejores elementos didácticos: presenciales y en línea, con el objetivo de ayudar a nuestros alumnos a que aprueben y egresen del bachillerato. Sólo me resta desearles éxito en su camino personal y profesional. Juntos por la Escuela Nacional Preparatoria. Mtra. Silvia E. Jurado Cuéllar Directora General

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Presentación de los autores La guía que tienes en tus manos tiene como finalidad ayudarte a preparar el examen extraordinario de la materia de Química IV Área I. En esta guía, se encuentran desarrollados los contenidos de las cuatro unidades del programa, las cuales son: Unidad 1: La energía y las reacciones químicas Unidad 2: Rapidez y equilibrio de las reacciones químicas Unidad 3: Fundamentos de química orgánica Unidad 4: Reacciones orgánicas Cada unidad inicia con una breve introducción, donde se explica en forma general los contenidos que se van a revisar. Después presenta un organizador para que visualices la secuencia y la relación que existe entre los contenidos. Se incluyen los propósitos de la unidad y se desarrollan los contenidos, se acompaña de ejemplos resueltos y ejercicios para que reafirmes tus conocimientos. Al término de cada unidad encontrarás la bibliografía y un cuestionario de autoevaluación. Al final de la guía se ha colocado un examen tipo para que realices un simulacro y veas que aspectos debes de reforzar. Se recomienda buscar asesoría con un profesor para que supervise tu avance. Este material también puedes utilizarlo como apoyo a tu curso normal para que repases y ejercites los temas de cada unidad. Por último, la resolución de esta guía no garantiza que apruebes el examen extraordinario, para tener éxito en tu examen extraordinario deberás prepararlo con tiempo suficiente para que puedas estudiar, revisar y entender cada uno de los temas. Cualquier comentario o sugerencia para mejorar el contenido y funcionalidad de esta guía será muy bienvenida en la Jefatura de Química.

Jefa del Departamento de Química 2006-2010 QFB. E. Alba Gutiérrez Rodríguez

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ÍNDICE GENERAL CONTENIDOS

UNIDAD I . LA ENERGÍA Y LAS REACCIONES QUÍMICAS

Página

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1.1 Energía y reacción química 1.1.1 Sistemas, estados y funciones de estado. 1.1.2 Primera Ley de la termodinámica. 1.1.3 Energía Interna (U) y entalpía. 1.1.4 Reacciones exotérmicas y endotérmicas. 1.1.5 Entalpías de enlace 1.1.6 Termoquímica. Ley de Hess. 1.1.7 Entropía. 1.1.8 Energía Libre y espontaneidad.

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1.2 Procesos electroquímicos 1.2.1 Reacciones de oxidación-reducción. 1.2.2 Celdas electroquímicas. 1.2.3 Potenciales estándar de reducción. 1.2.4 Corrosión de metales, un proceso espontáneo. 1.2.5 Prevención de la corrosión.

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UNIDAD II. RAPIDEZ Y EQUILIBRIO DE LAS REACCIONES QUÍMICAS

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2.1 Rapidez de la reacción química 2.1.1 Concepto de rapidez de reacción. 2.1.2 Explicar la teoría de las colisiones. 2.1.3 Energía de activación. 2.1.4 Perfil de energía. 2.1.5 Reconocer los principales factores que influyen en la rapidez de una reacción.

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2.2 Equilibrio químico 2.2.1 Descripción del equilibrio químico. 2.2.2 Descripción de reversibilidad de una reacción. 2.2.3 Expresar la constante de equilibrio de algunas reacciones. 2.2.4 Principio de Le Chatelier. 2.2.5 Enunciar los conceptos ácido-base de Brönsted-Lowry. Concepto de pH.

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UNIDAD III. FUNDAMENTOS DE QUÍMICA ORGÁNICA

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3.1 Conceptos fundamentales 3.1.1 Niveles de energía electrónica. 3.1.2 Orbitales atómicos. 3.1.3 Configuraciones electrónicas. 3.1.4 Símbolos de Lewis. 3.1.5 Relación entre electronegatividad y tipos de enlace.

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3.2 Hidrocarburos: alcanos, alquenos y alquinos. 3.2.1 Hibridación del átomo de carbono, tipos de enlaces carbono-carbono. Estructura y modelos. 3.2.2 Nomenclatura, isomería y propiedades físicas.

58 58

3.3 Grupos funcionales. Alcohol, éter, aldehído, cetona, ácidos carboxílicos, éster, aminas, amidas, aminoácidos y compuestos halogenados. Nomenclatura, estructura, isomería, propiedades y aplicaciones.

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UNIDAD IV. REACCIONES ORGÁNICAS

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4.1 Reacciones orgánicas 4.1.1 Reacciones de adición, de eliminación y de sustitución. 4.1.2 Reacciones de condensación e hidrólisis. 4.1.3 Reacciones de oxidación y reducción.

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62

4.2 El mundo de los polímeros 4.2.1 Reacciones de polimerización por adición. 4.2.2 Plásticos y sus propiedades. 4.2.3 Polímeros sintéticos por adición, polietileno. 4.2.4 Polímeros sintéticos por condensación, Poliamidas (nylons). 4.2.5 Polímeros naturales: celulosa, hule.

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Examen final de autoevaluación

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PRIMERA UNIDAD

LA ENERGÍA Y LAS REACCIONES QUÍMICAS INTRODUCCIÓN En la primera parte de la unidad se tratan y relacionan temas importantes de la Termodinámica como son la energía y su transferencia, la entalpía, la entropía y la energía libre. Se inicia con el estudio de los sistemas, y de los procesos en los que se ven envueltos, así como de los diferentes criterios que nos proporcionan las propiedades termodinámicas, como la entropía y la energía libre, para predecir si los procesos (como las reacciones químicas) son factibles. En muchos de los procesos industriales, como la manufactura de productos plásticos, es muy importante conocer estos temas para optimizar dichos procesos y obtener productos de calidad. Estos temas también nos ayudan, por ejemplo, para comprender como funciona una locomotora, los cohetes, los fuegos artificiales, etc. Un tipo de energía, de mayúscula importancia, es la eléctrica ya que es una de las fuentes de producción de muchos satisfactores y del bienestar en nuestros hogares. Con el objetivo de entender como se relaciona esta energía en una reacción química, se estudian los procesos electroquímicos en sistemas como las celdas electrolíticas y voltaicas (pilas) Reacción química

Energía

Energía Libre

Entropía

Sistemas

1ª. Ley

Proceso espontáneo

Proceso no espontáneo

Reacción electroquímica

Estados y función de estado

Energía interna

Entalpia

Reacción exotérmica

Entalpia de enlace

Reacción endotérmica

Celda

Potencial estándar

Corrosión

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PRIMERA UNIDAD LA ENERGÍA Y LAS REACCIONES QUÍMICAS PROPÓSITOS 1. Reconocer la relación que existe entre entalpía, entropía y energía libre 2. Identificar los cambios de entalpía y entropía que se verifican durante las reacciones químicas 3. Relacionar la espontaneidad de las reacciones químicas con los cambios de energía libre 4. Reconocer la corrosión como un proceso espontáneo 5. Aplicar los conocimientos adquiridos en la prevención de la corrosión de los metales.

1.1. ENERGÍA Y REACCIÓN QUÍMICA 1.1.1. Sistemas, estados y funciones de estado. Un sistema es una parte del universo que se selecciona de manera arbitraria para realizar en él algún tipo de estudio. Dicho sistema está delimitado por paredes o fronteras del resto del universo. Todo lo que queda fuera del sistema constituye los alrededores. Los sistemas pueden ser abiertos, cerrados o aislados. Un sistema abierto es aquel en el que se puede intercambiar materia y energía con los alrededores, en los sistemas cerrados no se puede intercambiar materia con los alrededores, pero sí energía. Los sistemas que no pueden intercambiar ni materia ni energía con los alrededores se llaman aislados. Las paredes de un sistema que permiten el intercambio de energía con los alrededores se llaman diatérmicas, las que no lo permiten se llaman adiabáticas. Si en un sistema se conocen el o los materiales que lo componen y dos cualesquiera de las tres propiedades siguientes: la presión (P), la temperatura (T) y el volumen del sistema (V) se dice que el estado del sistema está definido. Cuando se lleva acabo un proceso físico o químico, el estado del sistema cambia y puede llegar a un nuevo estado, es decir, las propiedades (o algunas de ellas) que definen al sistema pueden llegar a tener valores diferentes a los iniciales. Por lo anterior una función de estado es aquella que su cambio de valor (Δ) depende únicamente del estado inicial y final del proceso, en consecuencia no importa la trayectoria del cambio, sino el cambio neto, por lo contrario una función de trayectoria es aquella que depende de la ruta seguida en el proceso. Ejemplos de función de estado: T, P, V, energía. Ejemplos de funciones de trayectoria: q y w

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Ejercicios Selecciona la opción que consideres correcta: 1. La parte del universo que es seleccionada para realizar algún estudio se llama: A. problema B) variable C) propiedad D) sistema 2. La pared de un sistema que permite transferir energía térmica se llama: A) aislada B) adiabática C) diatérmica D) flexible 3. La variable que no es función de estado, ni propiedad de un sistema es: A) la presión B) el calor C) la energía D) la temperatura 4. Son ejemplos de funciones de estado: A) temperatura y calor B) calor y trabajo

C) presión y temperatura

D) volumen y trabajo

1.1.2. Primera ley de la termodinámica. Esta ley se refiere a que en un proceso la variación de la energía interna de un sistema dependerá de la cantidad de energía (térmica o mecánica) que se libere o absorba en dicho sistema. Es una manera diferente de interpretar la ley de la conservación de la energía y queda como sigue: ΔU = q + w En esta expresión q es el calor (se desea hacer hincapié de que el calor se refiere al proceso de intercambio de energía térmica entre el sistema y los alrededores y que la dirección de dicho intercambio va del sistema o alrededor con mayor temperatura al de menor temperatura). Se considera que cuando se absorbe energía térmica en el sistema q será positivo, pero si se libera es negativo. w es el trabajo realizado por el sistema o sobre el sistema y representa el intercambio de energía mecánica entre el sistema y los alrededores. Se considera que el trabajo realizado por el sistema es negativo y él que se realiza sobre el sistema es positivo. ΔU representa el cambio de la energía interna del sistema y es una función de estado, es decir, representa el cambio neto del contenido energético; en algunas fuentes bibliográficas se puede encontrar la variación de esta propiedad como ΔE. Con base en el Sistema Internacional, la unidad de energía a utilizar será el Joule (J), sin embargo por practicidad pueden utilizarse unidades tales como kiloJoule (kJ), caloría (cal) o kilocaloría (kcal). Nota: generalmente hay confusión entre los conceptos de calor y temperatura, pero recuerda que calor es un proceso de intercambio de energía térmica y sus unidades son J, kJ, cal o kcal; mientras que temperatura es una propiedad del sistema que indica la potencialidad de transferir energía térmica y sus unidades son K, °F o °C. Es sabido que la temperatura es necesaria para el cálculo de calor (q = m Cp ΔT) pero no por ello debemos decir que es lo mismo. Por ejemplo si dos sistemas con paredes diatérmicas interaccionan y ambos sistemas tienen la misma temperatura el valor de q será cero y no así el valor de sus temperaturas; en este caso no hubo proceso de transferencia de energía térmica.

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Ejercicios 5. Cuando se presiona el émbolo de una jeringa y el gas se comprime, la energía interna del sistema A) aumenta B) disminuye C) permanece constante D) está en equilibrio 6. Cuando enfriamos, la energía interna de un sistema: A) aumenta B) disminuye C) permanece constante

D) está en equilibrio

7. Un sistema es enfriado y obligado a comprimirse, los valores para q y w son: A) q (+), w (-) B) q (+), w (+) C) q (-), w (+) D) q (-), w (-) 8. Un sistema es calentado al transferirle 500 kJ de energía térmica, lo que provoca que sufra una expansión que involucran 350 kJ, calcula ΔU A) +850kJ B) -850kJ C) -150kJ D) +150kJ

1.1.3. Energía interna (U) y entalpía. La energía interna U (o E), es el contenido total de energía de un sistema, por lo tanto es propiedad del mismo. Desde el punto de vista submicroscópico, esta energía se refiere a la energía de vibración, de translación y de rotación de las partículas (átomos, moléculas, etc.) que constituyen los materiales del sistema, así como a la energía de electrones y núcleos de los átomos presentes y a la energía potencial química debido a las interacciones entre ellos (por ejemplo enlaces químicos) o también entre moléculas, iones, etc. La unidad comúnmente utilizada es el kJ y si se trata de la propiedad molar kJ/mol. Se había mencionado ya, que la energía interna es una función de estado y que para calcular su valor tendríamos la ecuaciónΔU = U final – U inicial, sin embargo, no es tarea fácil y factible determinar la energía interna final o inicial en un momento dado; entonces para conocer ΔU se necesita conocer los intercambios de energ ía en un proceso, es d ecir, conocer los valores de q y w (1ª Ley de la Termodinámica). La entalpía es energía que puede ser intercambiada en un sistema pero en condiciones particulares, en este caso, a presión constante. Se representa como H y su variación como ΔH. Al igual que la energía interna (U), es una función de estado y es propiedad de un sistema; la unidad recomendada a utilizar es el kJ o kJ/mol. Para el desarrollo de los siguientes temas es importante mencionar que delimitaremos algunos aspectos sobre los procesos que se tomarán en cuenta para los cálculos de la entalpía. Uno de ellos es que el proceso de referencia será una reacción química, otro es que no se tomará en cuenta el trabajo, es decir que w=0; para esto se deberán considerar los siguientes puntos: -

Sistemas con paredes rígidas y abiertas (por lo menos en en alguna de sus partes, por ejemplo un matraz). No habrá expansiones o compresiones. No se tomará en cuenta que el sistema se desplace, para evitar tener un proceso de trabajo por cambio en el centro de masa de dicho sistema. Sólo se tomará en cuenta el intercambio de energía térmica en el proceso (q).

Por lo anterior y considerando que tampoco se puede tener un valor de H final e inicial, el ΔH podrá ser calculado por medio de la ecuación: ΔH = q

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El término entalpía completa su nombre con base en el proceso en el que esté referida, por ejemplo si hablamos simplemente de una reacción, pues será llamada entalpía de reacción (ΔHr), si es de una reacción de combustión será entalpía de combustión, (ΔH comb), o de una reacción de formación, entalpía de formación (ΔHf), etc.

1.1.4. Reacciones exotérmicas y endotérmicas. En toda reacción química se absorbe y se libera energía térmica. Si la cantidad de energía que se libera es mayor que la que se absorbe ocasiona que el sistema tenga menos energía al final del proceso, por tanto el cambio neto de la energía es negativo, en otros términos el ΔH es (-), este es el caso de una reacción química exotérmica, el proceso contrario al mencionado, describiría una reacción endotérmica con un ΔH (+). La reacción de combustión del metano, (CH4, componente principal del gas natural) es un ejemplo de reacción exotérmica. Al final del proceso se liberan 890 kJ de energía, es decir, el valor de ΔH es de -890 kJ por cada mol de CH4 combustionado. CH4 (g) + 2O2 (g) —→

CO2(g) + 2H2O(l)

La reacción de descomposición del agua es un ejemplo de reacción endotérmica, pues para que se lleve a cabo se necesita un total de 285.8 kJ por cada mol de agua descompuesta: H2O (l)

—→

½ O2(g) + H2(g)

Con base en lo anterior, el valor de ΔH es de +285.8kJ. Si los procesos anteriores se representaran mediante un gráfico, para una mejor comprensión, quedarían como sigue: 1) Reacción exotérmica, ΔH (-).

Observa como el contenido de energía de los productos es menor que la de los reactivos y que precisamente el ΔH es la diferencia energética entre estos dos estados del sistema. Nota1: El término “Energía de activación” es la energía que absorbe el sistema para que la reacción se lleve a cabo, tal concepto se verá con mayor profundidad en la unidad 2.

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2) Reacción endotérmica, ΔH (+).

Observa como el contenido de energía de los productos es mayor que la de los reactivos y que precisamente el ΔH es la diferencia energética entre estos dos estados del sistema. Nota2: Ibidem Nota1. En este caso la “energía de activación” esta representada desde el estado energético de los reactivos hasta el punto más alto de la curva.

1.1.5. Entalpías de enlace. Las condiciones estándar (25°C de temperatura y 1 atm de presión) serán la base de los cálculos para la entalpía de una reacción química y serán indicadas mediante el símbolo (°), por ejemplo ΔH°. Es necesario indicar que esto es sólo una convención apropiada a nuestro nivel académico. En un primer caso el ΔH°r puede calcularse a partir de los valores de ΔH°f (registrados en las tablas respectivas de la bibliografía básica de esta unidad) de los productos y de los reactivos involucrados en la reacción química. Nota: para un elemento el valor de ΔH°f:= 0. Reactivos → Productos aA + bB → cC + dD ΔH°r = Σ n ΔH°f (productos) – Σ m ΔH°f (reactivos) Donde: • ΔH°r es la entalpía de la reacción (kJ/mol) • Σ ΔH°f (productos) es la suma de las entalpías estándar de formación de cada uno de los productos que se forman en la reacción química. • Σ ΔH°f (reactivos) es la suma de las entalpías estándar de formación de cada uno de los reactivos que intervienen en la reacción química. • n y m son los coeficientes estequiométricos de la reacción (cantidad de sustancia de los productos C y D y de los reactivos A y B)

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Ejemplo Utilizando los valores de entalpías estándar de formación, calcula la entalpía de la reacción (ΔH°r ) de hidrogenación del eteno (C2H4) para dar etano (C2H6). Indica si la reacción química es exotérmica o endotérmica. C2H4 (g) + H2 (g)

→

C2H6(g)

Datos tomados de las tablas: ΔH°f eteno(g) = +52.35 kJ/mol ΔH°f etano(g) = -84.70 kJ/mol ΔH°f H2 (g) = 0 kJ/mol Solución: Se aplica la ecuación: ΔH°r = Σ nΔH°f (productos) – Σm ΔH°f (reactivos) ΔH°r = [1 mol x – 84.7 kJ/mol] – [1 mol x 52.3 kJ/mol + 1 mol x 0 kJ/mol] ΔH°r = - 137 kJ por cada mol de eteno que se hidrogena. El signo negativo significa que la reacción es exotérmica. Ejercicios: 9. En una reacción exotérmica se: A) libera energía térmica y el ΔH del sistema es negativo. B) absorbe energía térmica y el ΔH del sistema es negativo. C) libera energía térmica y el ΔH del sistema es positivo. D) absorbe energía térmica y el ΔH del sistema es positivo. 10. A partir de los siguientes datos: C2H4(g) ∆H0f = 52.3 kJ/mol H2O(l) ∆H0f = – 285.9 kJ/mol C2H5OH(l) ∆H0f = – 277.4 kJ/mol El ∆H0 de la siguiente reacción C2H4(g) + A) – 43.8 kJ B) 43.8 kJ

H2O(l) → C2H5OH(l) es: C) – 60.8 kJ D) 60.8 kJ

Cuando no se conocen los valores de las entalpías de formación de productos y reactivos, la entalpía estándar de la reacción (ΔHºr) puede calcularse a partir de las entalpías de enlace de las sustancias que intervienen en ella. La entalpía de enlace se define como la cantidad de energía necesaria para romper un mol de enlaces de los reactivos o la energía que se libera cuando se forma un mol de enlaces de los productos. Para romper un mol de enlaces hay que suministrar energía al sistema [proceso endotérmico, ΔH positivo] y para formarlo hay liberación de energía [proceso exotérmico, ΔH negativo]. Para calcular el ΔH total o de reacción, se suman las entalpías de los enlaces rotos más las entalpías de los enlaces formados. ΔHºr = (ΔHºenlaces rotos) + (ΔHº enlaces formados)

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Ejemplo: Para calcular la entalpía de la reacción de hidrogenación del acetileno o etino (C2H2) con el fin de producir etileno o eteno (C2H4) según la siguiente reacción: C2H2(g) + H2(g)

catalizador

→

C2H4(g)

1. Se escribe la reacción con fórmulas desarrolladas: catalizador

H - C ≡ C – H + H – H → H – C = C – H | | H H 2. De acuerdo con la tabla de entalpías de enlace, se anotan los enlaces rotos y los formados, con sus valores correspondientes; los rotos con valores de ΔH positivos, porque se requiere suministrar energía para romperlos, y los enlaces formados con valores de ΔH negativos, porque se libera energía al formarse: ΔH kJ/mol +835 +436 +1,271 kJ

Enlaces rotos: 1 mol de enlaces C ≡ C 1 mol de enlaces H – H Suma Enlaces formados 2 mol de enlaces C– H 1 mol de enlace C = C

ΔH kJ/mol 2 x– 413 = –826 –612 Suma –1,438 kJ

Nota: en este caso no se tomaron en cuenta dos enlaces C-H, ya que se no se rompieron al pasar a los productos 3. La entalpía de la reacciónΔHº r es la suma de las entalpías de los enlaces rotos ΔH( positiva) más la de los enlaces formados (ΔH negativa). ΔHºr = (+1271kJ) + (–1438kJ) = –167 kJ Ejercicios Selecciona el inciso correcto 11. De acuerdo con las siguientes entalpías de enlace, C–H 413 kJ/mol, O=O 494 kJ/mol, C=O 801 kJ/mol, O-H 482 kJ/mol; calcula la energía que se libera al quemar (combustionar) un mol de metano con suficiente oxígeno, según la reacción:

CH4(g) + 2O2(g) ――→ CO2(g) + 2H2O(l). A) –890kJ

B) +890kJ

C) –563kJ

D) +563kJ

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12. A partir de los siguientes valores de entalpías de enlace: H-H 435 kJ/mol; Br-Br 193 kJ/mol; H-Br 364 kJ/mol, la entalpía de formación (∆Hºf) de la siguiente reacción: H2(g) + Br2(g) → 2 HBr(g) es: A) –264 kJ

B) +264 kJ

C) –100 kJ

D) +100 kJ

1.1.6. Termoquímica. Ley de Hess Esta ley se aplica en caso de que los valores de las entalpías de formación de productos y reactivos (ΔHºf) no se puedan determinar fácilmente por no tener los valores necesarios en tablas o no se pueda utilizar la entalpía de enlace; el valor de la entalpía de reacción se puede calcular por un método indirecto llamado Ley de Hess. La Ley de Hess indica que cuando los reactivos se convierten en productos, el cambio de entalpía es el mismo, independiente de que la reacción química se efectué en un paso o una serie de pasos. En otras palabras, se puede separar la reacción química de interés en una serie de reacciones químicas parciales para las cuales se tenga el valor de ΔHº r y de esta manera calcular ΔHºr para la reacción total; lo que significa que el cambio de entalpía de una reacción química, la cual podemos llamar “principal”,que es la que se desea conocer, puede obtenerse mediante la suma de los cambios de entalpía de cada una de las reacciones químicas parciales, que se llaman “auxiliares”, en que se pueda dividir la reacción “principal”. Ejemplo: Se desea obtener la variación de entalpía estándar de la siguiente reacción, a la que llamaremos reacción principal, mediante la Ley de Hess: 2C(grafito) + H2(g) → C2H2(g)

ΔH°r?

A partir de los valores de las entalpías estándar de las siguientes reacciones (a), (b), y (c), (auxiliares) y que se dan como datos del problema (a) C (grafito) + O2 (g) (b) H2 (g) +

→ CO2(g)

½ O2 (g) → H2O (l)

ΔH°1 r = –393.5 kJ ΔH°2 r = –286. kJ

(c) 2 C2H2 (g) + 5 O2 (g) → 4 CO2 (g) + 2H2O (l) ΔH°3 r = –2,598.8 kJ Para resolver este problema hay que seguir los siguientes pasos 1. Lo primero que se hace es numerar las reacciones auxiliares cuya suma conduce a la reacción problema o principal; por lo general las ecuaciones auxiliares son datos del problema, no las tienes que pensar. 2. En las ecuaciones auxiliares numeradas en el punto anterior, hay que fijarse si los reactivos y los productos aparecen en el mismo lugar que aparecen en la reacción principal; en caso contrario, es necesario pasar los reactivos a la derecha de la flecha de cada reacción y los productos a la izquierda, como aparecen en la reacción principal.

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En caso de cambiar el sentido de una reacción, por así requerirlo en la ecuación principal, el valor de ΔH° r cambiará de signo, por ejemplo, si se tiene esta reacción: 2C2H2(g) + 5O2(g) → 4CO2(g) + 2H2O(l)

ΔH°r = –2,598.8 kJ

La reacción inversa será la siguiente: 4CO2(g) + 2H2O(l) → 2C2H2(g) + 5O2(g)

ΔH°r = +2,598.8 kJ

3. En caso de necesitar un número diferente de moles en la reacción principal, es posible multiplicar o dividir toda la reacción auxiliar por un número múltiplo o submúltiplo que produzca el número de moles necesarias en la reacción principal, lo cual afecta también el valor de ΔH°r, quedando éste a su vez dividido o multiplicado por dicho número. 4. Una vez teniendo los reactivos y los productos en el sentido que indica la ecuación principal, se hace la suma de las reacciones auxiliares Resolución: Observar la ecuación principal y la ecuación (a) 1. Se multiplica la ecuación (a) por 2 para tener 2C en el 1er. miembro de la ecuación: 2(a)

2C(grafito) + 2O2(g)

→ 2CO2(g)

ΔH°1 (r) = –787 kJ

Observar la ecuación principal y la ecuación (b) 2. Como es necesario 1 mol de H2 en el primer miembro de la ecuación principal se copia la ecuación auxiliar (b), puesto que ya tiene 1 mol de H2 en su primer miembro. (b) H2 (g) + ½ O2 (g) → H2O (l) ΔH°2 (r) = –286 kJ Observar la ecuación principal y la ecuación (c) 3. Se invierte y se le saca mitad a la ecuación (c) para tener un mol de C2H2 del lado derecho – (c/2) 2CO2(g) + H2O(l) → C2H2(g) + 5/2 O2 (g) ΔH°3 (r) = +1,299.4 kJ (¡Atención! observa que al “ΔH°” del punto 3 se le cambio el signo porque se invirtió el sentido de la reacción, además de que se dividió entre 2) 4. Se hace la suma de las reacciones de los puntos 1,2 y 3 es decir: Sumamos las ecuaciones auxiliares 2(a)+ (b) – (c/2) 2C(grafito) + H2(g) → C2H2(g)

ΔH°r = ΔH°1 + ΔH°2 + ΔH°3 = +226.6 kJ

ΔH°r = +226.6 kJ

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Ejercicios 13. Empleando la ley de Hess, comprueba el valor de la entalpía estándar para la siguiente reacción: C(grafito) + 2H2 (g)

→

CH4(g)

ΔHºr = -75.5kJ

A partir de los datos de ΔHºr para las siguientes reacciones auxiliares: (a)

C(grafito) +O2(g)→CO2(g)

ΔHºr1 = -393.5kJ

(b)

2H2 (g) + O2 (g) → 2H2O(l)

ΔHºr2 = -572 kJ

(c) CO2 (g) + 2H2O(l) → CH4 (g) + 2O2 (g)

ΔHºr3 = +890 kJ

14. Por ley de Hess, calcula la entalpía estándar de la siguiente reacción: 2C(grafito) + O2(g)

→

2CO(g)

Valores de las entalpías de reacción de las siguientes reacciones auxiliares: 2CO(g) + O2(g)

→

C(grafito) + O2(g) A) –890 kJ

→

2CO2(g)

ΔH°r = –566 kJ

CO2 (g)

B) –221 kJ

ΔH°r = –393.5 kJ C) –442 kJ

D) +890 kJ

15. A partir de las siguientes reacciones: ½N2(g) + ½O2(g) → NO(g) ∆H0 = +90.37 kJ ½N2(g) + O2(g) → NO2(g) ∆H0 = +33.85 kJ La entalpía estándar de la reacción NO(g) + ½O2(g) a) -56.52 kJ

B) +56.52 kJ

C) +124.22 kJ

→

NO2(g) es: D) +180.74 kJ

16. A partir de las siguientes reacciones: S(s) S (s)

+ +

O2(g) → SO2(g) 3/2O2(g) → SO3(g)

∆H0 = -296.9 kJ ∆H0 = -395.18 kJ

Determina la entalpía estándar de la reacción SO2(g) + ½ O2(g) A) –98.28 kJ

B) +98.28 kJ

C) -692.8 kJ

→

SO3(g)

D) +692.8 kJ

17

1.1.7. Entropía. La entropía es generalmente descrita como la medida del desorden de los sistemas, entre más desordenado queda un sistema después de un proceso más entropía tiene y se considera que el proceso fue más natural. En todo proceso de intercambio energético entre sistemas, siempre hay una cantidad de energía que se disipa a los alrededores, haciendo que la eficiencia de dicho proceso disminuya, es decir, es energía no aprovechada; esto ocasiona que el sistema cada vez contenga menos energía útil que pueda intercambiar en algún próximo proceso. La entropía se representa como S y su variación como ΔS. Al igual que la energía interna (U) y la entalpía (H) es una función de estado y es propiedad de un sistema; la unidad recomendada a utilizar es el J/K o J/mol K. En este caso si se tienen valores absolutos de entropía estándar (S°) reportados en tablas, por lo tanto en el sistema (que es donde se lleva a cabo la reacción química) podrá calcularse el ΔS° como sigue: ΔS°sistema = (S° final) – (S° inicial) para una reacción química en particular: ΔS°sistema = ΣnS°(productos) – ΣmS°(reactivos) Donde: n y m son los coeficientes estequiométricos de los productos y reactivos respectivamente. El término entropía se incluye en la segunda ley de la Termodinámica, la cual se enuncia a continuación: La entropía del universo aumenta en un proceso espontáneo y se mantiene constante en un proceso en equilibrio. Los procesos naturales se llevan a cabo en la dirección de máxima dispersión de la energía (mayor ΔS). La segunda ley se refiere a la entropía del universo, es decir, a la del sistema en estudio más la de sus alrededores. ΔS universo = ΔS sistema + ΔS alrededores Con base en lo anterior se pueden clasificar los procesos como espontáneos y no espontáneos. Un proceso espontáneo es aquel proceso natural que ocurre incontroladamente en un sentido y no en el contrario, por ejemplo, un clavadista siempre se lanza hacia el agua y no al revés. El proceso no espontáneo es el que no ocurre en el sentido en el que está descrito a menos que sea obligado por algún factor externo, con base en el ejemplo anterior, el clavadista tiene que subir las escaleras para volver a estar en la plataforma desde donde se aventó y no lanzándose directo del agua a la plataforma. Entonces si ΔSuniv > 0 el proceso es espontáneo, si ΔSuniv = 0 el proceso está en equilibrio y si ΔSuniv < 0 el proceso es no espontáneo.

18

Ejemplo Calcula el cambio de entropía estándar de la siguiente reacción química: Solución:

H2(g) + ½ O2 (g) ——→ H2O(l)

De las tablas de datos termodinámicos a 25°C y 1 atm (condiciones estándar) se obtienen los valores de las entropías absolutas estándar: S° H2 (g) = 130.7 J/ mol K S° O2 (g) = 205.1 J/ mol K S° H2O (l) = 69.9 J/ mol K Se utiliza la ecuación:

ΔS°sistema = ΣnS°(productos) – ΣmS°(reactivos)

Se aplican los valores, encontrados en las tablas, en la ecuación anterior: ΔS°sistema = 1 mol x S°H2O(l) – [1 mol x S° (H2 (g) + ½ mol x S° (O2 (g)] ΔS°sistema = (1 mol x 69.9J/mol K – [1 mol x 130.7 J/mol K + ½ mol x 205.1 J/mol K] ΔS°sistema = -163 J/ K por cada mol de agua líquida formada. Nota: en este caso no se harán cálculos de entropía de alrededores, y por consecuencia del universo, ya que en el siguiente tema sólo se solicita conocer el ΔS°sistema.

1.1.8. Energía libre y espontaneidad La energía libre, también llamada de Gibbs, es energía útil de un sistema, en otras palabras es la energía que puede ser intercambiada en un proceso deseado o planeado, por ejemplo en un proceso industrial. Se representa como G y su variación como ΔG. Al igual que la energía interna (U), entalpía (H) y entropía (S) es una función de estado y es propiedad de un sistema; la unidad recomendada a utilizar es el kJ o kJ/mol. Por lo anterior y considerando que tampoco se puede tener un valor de G final e inicial, el ΔG en un proceso (reacción química en condiciones estándar) podrá ser calculado por medio de la ecuación: ΔG°sistema = ΔH°sistema - TΔS°sistema En donde: • ΔG°sistema es la variación de la energía libre de Gibbs del sistema. • ΔH°sistema es la variación de entalpía del sistema. • T es la temperatura absoluta (298K). • ΔS°sistema es la entropía del universo.

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Criterio de espontaneidad y energía libre de Gibbs Con el ΔG°sistema se puede predecir sobre la espontaneidad de una reacción química: -

si ΔG°sistema es < 0 el proceso es espontáneo, si ΔG°sistema es = 0 el proceso está en equilibrio y si ΔG°sistema es > 0 el proceso es no espontáneo.

Nota: El ΔG°sistema también puede calcularse a partir de datos de la energía libre estándar de formación, (ΔG° f) de una sustancia, la cual se refiere a la reacción de formación de 1 mol de la sustancia a partir de sus elementos en su forma más estable y en condiciones estándar. Para un elemento el valor es cero. Este tipo de cálculo no se desarrolla en la presente guía ya que el objetivo es calcularla a partir de ΔH°sistema y ΔS°sistema, si deseas conocer más sobre él, consulta la bibliografía registrada al final de esta unidad. Ejemplo Utilizando los valores de las propiedades termodinámicas (ΔH°sistema y ΔS°sisterma) y la reacción de formación de agua H2O(l) H2(g) + ½ O2 calcula la energía libre de Gibbs de la reacción (ΔG°sistema) y determina si el proceso es espontáneo o no espontáneo. Resolución Datos: ΔH°sistema = -285.8 kJ/mol ΔS°sistema = -163 J/mol K = -0.163 kJ/mol K T = 298K (25°C, condiciones estándar) Se utiliza la ecuación: ΔG°sistema = ΔH°sistema - TΔS°sistema ΔG°sistema = [1 mol H2O(l) x ΔH°sistema] – [T x ΔS°sistema x 1 mol H2O(l)] ΔG°sistema = [1 mol H2O(l) x (-285.8 kJ/mol)] – [298 K x (-0.163 kJ/mol K) x 1 mol H2O(l)] ΔG°sistema = -237.2 kJ Como ΔG°sistema < 0 es un proceso espontáneo. Ejercicios 17. Selecciona la opción que consideres correcta. Una reacción es espontánea cuando: A) ∆S0universo es negativo B) ΔG°sistema es positivo C) ΔG°sistema= 0 D) ΔG°sistema es negativo 18. Utilizando los valores de las propiedades termodinámicas (ΔH° y S°) y la reacción de descomposición térmica del carbonato de calcio (CaCO3) CaCO3 (s)

CaO (s) + CO2 (g)

determina la energía libre de Gibbs de la reacción (ΔG°sistema) e indica si el proceso es espontáneo o no espontáneo Nota: Recuerda que los valores de ΔH° y S° los encuentras en las tablas de propiedades termodinámicas de la bibliografía recomendada.

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1.2. PROCESOS ELECTROQUÍMICOS 1.2.1 Reacciones de oxidación y reducción Las reacciones en las cuales se transfieren uno o más electrones se llaman reacciones de óxido-reducción o reacciones redox. La oxidación se define como la pérdida de electrones y la reducción como la ganancia de electrones. Muchos procesos químicos en nuestro entorno se llevan a cabo mediante este tipo de reacciones, por ejemplo en los acumuladores de los automóviles, en los procesos de combustión, la corrosión, la respiración, sólo por mencionar algunos. Por ejemplo el cloruro de sodio se forma al reaccionar sodio elemental con cloro. 2Na(s) + Cl2(g) → 2NaCl(s) El sodio y el cloro elementales son átomos neutros, es decir contienen el mismo número de protones y electrones, en el caso del sodio 11 y en el del cloro 17; sin embargo al combinarse se transfiere un electrón del sodio al cloro para dar lugar a la formación de iones Na+ y Cl- presentes en el compuesto cloruro de sodio. Al reaccionar el cloro y el sodio elementales, cada átomo de sodio pierde un electrón y forma un ion sodio con carga 1+ (quedando con 10 electrones); por tanto, se dice que el sodio se oxida. Cada átomo de cloro gana un electrón y forma un ion cloruro con carga 1(quedando con 18 electrones), y por tanto se reduce. El concepto de número de oxidación (llamado en ocasiones estado de oxidación) permite saber qué ocurre con los electrones en las reacciones de óxido-reducción asignando cargas a los diversos átomos de un compuesto. En ocasiones estas cargas son aparentes. Para determinar los números de oxidación de los átomos en elementos o compuestos se aplican las siguientes reglas:

Reglas para asignar números de oxidación 1. El número de oxidación de un elemento es siempre cero. 2. Los elementos de los grupos 1, 2 y 13 (antes grupos o familias IA, IIA, y III A) tienen números de oxidación 1+, 2+ y 3+, respectivamente. 3. El número de oxidación del hidrógeno es 1+ excepto en los hidruros donde es 1– 4. El número de oxidación del oxígeno siempre es 2-, excepto en los peróxidos en los que es 1– 5. Los haluros son sales formadas por halógenos y metales. El halógeno en los haluros tiene número de oxidación 1-. 6. La molécula es eléctricamente neutra, es decir la suma algebraica de los números de oxidación de los átomos que la constituyen es igual a cero.

21

Ejemplo Para determinar el estado de oxidación del azufre en el compuesto SO3, a) Se analiza primero su fórmula, la cual es SO3 en la que esta presente el oxígeno cuyo estado de oxidación es 2- (regla 3). b) La fórmula contiene tres oxígenos por lo que la carga total de estos en la molécula es 6-. c) La molécula es eléctricamente neutra (regla 6) por lo que el azufre debe tener un estado de oxidación 6+, para que la suma de los estados de oxidación del oxígeno y azufre sea igual a cero. + 2-

6

SO3 Resumiendo tenemos: Número de átomos en la fórmula 3 oxígenos

Número de oxidación 2-

Carga total en la fórmula 6-

1 azufre

6+

6+

Suma algebraica de cargas 0

Otro ejemplo sería el determinar el número de oxidación del cloro en el perclorato de sodio, NaClO4 a) Se analiza primero su fórmula, la cual es NaClO4 en la que esta presente el oxígeno cuyo estado de oxidación es 2- (regla 3), también encontramos la presencia del sodio cuyo estado de oxidación es 1+ por encontrase en el grupo 1 (regla 2). b) La fórmula contiene cuatro oxígenos por lo que la carga total de estos en la molécula es 8-, y en el caso de sodio es 1+. c) La molécula es eléctricamente neutra (regla 6) por lo que el cloro debe tener un estado de oxidación 7+, para que la suma de los estados de oxidación del oxígeno, sodio y azufre sea igual a cero. +

1

7+ 2-

NaClO4 Resumiendo tenemos: Número de átomos en la fórmula 4 oxígenos

Número de oxidación 2-

Carga total en la fórmula 8-

Suma algebraica de cargas

1 sodio

1+

1+

0

1 cloro

7+

7+

Un oxidante es una sustancia capaz de oxidar a otra. Los elementos que ganan o tienen tendencia a ganar electrones se llaman oxidantes y al hacer esto se reducen a sí mismos. Un reductor es una sustancia capaz de reducir a otra; los elementos que pierden electrones se llaman reductores y al hacerlo se oxidan a sí mismos.

22

Ejercicio: 19. Determina el número de oxidación de los átomos señalados en los siguientes compuestos: A) Cl en el perclorato de potasio KClO4 B) N en el nitrato de cobre II Cu(NO3)2 C) C en el dióxido de carbono CO2 D) Cr en el dicromato de sodio Na2Cr2O7 E) S en el sulfato de cromo III Cr2(SO4)3 20. Cuando un elemento gana electrones, ¿se oxida o se reduce?; ¿es un oxidante o un reductor? A) Se reduce, es oxidante B) Se oxida, es oxidante C) Se reduce es reductor D) Se oxida, es reductor

Reacciones de oxidación y reducción

Como se mencionó anteriormente, en una reacción de oxidación-reducción ocurre una ganancia y pérdida de electrones por parte de algunos de los átomos de las sustancias involucradas en la reacción. Entonces una reacción redox se conforma de dos semireacciones: la de oxidación y la de reducción. Ambas se producen simultáneamente. Por ejemplo en la reacción entre el sodio y el cloro para la formación del cloruro de sodio, mientras el sodio se oxida el cloro se reduce. 2Na(s) Naº - 1 e- → Na1+ Clº + 1 e- → Cl1-

+

Cl2(g)

→

2NaCl(s)

se oxida (semireacción de oxidación) se reduce (semireacción de reducción)

Balanceo de reacciones por el método de oxido-reducción Generalmente para llevar a cabo el estudio de algunos fenómenos químicos necesitamos balancear una reacción (cumplir con la ley de la conservación de materia). El método de balanceo de ecuaciones por el número de oxidación es el más utilizado para balancear ecuaciones, por ejemplo para balancear la siguiente reacción: KClO3

KCl + O2 (reacción no balanceada)

Primero debemos identificar las sustancias que se oxidan y reducen, mediante un análisis de los cambios de números de oxidación. 1+ 5+ 2–

1+ 1–

KCl O3

O Cl

0

KCl + O2

2-

- 2 e-

O0

semireacción de oxidación

5+

+ 6 e-

Cl 1-

semireacción de reducción

23

El oxígeno aumenta su número de oxidación de 2- a 0, por lo tanto pierde 2 e– y el cloro disminuye su número de oxidación de 5+ a 1- , o sea gana 6 e–, por lo tanto el oxígeno se oxida y el cloro se reduce. Oxidación, pérdida de electrones en un átomo 5– 4– 3– 2– 1– 0 1+ 2+ 3+ 4+ 5+ 6+ 7+ Reducción, ganancia de electrones en un átomo

Como se dijo anteriormente, el número de electrones involucrados en las reacciones de oxidación y reducción son el mismo, por lo tanto habrá que igualar este número en las semireacciones planteadas, en este caso la semireacción de oxidación se multiplica por tres. (O Cl

2-

5+

- 2 e-

O0 ) 3

+ 6 e-

Cl 1-

semireacción de oxidación semireacción de reducción

Resultando de esta manera: 3O Cl

5+

2-

- 6 e-

3 O0

+ 6 e-

Cl 1-

semireacción de oxidación semireacción de reducción

Ambas semireacciones se suman resultando: 3O

2-

- 6 e-

3 O0

semireacción de oxidación

5+

Cl + 6 eCl 1semireacción de reducción ___________________________________________________ 3O

2-

+ 1 Cl

5+

3 O 0 + 1 Cl 1-

suma de semireacciones

Ahora los coeficientes se sustituyen en las fórmulas de la reacción inicial: 1 KClO3

1 KCl + 3 O2

Como podrás observar, al colocar el coeficiente 3 al oxígeno se duplica su número (6 átomos de oxígeno) por lo que habrá que multiplicar los coeficientes de las otras sustancias por dos, resultando ahora: 2 KClO3

2 KCl + 3 O2

24

Finalmente la ecuación esta balanceada, lo cual se puede comprobar analizando el número de átomos de cada elemento presentes en reactivos y productos: 2 KClO3 reactivos Elementos presentes K Cl O

2 KCl + 3 O2 productos

Número de átomos en reactivos 2 2 6

Número de átomos en productos 2 2 6

En muchas reacciones, las fórmulas de los compuestos no involucrados en las semireacciones de oxidación y reducción se deben terminar de balancear algebraicamente. Nota importante: Recuerda que las fórmulas de los compuestos no se pueden modificar, lo único que puede variar en una ecuación son los coeficientes. Ejercicio 21. Balancea las siguientes ecuaciones por el método de oxidación.reducción: A) KMnO4 + FeO

→

B) H2 + Br2 →

K2O + MnO + Fe2O3

HBr

C) FeCl2 + H2O2 + HCl →

FeCl3 + H2O

D) Fe + O2 → Fe2O3 E) HNO3 + H2S → H2O + NO + S F) KMnO4 + FeSO4 + H2SO4 → MnSO4 + K2SO4 + Fe2(SO4)3 + H2O

1.2.2. Celdas electroquímicas Una celda electroquímica está constituida básicamente por dos piezas metálicas, llamadas electrodos, y una disolución que contiene iones, denominada electrólito. Al electrodo positivo se llama ánodo y al negativo se llama cátodo. Cuando se sumerge una lámina de metal en una disolución que contiene un electrólito, ésta adquiere un potencial químico. El Potencial químico es la capacidad de reaccionar de una especie dada y depende de su constitución química. Se mide tomando como referencia al electrodo de hidrógeno, al que se le confiere por convención un potencial químico de cero. Por convención se acostumbra emplear los valores de potenciales químicos en reacciones de reducción. La reacción de reducción del electrodo de hidrógeno es la siguiente: 2H+ + 2e- → H2

E = 0.0 V

Cada sustancia tiene un potencial químico diferente.

25

Un par redox es un cociente formado por la especie en su forma oxidada entre la especie en forma reducida, por ejemplo Fe2+/Fe0; Fe3+/Fe2+ Todo par redox que tenga mayor tendencia a reducirse que los iones H+ tendrá un potencial de reducción E > 0 ; consecuentemente el par que tenga menor tendencia a reducirse que los iones H+ tendrá un potencial de reducción E< 0 En la celda electroquímica ocurren simultáneamente dos reacciones características: la oxidación en el ánodo y la reducción en el cátodo, cada una de ellas ocurre en un compartimiento separado, se llaman medias celdas o semiceldas y las reacciones que se llevan a cabo en cada una de ellas se llaman semireacciones. La celda electroquímica puede actuar de dos maneras diferentes: • Como celda voltaica, cuando en la celda se produce una corriente eléctrica o fuerza electromotriz (f.e.m.), debida a la diferencia de potencial eléctrico que existe entre sus dos electrodos, en este caso la reacción es espontánea,∆Gº pila = > 0, también es conocida como pila eléctrica. Ejemplos: las pilas comerciales que se utilizan para que funcione un reloj digital, una lámpara sorda, un radio, sin necesidad de conectarlos a la corriente eléctrica. •

Como celda electrolítica o galvánica, cuando a la celda se tiene que aplicar una f.e.m. externa para producir cambios químicos, la reacción no es espontánea, ∆Gº pila = < 0, por ejemplo: en la electrólisis del agua se producen hidrógeno y oxígeno, en la purificación del cobre de una disolución de CuSO4, en la obtención de Al por electrólisis de la bauxita, en la obtención de sodio a partir de electrólisis del NaCl fundido.

Cuando se conectan varias pilas adosadas lateralmente en serie para aumentar su voltaje se forma una batería La pila de Daniell es un ejemplo de celda electroquímica. Voltímetro e

e

Ánodo de zinc

Cl

-

Cátodo de cobre

K+

Puente salino

2-

SO4

Cu 2+

Tapones de algodón

2-

SO4

Zn2+

Disolución de ZnSO4

Disolución de CuSO4

Pila de Daniell Consta de 2 semiceldas, una con electrodo de cobre en una disolución de sulfato de cobre II y otra con electrodo de Zn sumergido en una disolución de sulfato de zinc. Están unidas mediante un puente salino que evita que se acumulen cargas del mismo signo en cada semicelda. Entre los electrodos se genera una diferencia de potencial que se puede medir con un voltímetro.

26

La representación esquemática de la pila es la siguiente: ÁNODO

PUENTE SALINO

Zn(s) | ZnSO4(aq)

CÁTODO

║ CuSO4 (aq) | Cu(s)

Por convención para escribir la representación esquemática de las pilas, se escribe primero el par de especies que forman el ánodo: Zn(s) | ZnSO4(aq) separadas por una barra vertical | que indica la separación de la fase sólida del electrodo y líquida del ZnSO4(aq); a continuación se escribe una doble barra que indica que existe un puente salino ║ y por último las especies del cátodo, con sus fases separadas por una barra vertical, en el orden que aparecen en la celda: CuSO4 (aq) | Cu(s) .

1.2.3 Potenciales estándar de reducción El potencial estándar de un electrodo es la diferencia de potencial medida en una pila formada por el par de ese electrodo y el electrodo de hidrógeno; sus valores se encuentran en tablas. Las pilas producen una diferencia de potencial o f.e.m (fuerza electromotriz) que se calcula mediante diferencia entre los potenciales de reducción de los dos electrodos, según la ecuación: Eopila = Eored. cátodo - Eored. ánodo En general, podemos decir que para calcular la f.e.m. de una pila se restan los potenciales de las semirreacciones de reducción y de oxidación. Ejemplos: a) Calcula el potencial estándar que se obtiene de la celda Mg|Mg2+ || Cu+|Cu, a partir de los siguientes valores de potenciales estándar de reducción. Mg2+(aq) + 2 e- → Mg(s) Cu+(aq) + e-- → Cu (s)

E0 = -2.37 V E0 = 0.52 V

Eºpila = Eo cátodo - Eo ánodo Eºpila = 0.52 – (-2.37) = 2.89 V

b) Calcula el valor del potencial estándar que se obtiene de la celda Li|Li+ ||Cu2+|Cu, a partir de sus valores de potenciales estándar de reducción.

Eºpila = Eo cátodo - Eo ánodo E = 0.34 – (-3.05) = 3.39 V

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Ejercicios 22. Calcula el valor del potencial estándar que se obtiene de la celda Mn | Mn2+ || Fe3+ |Fe2+ a partir de los siguientes valores de potenciales estándar de reducción. Mn2+(aq) + 2 e- → Mn(s) Fe3+ (aq) + e-- → Fe2+ (s) A) 0.41 V

B) –1.95 V

E0 = -1.18 V E0 = 0.77 V C) 1.95 V

D) –1.59 V

23. Calcula el valor del potencial estándar que se obtiene de la celda Cr| Cr3+ ||Sn2+| Sn a partir de los siguientes valores de potenciales estándar de reducción: Cr3+(aq) + 3 e- → Cr(s) Sn2+(aq) + 2 e-- → Sn (s) A) 0.60 V

B) –0.88 V

E0 = -0.74 V E0 = -0.14 V C) 0.88 V

D) –0.60 V

24. Calcula el valor del potencial estándar que se obtiene de la celda Cu|Cu2+ || Ag+|Ag a partir de los siguientes valores de potenciales estándar de reducción Cu2+ (aq) + 2 e- → Cu(s) Ag+ (aq) + e-- → Ag (s) A) 1.14 V

B) –1.14 V

E0 = 0.34 V E0 = 0.80 V C) 1.48 V

D) 0.46 V

Baterias y acumuladores Las pilas y las baterías son celdas voltaicas generadoras de electricidad, pueden ser de varios tipos según su uso. Las pilas secas están constituidas por un recipiente de zinc el que funciona como ánodo, y un cátodo formado por una varilla de grafito colocada en el centro de la pila conectada por un lado con el zinc y por el otro con una pasta húmeda de MnO2 sólido, carbón en polvo y NH4Cl si es ácida; si es alcalina KOH o NaOH. Las pilas alcalinas, tienen mayor duración porque el zinc se oxida lentamente en medio básico. También existen otras pilas alcalinas como las de níquel-cadmio o de de zinc-mercurio que son más compactas y de mayor duración. Las baterías también llamadas acumuladores, es un dispositivo que almacena energía eléctrica mediante procesos electroquímicos y posteriormente la devuelve; este ciclo puede repetirse muchas veces. Se llama generador eléctrico secundario, porque no puede funcionar sin que se le haya suministrado previamente electricidad mediante un proceso de carga. También se le llama batería porque tiene conectadas varias pilas en serie para aumentar el voltaje suministrado.

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Los acumuladores de plomo empleados en los automóviles están formados por seis celdas iguales que se conectan en serie. Cada celda proporciona 2V, por lo que el conjunto de los 6 elementos en serie producen los 12 V que necesitan los automóviles para funcionar.

1.2.4. Corrosión de metales, un proceso espontáneo Gran parte del ingreso de cada nación se invierte en reparar las estructuras afectadas por la corrosión: las partes metálicas de los automóviles, las estructuras de los puentes, las tuberías por las que circula el petróleo y el gas natural La corrosión es un proceso espontáneo de óxido-reducción en el que se forman óxidos, sulfuros, carbonatos, etc., mediante un proceso parecido al que ocurre en el ánodo de las celdas galvánicas. Para que se produzca la corrosión es necesario que se presenten en el metal sujeto a corrosión una zona anódica que es la que sufre la corrosión, una zona catódica y un electrolito. La corrosión se presenta siempre que exista una buena unión eléctrica entre zonas anódicas y catódicas habiendo una diferencia de potencial entre ambas. La corrosión afecta a muchos metales, sin embargo, la que más conocemos es la del hierro debido a que hay muchas tuberías y estructuras construidas de este metal, la oxidación del hierro también conocida como herrumbre u orín del hierro es un ejemplo de la corrosión de este metal. El acero inoxidable es una aleación de hierro, níquel y cromo. No se oxida debido a sus altos contenidos de cromo y de níquel, se forma naturalmente sobre su superficie una finísima película insoluble muy adherente de óxidos de cromo y de níquel que lo protegen de la oxidación, por lo que este acero es muy usado en la industria y la vida diaria. El aluminio y el zinc cuando están expuestos al aire, se protegen de la corrosión recubriéndose de una capa insoluble, finísima y adherente de Al2O3 o de ZnO respectivamente. Las superficies de cobre se recubren de una pátina protectora de color verde de CuCO3, debido a la reacción entre el óxido de cobre formado en su superficie con el CO2 atmosférico. Hay algunos metales que son resistentes a la acción de los medios corrosivos, por ejemplo el oro y el platino, que no se oxidan fácilmente por lo que se les llama metales nobles.

1.2.5 Prevención de la corrosión La corrosión más frecuente es de naturaleza electroquímica y es el resultado de la formación sobre la superficie metálica de una multitud de zonas anódicas y catódicas debido a tratamientos térmicos o golpes o troquelados en presencia de un medio acuoso, cuando no existe este medio como tal el agua condensada de la atmósfera funge como electrolito que generalmente se presenta en los casos de que el metal no está sumergido o enterrado. Esta corrosión es sumamente peligrosa, no por la pérdida de metal en sí, que suele ser pequeña, sino por tratarse de una corrosión localizada que puede dar origen a picaduras profundas. El proceso de corrosión está favorecido por el contacto de la superficie de los metales con el agua, aire, ácidos, disoluciones salinas. La primera consecuencia es la pérdida del brillo debida a un recubrimiento de óxido que puede ir en aumento hasta la destrucción completa del metal.

29

Protección catódica Para prevenir la corrosión, principalmente en tuberías de hierro, se efectúa la protección catódica, que consiste en soldar a la tubería de hierro a un ánodo de magnesio o de zinc, que son metales muy activos capaces de formar una pila con el Fe y evitar que éste se oxide, ya que el elemento que se oxida es el magnesio o en su caso, el zinc, por lo que a estos metales se les llama ánodos de sacrificio. Para evitar la corrosión se emplean tratamientos metálicos como el fosfatizado, galvanizado (recubrimiento de zinc sobre acero), pasivado (tratamiento con una disolución de ácido crómico) o pintado. Cuando se presenta una abolladura o raspadura en una superficie pintada que se fosfatizó previamente, la capa de fosfato formada impide que la corrosión penetre y avance por debajo de la pintura. Ejercicios: 25. El electrodo en el que se efectúa la oxidación se llama A) cátodo B) ánodo C) de referencia

D) estándar

26. En una misma superficie metálica se origina una corriente eléctrica debido a que una región del metal que se oxida y otra actúa como A) cátodo perdiendo electrones y en otra zona el O2 los gana B) cátodo ganando electrones y en otra zona el O2 los pierde C) ánodo perdiendo electrones y en otra zona el O2 los gana D) ánodo ganando electrones y en otra zona el O2 los pierde 27. El aluminio no se corroe debido a que A) el proceso de oxidación es muy lento B) no reacciona con el O2 C) requiere la presencia de un catalizador D) con el O2 forma una capa insoluble de Al2O3 28. El cobre expuesto a la atmósfera forma una capa de color A) negro de CuO B) verde de CuCO3 C) azul de CuS

D) azul de CuSO4

29. El acero inoxidable está protegido contra la corrosión por la formación de una capa de: A) óxido de hierro B) óxido de carbono C) óxidos de cromo y níquel D) níquel metálico 30. La protección catódica se obtiene cuando se usa un metal A) más activo como ánodo de sacrificio B) menos activo como cátodo de sacrificio C) más activo como cátodo de sacrificio D) menos activo como ánodo de sacrificio

Bibliografía 1. Ávila, J., Genescá, J. (2002) Más allá de la herrumbre. La ciencia para todos, 3ª ed., Ed. Fondo de Cultura Económica, México. 2. Chang, R. (2003) Química, 7ma. Ed., Ed. Mc Graw Hill, México. 3. Hein.M., Arena, S. (2001) Fundamentos de química, 10 ed., Ed. Thompson, México. 4. Kotz, J., Treichel, P. (2003) Química y reactividad química, 5ª ed., Ed. Thomson, México. 5. Phillips, J., Strozak, V. (2001) Química conceptos y aplicaciones, Ed. Mc Graw Hill, México. 6. Rosales, G., E. (2005) Química para bachillerato 1, Ed. Limusa, México. 7. Zumdahl, S. (2007) Fundamentos de Química, 5ª ed., Ed. Mc Graw Hill, México.

30

Cuestionario de autoevaluación

UNIDAD I. LA ENERGÍA Y LAS REACCIONES QUÍMICAS 1. Cuando en un sistema se lleva a cabo un proceso de expansión y enfriamiento, los signos de q y w son respectivamente: A) (+), (-)

B) (-), (-)

C) (+), (+)

D) (-), (+)

2. Una reacción endotérmica hace que la energía interna de un sistema: A) no cambie

B) disminuya

C) se equilibre

D) aumente

3. El ∆H° de una reacción de combustión siempre es: A) positivo

B) endotérmico

C) negativo

D) cero

4. El valor de ΔH° para la siguiente reacción, utilizando entalpía de enlace, H2(g) A) -538 kJ

+ F2(g) B) +538 kJ

→

2HF(g)

C) -1714 kJ

es: D) +1714 kJ

5. Para la reacción de combustión del etano (C2H6) C2H6(g) + 7/2O2(g) → 2CO2 (g) + 3H2O (l) El cambio de entalpía estándar (ΔH°r), el cambio de la energía libre estándar ΔG ( °r) y el tipo de reacción (espontánea y no espontánea) y (exotérmica o endotérmica) son respectivamente: A) B) C) D)

-1560 kJ, +1533.3 kJ, reacción espontánea y endotérmica +1560 kJ, +1467.5 kJ, reacción no espontánea, reacción endotérmica -1560 kJ, -1533.3 kJ reacción espontánea, reacción exotérmica -1560 kJ, -1467.5 kJ, reacción espontánea, reacción exotérmica

31

UNIDAD 1 LA ENERGÍA Y LAS REACCIONES QUÍMICAS Respuestas a los ejercicios 1. D

18. ∆G°sistema = +130.2 kJ,

2. C

reacción no espontánea

3. B

19. a) Cl7+

4. C

d)Cr6+

b) N5+

c)C4+

e)S6+

5. A

20. A

6. B

21. a) 2,10,1,2,5

b) 1,1,2

7. C

c) 2,1,2,2,2

d) 4,3,2

8. D

e) 2,3,4,2,3

f) 2,10,8,2,1,5,8

9. A

22. C

10. A

23. A

11. A

24. D

12. C

25. A

13. (-393.5 kJ) + (-572 kJ) +

26. C

(+890 kJ) = -75.5 kJ

27. D

14. B

28. A

15. A

29. C

16. A

30. A

17. D

1. B

Respuesta a la autoevaluación

2. D 3. C 4. A 5. D

32

SEGUNDA UNIDAD

RAPIDEZ Y EQUILIBRIO DE LAS REACCIONES QUÍMICAS INTRODUCCIÓN En esta unidad se estudian, desde un punto de vista diferente, la naturaleza las reacciones, esta perspectiva se refiere, por un lado, a la rapidez con que se llevan a cabo dichas reacciones y de los factores que pueden afectarla, y por otro, el equilibrio químico que sucede en las reacciones reversibles. Por ejemplo, hay algunas reacciones que deben tardar mucho para realizarse, como es el caso de la descomposición de alimentos y si no llega a ser así el hombre se encarga de que se retarde lo más posible adicionando sustancias que cumplen tal objetivo. Algunas otras reacciones, por cuestiones económicas, deben ser lo más rápidas posibles; por ejemplo las que suceden en algunos procesos industriales, ya que se requiere tener productos a la venta en el menor tiempo con la mayor de las ganancias. El estudio del tema de equilibrio químico aporta las bases necesarias para entender la ionización que sucede en el agua y sus disoluciones con ácidos y bases, para al final comprender el concepto de pH. Las reacciones químicas del tipo reversibles

se pueden explicar con

el tiempo

la Teoría de las colisiones y

en el que cambian

llegan al

las concentraciones

equilibrio químico un ejemplo son

y

de

donde la y los

la cinética química los estudia

Kc

es decir, estudia la

reactivos y productos las reacciones ácido-base

donde se calculan

Concentración de H+ y pH

factores que afectan

se analizan con

el principio de Le Chateler

indica de

la abundancia

rapidez de las reacciones

la cual se afecta por:

- la concentración - la temperatura - la superficie de contacto - los catalizadores

33

SEGUNDA UNIDAD RAPIDEZ Y EQUILIBRIO DE LAS REACCIONES QUÍMICAS PROPÓSITOS 1. Adquirir el concepto de rapidez de reacción 2. Identificar los principales factores que determinan la rapidez de una reacción 3. Reconocer el significado de equilibrio químico y relacionarlo con la tendencia de los reactivos a convertirse en productos 4. Identificar las diferencias entre ácidos y bases fuertes y débiles, con base en su grado de disociación 5. Determinar experimentalmente el pH de diversas disoluciones y relacionarlo con su carácter ácido, básico o neutro.

2.1. RAPIDEZ DE LA REACCIÓN QUÍMICA 2.1.1. Concepto de rapidez de reacción. La rapidez de reacción química se define como el cambio de concentración de una sustancia, ya sea del reactivo o producto, por unidad de tiempo, es decir, se considera el tiempo necesario para que el reactivo se convierta en producto. La cinética química es una parte de la química que se encarga de estudiar la rapidez con la que ocurren las reacciones químicas, así como de los factores que afectan dicha rapidez.

2.1.2. Explicar la teoría de las colisiones. Para comprender desde el punto de vista submicroscópico, cómo es que una reacción se lleva a cabo, es importante basarse en lo que se conoce como Teoría de colisiones, en ella se considera a las partículas, ya sean átomos, moléculas o iones, como pequeñas esferas sólidas moviéndose de manera totalmente aleatoria. Además, esta teoría, contempla que deben cumplirse tres condiciones para que las reacciones ocurran: 1. Las moléculas, átomos o iones de los reactivos deben chocar entre sí. 2. Los choques entre las moléculas, átomos o iones deben de ser con suficiente energía. 3. Para que exista un reordenamiento en los átomos de las moléculas, átomos o iones de los reactivos, estos deben chocar con una orientación determinada (orientación correcta) para así formar un “complejo activado”, consecuencia de lo que se conoce como “estado de transición”, que es un paso previo a la obtención de los productos.

34

Estas condiciones se pueden explicar en el siguiente análisis de la reacción entre el hidrógeno (H2) y el Yodo (I2), ambas sustancias gaseosas:

H2 (g)

+

I2 (g)



2HI (g)

En primer lugar las moléculas de ambas sustancias chocan entre sí, pero deben hacerlo de manera efectiva, es decir con la suficiente energía y orientación correcta para que la reacción pueda llevarse a cabo. Observa en la siguiente figura como en el caso (a) el choque entre el hidrógeno y el yodo es efectivo, consecuentemente se pudo obtener yoduro de hidrógeno como el producto de la reacción química. En el caso (b) sucedió lo contrario ya que el choque no es efectivo y por lo tanto no hay reacción. En los recuadros centrales se representa el “estado de transición” donde se forma el complejo activado que finalmente da lugar al reordenamiento de los átomos (los productos).

Figura 1. Representación de las colisiones efectivas y no efectivas en la reacción química entre el hidrógeno y el yodo. (Tomada de: www.colegioheidelberg.com/deps/fisicaquimica/...)

2.1.3. Energía de activación. Siguiendo con el ejemplo anterior, para que la reacción entre el hidrógeno y el yodo ocurra adecuadamente es necesario que contengan la energía mínima necesaria, semejante a una barrera energética, que requieren para transformarse en yoduro de hidrógeno. Esta energía mínima necesaria para que los reactivos se transformen en productos, por medio de choques efectivos (con orientaciones correctas), recibe el nombre de energía de activación, Ea.

2.1.4. Perfil de energía. En una gráfica de energía vs tiempo en que ocurre una reacción química, la energía de activación (Ea) es la diferencia de valores de energía de los reactivos y de la máxima energía (la parte más alta del diagrama) que se requiere para que los átomos de las moléculas sean reordenados. Este reordenamiento se presenta en el estado de transición donde se forma el complejo activado, en el cual los enlaces entre los átomos de las moléculas de los reactivos se rompen para formar nuevos enlaces, se forman nuevas moléculas que constituyen a los productos de la reacción.

35

Recuerda que para romper enlaces, el sistema debe absorber energía, y cuando se forman nuevos enlaces se libera energía. Para evidenciar que la reacción química sucedió, las cantidades de energía absorbida y liberada son diferentes

Figura 2. Diagrama de energía vs tiempo. Se añade energía a la reacción (energía de activación) para iniciar el proceso. (Tomada de: www.deciencias.net/.../reacciones/energia.htm)

2.1.5 Reconocer los principales factores que afectan la rapidez de una reacción: La rapidez con la que ocurre una reacción química depende de varios factores: 1. 2. 3. 4.

Concentración de reactivos Temperatura Superficie de contacto Catalizadores

1. Cuando incrementamos la concentración de reactivos en una reacción se observa con facilidad que las reacciones se aceleran. A mayor concentración mayor número de partículas (moléculas, iones o átomos) por unidad de volumen, hay por lo tanto más colisiones y mas eventos de reacción. 2. Al incrementar la temperatura la rapidez de las reacciones también es acelerada esto se debe a que el movimiento de las partículas se incrementa con la temperatura. Por lo tanto, a temperaturas altas las colisiones promedio son más enérgicas, aumentando la probabilidad de rompimiento de enlaces; dando lugar al reordenamiento atómico para el desarrollo de la reacción. 3. Si aumentamos la superficie de contacto, aumentamos la rapidez de reacción, ya que tenemos más lugares por donde se lleven a cabo mas choques efectivos. 4. Los catalizadores son sustancias que pueden acelerar o retardar (inhibidores) el curso de una reacción, sin que sean partícipes de ella, es decir, su naturaleza no cambia durante el proceso químico. Los catalizadores modifican la Ea de una reacción determinada. Si el propósito es acelerar la reacción, el catalizador hace que la Ea sea menor (fig. 3); pero si lo que se quiere es retardarla, se utiliza un inhibidor, éste aumentará la Ea.

36

. E n e r g í a

Energía de activación

p o t e n c i a l

Energía de activación con catalizador Energía de reactivos Energía neta Porliberada la reacción Energía de productos Progreso de la reacción

Figura 3. Diagrama de energía en una reacción exotérmica. Con catalizadores, la energía de activación disminuye para iniciar el proceso. La presencia de un catalizador disminuye la energía de activación, pero no cambia la energía de los reactivos (inicial) ni la de los productos (final). Ejercicios. 1. Elabora un diagrama en el que se explique la teoría de las colisiones y en el cual utilices círculos como modelo para representar a las moléculas y los átomos. 2.

Completa las frases con las palabras que a continuación se presentan. Activación Cinética Colisiones

Energía Estado Mayor

Moléculas Número Química

Reacción Temperatura Transición

a. La _____________ _______________ estudia la rapidez con que ocurren las reacciones químicas. b. La energía mínima necesaria para que ocurra una reacción es llamada energía de _______________. c. Cuando las ___________ chocan entre si para romper y formar enlaces se dice que se ha alcanzado un ____________ de __________________. d. La _____________________ es un factor que afecta la rapidez de una _____________ ya que incrementa la _____________ cinética de las moléculas y por lo tanto el ______________ de ___________ entre ellas es ____________.

37

2.2. EQUILIBRIO QUÍMICO. 2.2.1. Descripción de equilibrio químico. En química definimos al equilibrio químico como el “balance exacto entre dos procesos, uno de los cuales es opuesto al otro” 1. Cuando ocurre una reacción química, los reactivos se van transformando en productos en determinado tiempo, una vez que ha transcurrido el curso de la reacción y todos los cambios se han dado en su totalidad, la concentración de todas las sustancias (reactivos y productos) permanece constante. Aunque aparentemente ya no ocurran cambios en el proceso, a nivel molecular la reacción continúa realizándose en sentido contrario (proceso reversible), es decir en ese punto conocido como “equilibrio”, la reacción en un sentido (formación de productos), se sigue dando al igual que en el sentido contrario (formación de reactivos), sin que haya una modificación en la concentración de todas las sustancias, permaneciendo constantes (ojo, no son iguales, la concentración de cada una de ellas depende de la estequiometria de la reacción). Cuando en una reacción reversible se favorece la formación de los productos, la reacción se desplaza hacia la derecha, cuando se favorece la formación de los reactivos, la reacción se desplaza hacia la izquierda. Si el cambio se lleva acabo a la misma rapidez, se dice que el proceso está en Equilibrio Químico.

2.2.2. Descripción de reversibilidad de una reacción. Como se mencionó antes, el que los productos de una reacción interactúen entre sí para volver a formar los reactivos, ocasiona que tal reacción sea considerada un proceso reversible (ya que se realiza en ambos sentidos, de izquierda a derecha y de derecha a izquierda). Cuando un sistema alcanza un estado de equilibrio químico la rapidez, con que la reacción se produce en un sentido y en el otro, es la misma. La reversibilidad de una reacción se simboliza con una doble flecha ( ). Por ejemplo, si una disolución que contiene iones de plomo (Pb2+) se hace reaccionar con otra que contiene iones cloruro (Cl-), formará un precipitado blanco de cloruro de plomo II. Cuando el cloruro de plomo II es calentado, el proceso se efectúa en el sentido contrario, es decir, se separa en los iones que lo constituyen, iones Pb2+ y Cl-. Ambas reacciones muestran la reversibilidad de la reacción. De manera independiente las ecuaciones de cada reacción son: Pb2+(ac) PbCl2(s)

+ 

2Cl-(ac)

PbCl2(s)



Pb2+(ac)

+

2Cl-(ac)

Y la reacción completa: Pb2+(ac)

1

+

2Cl-(ac)

PbCl2(s)

Zumdahl, S., (2007) Fundamentos de Química, Ed. Mc Graw Hill, 5a ed.,México, p.487.

38

2.2.3. Expresar la constante de equilibrio de algunas reacciones. El equilibrio químico y reversibilidad de las reacciones son descritos por la Ley del equilibrio químico, inicialmente llamada Ley de acción de masas. Si de manera general se ejemplifica una reacción reversible como sigue:

coeficientes aA + bB

cC + dD

reactivos

productos

Entonces las sustancias químicas se representan con A y B (reactivos), C y D (productos) y los coeficientes estequiométricos son a, b, c y d; la expresión de equilibrio se representa mediante la constante de equilibrio (Kc), el valor de esta constante depende de la temperatura, a una misma temperatura el valor siempre será el mismo.

[C ] [ D ] Kc = a b [ A] [ B ] c

d

Los corchetes indican la concentración de cada una de las sustancias en el equilibrio, en unidades de mol/L . Si un sólido puro o un líquido puro participan en un equilibrio químico heterogéneo, su concentración no se incluye en la expresión de la constante de equilibrio, ya que sus concentraciones son constantes.

Determinar la dirección de una reacción a partir del valor de la constante de equilibrio. Cuando Kc > 1, la reacción es favorecida hacia los productos, es decir, las concentraciones en el equilibrio de los productos son mayores que las concentraciones en el equilibrio de los reactivos. Cuando Kc < 1, la reacción es favorecida hacia los reactivos, es decir, las concentraciones en el equilibrio de los reactivos son mayores que las concentraciones en el equilibrio de los productos. Cuando Kc = 1, la reacción no es favorecida hacia algún lado de la reacción, es decir, las concentraciones en el equilibrio de los reactivos son iguales que las concentraciones en el equilibrio de los productos. Ejemplos: A) NO(g)

+

O3(g)

Kc =

NO2(g)

+

O2(g)

[ NO2 ][O2 ] = 6 x 1034 (a 25°C) [ NO][O3 ] 39

Kc >1, por lo tanto la concentración de los productos NO2 y O2 en el equilibrio es mucho mayor que la concentración de los reactivos NO y O3, decimos entonces que la reacción es favorecida hacia los productos. B) AgCl(s)

Ag+(ac)

+

Cl-(ac)

 Ag +  Cl-  Kc = = 1.8 x 10-10 AgCl [ ] Kc 1, de lo contrario cuando es poca la disociación hablaremos de un ácido o base débil (o electrolito débil) y su Kc será < 1.

Expresar la constante de ionización del agua. Entre las diferentes propiedades del agua, su poder anfotérico es una muy importante. Es una sustancia capaz de comportarse como un ácido o como una base, según BrönstedLowry. Cuando se encuentra reaccionando con ácidos funciona como base, en virtud de que acepta un protón del ácido, por lo que forma el ión hidronio (H3O+) y cuando está con una base su comportamiento es el de un ácido, pues dona un protón. El agua es un electrolito débil, por lo tanto presenta baja ionización.

H2O ácido

+

H2O

H3O+ +

OH-

base

ácido conjugado

base conjugada

Así tenemos que la constante de equilibrio de la ionización del agua es:

 H 3O +  OH -  Kc = [ H 2O] Considerando la manera simplificada de la reacción:

H2O(l)

OH-(ac) + H+(ac)

y sabiendo que la concentración del agua (55mol/L) prácticamente permanece constante gracias a su bajo grado de ionización, ya que el valor de Kc es de 1.8 x 10-16, tenemos que:

Kc  H 2 O  = Kw=  H +  OH -  = 1.0 x 10 -14 En donde Kw es la constante del producto iónico. La constante del producto iónico se define como el producto de la concentración molar de los iones H+ y OH- a una temperatura dada.

41

Si se tiene agua pura a 25°C las concentraciones de los iones H+ y OH- siempre serán las mismas, entonces: [H+] = 1.0 x 10 -7 mol/L y [OH-] = 1.0 x 10 -7 mol/L. Ya que Kw = 1.0 x 10 -14 Por lo tanto

Kw=  H +  OH -  = 1.0 x 10-14 Independientemente si se trata de una disolución acuosa o agua pura, la constante de ionización a 25°C tendrá el valor de 1.0 x 10 -14. La importancia de conocer el valor de la constante del producto iónico o ionización del agua (Kw), radica en el hecho de que si variamos la concentración de alguno de los iones la concentración del otro cambia, dando lugar a una disolución ácida o básica, según el caso:  H +  = OH -  La disolución es neutra

    +  H  > OH   H +  < OH - 

La disolución es ácida La disolución es básica

Conociendo la concentración de uno de los dos iones y el valor de la constante de ionización, podremos determinar la concentración del otro. Ejemplo: 1) Calcula la concentración de iones H+ en una disolución que se encuentra a 25°C y cuya concentración de iones oxidrilo o hidroxilo (OH-) es de 1.0 x 10-5 mol/L e indica si la disolución es ácida, básica o neutra. a) Partimos de lo que se conoce:

OH  = 1.0 x 10 mol/L -

-5

Kw = 1.0 x 10 -14 +  H  = ¿?

b) Si sabemos que

c) Sustituyendo los valores

Kw=  H  OH  = 1.0 x 10 Entonces despejamos  H +  +

-

-14

Kw  H +  = OH - 

1.0 x 10 -14  H +  = 1.0 x 10-5

Obtenemos que la concentración de iones H+ es de 1.0 x 10-9 mol/L

Como 1.0 x 10-5 es mayor que 1.0 x 10-9 entonces OH -  >  H +  por lo tanto la disolución es básica. 2) Calcular OH -  en una disolución que se encuentra a 25°C y cuyo valor de  H +  es de 10.0 mol/L e indica si la disolución es ácida, básica o neutra. a) Partimos de lo que se conoce:  H +  = 10.0 mol/L Kw = 1.0 x 10 -14 OH -  = ¿?

b) Si sabemos que

Kw=  H  OH  = 1.0 x 10 +

-

Entonces despejamos

Kw OH -  = +  H 

c) Sustituyendo los valores -14

 H +  =

1.0 x 10 -14 10.0

Obtenemos que la concentración de iones OHes de 1.0 x 10-15 mol/L

Como 10.0 mol/L es mayor que 1.0 x 10-15 mol/L entonces  H +  > OH -  por lo tanto la disolución es ácida.

42

Concepto de pH. Cuando hablamos de pH nuestra mente lo relaciona con el grado de acidez o basicidad de una disolución, el pH es una manera más fácil de indicar la concentración de iones H+ de una disolución y va de 0 hasta 14, forma sencilla de expresar la concentración de 1 x 100 a 1 x 10-14 mol/L, con base en esta descripción tenemos también que mencionar el pOH, que indica entonces la concentración de iones hidroxilo (OH-) en dichas disoluciones. La mejor manera de relacionar la concentración con el valor de pH es utilizando los logaritmos de base 10 (recordemos que un logaritmo es el exponente al que hay que elevar la base, en este caso base 10, para obtener el número en cuestión). Como la concentración de iones H+ es muy pequeña, la escala de pH es una manera práctica de representar la acidez o basicidad de las disoluciones. Por ejemplo si se tiene una disolución cuya concentración de H+ es 0.000001 mol/L, será práctico enunciarla como 1 x 10-6 mol/L, pero más práctico todavía es si ahora aplicamos el concepto de logaritmo, tenemos que el exponente al que hay que elevar la base diez para obtener el número 0.000001 es -6, entonces el logaritmo será este número; sin embargo aún falta un detalle, para que no se manejen números negativos, a este exponente le cambiamos el signo multiplicándolo por -1, es decir, el número a manejar es 6. Así el pH se define como:

pH = - Log [H+]

A medida que la concentración de los iones H+disminuyen el pH aumenta, y la concentración de iones OH- aumenta, pero si la concentración de los iones H+aumenta el efecto será el contrario. Cada unidad que el pH aumenta o disminuye indica que la concentración de iones H+ disminuye o aumenta en un factor de diez la concentración de los iones H+. Ejemplo: Una disolución con pH de 3 respecto a una de pH = 4, la disolución de pH = 3 está diez veces más concentrada que la disolución con pH = 4, pequeños cambios de pH implican grandes cambios en la concentración de iones H+. Hablando de OH -  , si se tiene una disolución con pH = 10 y otra de pH = 11, la disolución de pH = 11 tiene diez veces mas la cantidad de iones OH- que la de pH = 10. Una disolución neutra, de pH = 7, tendrá la misma concentración de iones H+ y OH- . 0

10-1 10-2

10-3 10-4 10-5 10-6

10-7 10-8 10-9

10-10 10-11 10-12 10-13 10-14

0

1

3

7

10

10+] [H

pH

Aumenta

2

Acidez

4

5

6

Neutro

8

9

11

Basicidad

12

13

14

Aumenta

43

Ejemplo: Calcula el valor de pH para cada una de las siguientes disoluciones a 25°C. a) Disolución con [H+] = 1.0 x 10-4 mol/L Si pH = -Log [H+], entonces pH = -Log(1.0 x 10-4) = 4 El pH de una disolución 1.0 x 10-4 mol/L es 4. b) Una disolución con [OH-] = 1 x 10-5 mol/L En este caso se conoce la [OH-]. Por lo tanto hay que calcular primero la [H+] con la expresión de Kw. Despejando [H+] .

Kw=  H +  OH -  = 1.0 x 10-14

[H+] =

[H+] =

1.0 x 10-14 1.0 x 10-5

1.0 x 10-14 = 1.00 x 10-9 mol/L -5 1.0 x 10

Conociendo [H+] se puede calcular el pH. pH = -Log(1 x 10 -9) = 9 El pH de una disolución 1.0 x 10-9 mol/L es 9. Ejercicios 1. Escribe la expresión de la constante de equilibrio para cada una de las siguientes ecuaciones de reacciones químicas. a. H CO + HO HCO + H O+ 2

b.

3(ac)

2 (l)

Cu(OH)2(s)

2+

Cu

(ac)

+

3 (ac) 2 OH-(ac)

3

(ac)

2. Con base en el valor de la constante de equilibrio de las siguientes ecuaciones de reacciones químicas, indique si son favorecidas hacia los productos o hacia los reactivos. a. b.

2 H2(g) + O2 (g) CaCO3(s)

K25°C = 3.2 x 1081

2 H2O(g) Ca2+(ac) + CO32-(ac)

K25°C = 3.4 x 10-9

3. Completa las frases con las palabras que a continuación se presentan. cambia, químico, concentración, igual,

constantes,

equilibrio,

mol/L,

El ___________ ___________ se alcanza cuando las concentraciones de los reactivos y productos permanecen __________ y en donde la concentración de cada uno de ellos _____________ de acuerdo con la estequiometría de la reacción. Cuando un sistema alcanza un estado de equilibrio se dice que la rapidez de la reacción en ambos sentidos es _____________. Los corchetes indican la ______________ de cada una de las sustancias en el equilibrio, en unidades de ______________.

44

4. Encierra en un círculo la letra de la respuesta correcta: “Cualquier cambio en cualquiera de los factores que determinan las condiciones del equilibrio químico en una reacción química ocasiona que la reacción cambie de tal manera que reduzca el efecto del cambio” es enunciado de: a. La ley de acción de masa.

b. Principio de Le Chatelier.

c. Ley de la conservación de la materia.

d. Principio de Heisenberg.

La reducción de la temperatura en una reacción química, que libera energía térmica, provoca que el equilibrio sea desplazado en el sentido exotérmico y que la Kc… a. no cambie b. varíe 5. Calcula la concentración de los iones H+ u OH-, según sea el caso e indica si la disolución es ácida, básica o neutra. a.  H +  a partir de una disolución cuya OH -  = 4.22 x 10-3 mol/L     b. c.

OH -  a partir de una disolución cuya OH -  a partir de una disolución cuya

 H +  = 0.00035 mol/L  H +  = 0.00000010 mol/L

6. Calcula el pH de cada disolución e indica si es ácida, básica o neutra. a. Disolución de OH -  = 4.22 x 10-3 mol/L   b. Disolución de  H +  = 0.00035 mol/L   c.

Disolución de  H +  = 0.00000010 mol/L

Bibliografía 1. Chang, R. (2003) Química, 7ma. Ed., Ed. Mc Graw Hill, México. 2. Hein.M., Arena, S. (2001) Fundamentos de química, 10 ed., Ed. Thompson, México. 3. Kotz, J., Treichel, P. (2003) Química y reactividad química, 5ª ed., Ed. Thomson, México.

4. Phillips, J., Strozak, V. (2001) Química conceptos y aplicaciones, Ed. Mc Graw Hill, México.

5. Rosales, G., E. (2005) Química para bachillerato 1, Ed. Limusa, México. 6. Zumdahl, S. (2007) Fundamentos de Química, 5ª ed., Ed. Mc Graw Hill, México.

45

Cuestionario de autoevaluación

UNIDAD 2. RAPIDEZ Y EQUILIBRIO DE LAS REACCIONES QUÍMICAS Selecciona la opción que consideres correcta: 1.- Conceptos básicos para definir la rapidez de una reacción: A) energía de activación y concentración B) concentración y tiempo C) tiempo y energía de activación D) entalpía y tiempo 2.-Con base en la teoría de las colisiones, para que se produzca una reacción: A) basta con que las partículas de los reactivos choquen entre sí B) la temperatura debe ser muy baja y constante C) las partículas de los reactivos deben casi estar inmóviles D) las colisiones entre las partículas de los reactivos deben darse de manera efectiva 3.- La energía de activación es la energía: A) mínima necesaria para que los reactivos lleguen al estado de transición B) que se necesita para que el sistema quede estable C) máxima necesaria para que ocurra una reacción D) que un sistema libera para que ocurra una reacción 4.-En un perfil de energía el complejo activado es: A) quien tiene el más bajo nivel energético B) aquel que se encuentra en un nivel medio de energía. C) quien tiene el más alto nivel energético D) aquel que su nivel de energía es igual al de los productos de la reacción. 5.-Para que una reacción alcance el equilibrio químico, se dice que: A) las concentraciones de reactivos y productos deben ser iguales B) las concentraciones de reactivos y productos deben ser constantes C) la rapidez de reacción en un sentido debe ser mayor al opuesto D) la rapidez de reacción en un sentido debe ser menor al opuesto 6.- ¿Qué sucede con el equilibrio químico si la presión se incrementa en un sistema donde ocurre la siguiente reacción? H2(g)

+

F2(g)

2HF(g)

A) el equilibrio se desplaza hacia la derecha B) el equilibrio se desplaza hacia la izquierda C) las concentraciones de reactivos y productos no cambian D) aumenta la concentración de los reactivos 7. Si la Kc es 3-metil-2-pentanol > 2-butanol

Ejercicio 16 CH2-CH2-CH3 b) CH -CH -CH-CH-CH -CH -CH -CHO 3 2 2 2 2

a) CH -CH -CH -CH -CHO 2 2 2 3

CH3

c) CH -CH -CHO 2 3

d) CH -CH-CHO 3 CH3

Ejercicio 17

O a) CH -CH -C-CH -CH 3 3 2 2

O

O

b) CH -C-CH-CH 3 3 CH3

c) CH -CH-C-CH -CH 3 2 3 CH3

85

Ejercicio 18 O b) CH3-CH2-CH2-CH2-CH-CH2-CH-C-OH

O

CH3-CH2

a) CH -CH -CH -CH -C-OH 3 2 2 2

CH3

O c) CH -CH -CH -CH-C-OH 3 2 2 CH3

Ejercicio 19 Br

Br a)

b) CH3-CH2-CH-CH2-Cl

CH3-CH-CH-CH3

CH3

Br

c) CH3-CH-CH2-C-CH2-CH3 CH3

CH3

Ejercicio 20 CH3 a) CH -NH-CH-CH 3 3

b) CH3-CH2-NH-CH2-CH3

CH3 d) CH3-CH-CH2-CH2-NH2

c) CH3-C-NH2

CH3

CH3 CH2-CH3 e) CH -CH -CH -N 2 2 3 CH3

86

Ejercicio 21 O

O

a) CH -CH-C-O-CH-CH 3 3

b) CH3-C-O-CH3

CH3

CH3 O c)

O d)

H-C-O-CH2-CH3 CH3

H-C-O-CH2-CH2-CH3

O

e) CH -CH-CH -O-C-CH -CH 3 2 2 3

Ejercicio 22 O

O

a) H-C-NH 2

b) CH3-CH2-CH2-C-NH-CH2-CH3

CH3

O c)

CH3-CH2-CH2-CH2-C-N CH3-CH

CH3 d)

C-CH3

O

CH3-CH2-CH2-CH-CH-C-NH2 CH2CH3

CH3

CH3

Respuestas al cuestionario de autoevaluación: 1. C

2. B

3. B

4. A

5. B

6. D

7. D

8. C

87

CUARTA UNIDAD

REACCIONES ORGÁNICAS Introducción Esta unidad se relaciona con la construcción de saberes que les permita a los alumnos cursar con buen éxito sus estudios posteriores en las áreas de ingeniería, introduciendo a los alumnos al estudio de la química orgánica en general y en particular a los tipos de reacciones de química orgánica como son las de adición, sustitución, eliminación, entre otros, y en la comprensión global de los procesos químicos, haciendo énfasis en las reacciones de polimerización y en la industria de los plásticos, los cuales cada vez se usan más en los proyectos tecnológicos, por ejemplo, las fibras ópticas que se utilizan en las telecomunicaciones. Reacciones orgánicas

Adición

Sustitución

Nitración de alcanos

Halógenos en alquenos y alquinos

Eliminación

Eliminación de agua

Condensación

Hidrólisis

Formación de ésteres

Nítrilos, estrés y grasas

Reducción de aldehídos y cetonas

Hidrógenos en alquenos y alquinos

Polimerización

OxidaciónReducción

Adición

Condensación

Oxidación de alcoholes

Hidrácidos halogenado s y agua en alquenos y alquinos

88

CUARTA UNIDAD REACCIONES ORGÁNICAS Propósitos Que el alumno: 1. Identifique en forma teórica y práctica las principales reacciones orgánicas y las exprese en forma oral y escrita. 2. Relacione algunos tipos de reacciones con su aplicación en la industria. 3. Identifique la estructura y características de algunos polímeros. 4. Reconozca el impacto de los polímeros de mayor importancia en la vida actual y en el ambiente. 4.1. REACCIONES ORGÁNICAS 4.1.1 Reacciones de adición, de eliminación y de sustitución Las reacciones químicas se caracterizan por la interacción de unas moléculas con otras (Reactivos), produciendo moléculas diferentes a las originales (Productos), esta interacción se representa por medio de ecuaciones, es decir, un método abreviado de representar lo que ocurre en una reacción química. A + B Reactivos

→

C + D Productos

En Química Orgánica se presentan tres tipos básicos de reacciones químicas: de Adición, de Eliminación y de Sustitución. I.

Reacciones de Adición

Son reacciones en las que los enlaces múltiples se transforman en enlaces sencillos. Pueden ser reacciones de adición a enlaces carbono-carbono dobles (alquenos) o triples (alquinos). a) Adición de halógenos en alquenos y alquinos Los halógenos reaccionan sobre los enlaces múltiples de los alquenos y alquinos dando como resultado la formación compuestos halogenados de alquenos y alcanos.

89

Ejemplos:

Cl Cl H2C=CH2

+

Cl-Cl

H2C - CH2

eteno o etileno

1,2 dicloroetano

Br Br H-C

C-H + Br-Br

etino

H-C=C-H 1,2-dibromoeteno

Br Br

Br Br

H-C=C-H

+

H-C - C-H

Br-Br

Br Br 1,2-dibromoeteno

1,1,2,2-tetrabromoetano

como se puede observar en el caso de los alquenos estos dan lugar a la formación de alcanos halogenados y en el caso de los alquinos, da lugar a alquenos y finalmente alcanos halogenados. b) Adición de Hidrógeno en alquenos y alquinos La reacción de adición de hidrógeno se produce en presencia de un catalizador, como es el paladio (Pd), níquel (Ni) o platino (Pt). Ejemplos CH2 = CH2 + H – H Etileno

H–C≡C–H + H–H

Pd, Pt, Ni

––→

Pd, Pt, Ni

––→

CH3 – CH3 Etano

CH2 = CH2 + H – H

Pd, Pt, Ni

––→

CH3 – CH3

c) Adición de hidrácidos Halogenados en alquenos simétricos y asimétricos 1) Alquenos simétricos. Con los hidrácidos halogenados los alquenos producen halogenuros de alquilo, insertándose el hidrógeno y el halógeno en cualquiera de los carbonos del doble enlace.

90

Ejemplo

H

CH3-CH = CH-CH3

+

H-Br

Br

CH3-CH - CH-CH3

2-buteno

2-bromobutano

2) Alquenos asimétricos. En este caso se observa la Regla de Markownikow, la cual se refiere a que “en la adición de hidrácidos halogenados en alquenos asimétricos, el elemento electronegativo (halógeno) se inserta en al carbono del doble enlace que presenta menos hidrógenos”, como se observa en el siguiente ejemplo: CH3 – CH = CH2 + H – Br

––→

propeno

CH3 – CH – CH2 | | Br H 2-bromopropano

Ejercicio 1. 2. 3. 4. 5. 6.

Escriba la ecuación de la reacción de adición de yodo en el 2-buteno Obtenga 1,2-dibromobutano a partir de 1-buteno Escriba la ecuación de la reacción de adición de hidrógeno en 2-penteno. Obtenga 1-penteno por adición de hidrógeno en un alquino. Escriba la ecuación de la reacción de adición de ácido yodhídrico en 2-buteno. Escriba la ecuación de la reacción de adición de ácido bromhídrico en 1-buteno

d) Adición de agua en Alquenos En presencia de un ácido como el sulfúrico se realiza la adición de agua en los alquenos, de tal forma que un hidrógeno se inserta en un carbono del doble enlace y el grupo hidroxilo en el carbono opuesto. Ejemplos:

H CH3-CH = CH-CH3

+

2-buteno

H-OH

H2SO4

agua

OH

CH3-CH - CH-CH3 2-butanol

Los alquenos asimétricos cumplen con la regla de Markownikow, tal y como se muestra a continuación

OH

CH3-CH = CH2 1-Propeno

+

H-OH agua

H2SO4

CH3-CH-CH3 2-propanol

91

e) Adición de agua el Alquinos En presencia de sulfato de mercurio y medio ácido, los átomos de hidrógeno y el átomo de oxígeno de la molécula de agua pueden adicionarse a una molécula de alquino, formándose aldehídos en el caso de alquinos terminales, y cetonas en alquinos intermedios, como se observa en los siguientes ejemplos

H-C

C-H + H-OH

O CH3-C-H

tautómero ceto-enol

etanal

H2SO4

C-H + H-OH

OH

H-C = C-H

HgSO4

etino

CH3-C

H

H2SO4

HgSO4

propino

OH H

O CH3-C-CH3

CH3-C = C-H tautómero ceto-enol

propanona

Ejercicio 7. Obtenga 3-pentanol por adición de agua en un alqueno en medio ácido. 8. Obtenga 2-butanona por adición de agua en un alquino. II. Reacciones de Sustitución Este tipo de reacciones de produce cuando un átomo o grupo de átomos de una molécula de hidrocarburo se reemplaza por otro, ejemplo. | –C–X │

+

Y

→

| –C–Y │

+

X

Los alcanos en condiciones específicas tienen la capacidad de reaccionar con los elementos del grupo VII (Halógenos: F2, Cl2, Br2, I2) y con el ácido nítrico (HNO3), en reacciones denominadas de sustitución, la cual se llama de esta forma debido a que tienen lugar cuando se sustituye un átomo o grupo de átomos por uno o más átomos de hidrógeno del alcano, por ejemplo, el metano a 400 ºC reacciona con el ácido nítrico formando nitro-metano y agua, de acuerdo a la siguiente reacción:

92

CH4 + HO-NO2 metano

ºC 400°C 400

ácido nítrico

CH4 + Cl2 metano

H3C-NO2 + H2O nitrometano

luz

cloro

agua

CH3Cl + HCl clorometano ác. clorhídrico

Ejercicio Complete las siguientes reacciones: 9. CHCl3

+

10. CH2Cl2

+

Cl2

→

Cl2

→

III. Reacciones de Eliminación Estas reacciones son consideradas como la inversa de las de adición, se producen cuando se sustraen átomos o grupos localizados en carbonos vecinos de una molécula determinada para formar enlaces dobles o triples, participando las siguientes estructuras moleculares: | | – C– C– | | X Y X Y | | –C– C– | | X Y

→

\ / C=C / \

+

→

–C≡C–

+

X–Y

X–Y

+

X–Y

En las reacciones de obtención del etileno y propeno cuando reacciona un derivado monohalogenado con un hidróxido alcalino en presencia de alcohol se presenta una reacción de eliminación (eliminación de un hidrógeno y un halógeno):

H Cl H2C - CH2 + NaOH cloroetano

calor alcohol etílico

H2C = CH2 + NaCl + H2O eteno

93

H

Cl

CH3-CH - CH2 + NaOH

calor alcohol etílico

CH3-CH = CH2 + NaCl + H2O

cloropropano

propeno

De igual manera las este tipo de reacciones se llevan a cabo en alcoholes, mediante la eliminación de agua, por ejemplo:

H

OH calor

CH2 - CH2

CH2 = CH2 + H2O

Al2O3

etanol

H

eteno

OH

CH3-CH2-CH - CH2

H2SO4

CH3-CH2-CH = CH2 + H2O

1-butanol

1-buteno

Ejercicios: 11. Obtenga 2-buteno a partir de 2-bromobutano 12. obtenga 3-hexeno a partir de 3-hexanol

4.1.2. Reacciones de condensación e hidrólisis a) Reacciones de condensación Se conoce con este nombre a las reacciones que involucran la remoción o eliminación de una o más moléculas de agua, por ejemplo, una molécula de ácido carboxílico reacciona con una molécula de alcohol, produciendo una molécula de agua y una de éster, como se observa a continuación:

O

O R - C - OH + H-O-R´ ác. carboxílico

alcohol

R - C - O - R´ + H2O éster

agua

Ejemplos

O

O

H - C - OH + HO-CH2-CH3 ác. metanoico

etanol

H - C - O - CH2-CH3 + H2O Formiato de etilo

agua

94

b) Reacciones de hidrólisis Son reacciones que llevan a cabo algunos compuestos orgánicos en presencia de agua para dar lugar a la formación de ácidos carboxílicos. 1) Hidrólisis de ésteres Los ésteres son hidrolizados por el agua en presencia de una base o un ácido en disolución acuosa produciendo un ácido carboxílico más un alcohol, de acuerdo a la reacción siguiente:

O

O

R-C-O-R´ + H2O

NaOH

Éster

Ejemplo:

R-C-OH + R´-OH ác. carboxílico

O

alcohol

O

CH3-CH2-C-O-CH3 + H2O propanoato de metilo

NaOH

CH3-CH2-C-OH + CH3-OH ác. propanoico

metanol

2) Hidrólisis de grasas Las grasas animales y los aceites vegetales son los lípidos que se encuentran en mayor abundancia en la naturaleza; desde la óptica química, las grasas y los aceites reciben la denominación de triacilgliceroles, o bien, triglicéridos (triésteres del glicerol). La hidrólisis se realiza de acuerdo a la ecuación general siguiente:

CH2-O.OC-R CH-O.OC-R´ CH2-O.OC-R´´ grasa

+

H-OH

CH2-OH

H-OH

CH - OH

H-OH

CH2-OH

agua

glicerol

HO.OC-R +

HO.OC-R´ HO.OC-R´´ ácidos grasos

Ejemplo

CH2-O.OC15H31

H-OH

CH2-OH

CH-O.OC15H31 +

H-OH

CH - OH

CH2-O.OC15H31

H-OH

CH2-OH

tripalmitina

agua

glicerol

CH3-(CH2)14-CO.OH +

CH3-(CH2)14-CO.OH CH3-(CH2)14-CO.OH ácido palmítico

95

La hidrólisis de las grasas en disolución alcalina recibe la denominación de saponificación (del latín, sapone: jabón), la cual se produce en los siguientes términos:

CH2-O.OC-R CH-O.OC-R´

+

CH2-O.OC-R´´

NaOH

CH2-OH

NaOH

CH - OH

NaOH

CH2-OH

R-CO.ONa R´-CO.ONa

+

R´´-CO.ONa glicerol oleato, estearato o palmitato de sodio

Ejercicio Realice las hidrólisis de la siguiente grasa: 13. triestearina

4.1.3. Reacciones de oxidación y reducción. a) Oxidación: En este caso la oxidación se lleva a cabo en alcoholes primarios y secundarios, mediante la pérdida de dos átomos de hidrógeno, uno del hidroxilo y otro del carbono al que está unido, formando aldehídos en al caso de los alcoholes primarios y cetonas tratándose de alcoholes secundarios, como se muestra a continuación: Ejemplos

OH CH3-C-H

O

(o)

CH3-C-H

H etanol

OH CH3-C-CH3

etanal

O

(o)

CH3-C-CH3

H 2-propanol

propanona

Los aldehídos se oxidan a través de la ganancia de átomos de oxígeno, produciendo ácidos carboxílicos, de acuerdo a la reacción siguiente: Ejemplo

O CH3-CH2- C - H + O2 Propanal (aldehído)

O 2+

Cu

CH3-CH2- C - OH Ácido propanoico

96

La combustión es una forma de oxidación de los compuestos orgánicos, en la cual se producen CO2 y H2O en forma de vapor, lo cual se observa en las reacciones siguientes: ∆ ––→

CH3 – CH2 – CH = CH – CH2 – CH3 + 7 O2 CH3 – CH2 – OH

+

3 O2

∆ ––→

2 CO2

4 CO2 +

+ 6 H2O + energía

3 H2O + energía

b) La reducción se produce en los aldehídos y cetonas por adición de hidrógenos, en presencia de un catalizador como es el platino, produciendo alcoholes primarios y secundarios respectivamente, como se observa a continuación:

OH

O Pt

CH3 - C - H + H-H

CH3- C -H H

etanal

etanol

OH

O CH3 - C - CH3 + H-H

Pt

CH3- C -CH3 H

propanona

isopropanol

4.2. EL MUNDO DE LOS POLÍMEROS 4.2.1 Reacciones de polimerización por adición Una de las reacciones más importantes de los alquenos y de los dienos conjugados es la polimerización. Cuando estos compuestos son sometidos a la acción de los iniciadores como son los peróxidos y el calor, se obtienen compuestos con una masa molecular muy grande, los cuales son esencialmente alquenos con cadenas muy largas, es decir, polímeros (del griego: poli + meros= muchas partes). El polibutadieno es un compuesto constituido por muchas unidades de 1,3-butadieno (monómero)

97

n(CH2=CH-CH=CH2)

iniciador

-CH2-CH=CH-CH2-CH2-CH-CH2-CH2-CH=CH-CH2-

ó

n

El caso particular de polimerización que sufre el etileno, en el cual muchos monómeros se adicionan unos con otros se denomina polimerización por adición, la cual es una de las reacciones más importantes de los alquenos y de los dienos conjugados. La polimerización requiere de la presencia de pequeñas cantidades de un iniciador, los más comunes de los iniciadores son los peróxidos, los cuales sufren una ruptura para formar radicales libres, en esta forma se adicionan a las moléculas del alqueno correspondiente para generar otro radical libre, el radical libre formado se adiciona a otra molécula del alqueno, formando un radical libre muy grande, de acuerdo a la siguiente ecuación: Peróxido

––→

Rad• + CH2=CH | R Rad•CH2–CH. . | R

+

Rad• (radical libre).

––→

Rad•CH2–CH. (Inicio de la cadena) | R

CH2=CH → Rad•CH 2–CH–CH2–CH. → etc.(propagación de la | | | cadena) R R R

Ejemplo El cloruro de vinilo es un compuesto polimerizable, el cual se usa en la fabricación de cintas para grabación de audio y video, tubos de plástico, tapicería, etc., cuya reacción de polimerización se muestra a continuación:

n(CH2=CH) Cl

peróxido peroxido

-CH2-CH-CH2-CH-CH2-CH-CH2Cl

Cl

Cl

ó

-CH2-CHCl

n

Cloruro de polivinilo 4.2.2 Plásticos y sus propiedades Los plásticos son materiales polimerizados que se caracterizan por su flexibilidad y elasticidad, los cuales mediante una compresión más o menos prolongada pueden cambiar de forma y conservar ésta de manera permanente, lo cual los caracteriza por ser moldeables o modelables, por lo que se conocen con la denominación de elastómeros, es decir, que presentan las propiedades observadas en el caucho o hule natural. Normalmente no son buenos conductores del calor y la electricidad, entre estos materiales encontramos a los derivados de la celulosa, las resinas y las proteínas.

98

Principales polímeros, sus propiedades y usos Nombre del plástico Polietileno

Polipropileno

Poliestireno

Cloruro de polivinilo, (PVC)

Politetrafluoroetileno (Teflón)

Polimetacrilato de metilo (plexiglas)

Silicones

Poliesteres

Fórmula ~CH2–CH2~

CH3 | ~H2C–CH~

C6H5 | ~H2C–CH~

Cl | ~H2C–CH~ ~CF2–CF2~

CH3 | ~H2C–C~ | OCO–CH3 R | ~O–Si~ | R ~R–C–O–R–O–C-R~ . ║ ║ O O

Propiedades

Aplicaciones

Termoplástico, translúcido en lámina, flexible, resistente a los Rayos X y agentes químicos.

Láminas, bolsas, tuberías, revestimentos, aislantes, tapas, envases, juguetes.

Termoplástico de baja densidad, resistente a los rayos X , resistente a temperaturas elevadas (135 ºC).

Envases, carrocerías moldeadas, muebles de jardín, frascos, prótesis.

Termoplástico, transparente en lámina, fácil de teñir, resistente a los rayos X, a los aceites y grasas

Envases, utensilios de cocina, revestimientos de muebles, aislamiento térmico, rastrillos para afeitar desechables. Envases, aislamiento de cables eléctricos, tubos para conducir agua, piel sintética, artículos domésticos. En aislamientos eléctricos, revestimiento de sartenes, piezas mecánicas en medios corrosivos Lentes de contacto, fibras ópticas, prótesis en odontología, material sustitutivo del vidrio.

Termoplástico, opaco o transparente, resistente a los rayos X, los ácidos, grasas y alcoholes Antiadherente, químicamente inerte, impermeable al agua y a las grasas, resistente al calor y a la corrosión. Termoplástico, transparente, propiedades ópticas, buena resistencia a la intemperie y al envejecimiento. Lubricantes, antiadherentes, fluidas.

Transparentes, resistentes a temperaturas altas, termoendurecibles, resistentes al impacto.

Revestimientos antiadherentes, barnices, ceras, fluidos para transformadores eléctricos. Productos textiles, envases, interruptores de alta tensión, prótesis

99

4.2.3 Polímeros sintéticos por adición, polietileno. El polietileno es uno de los materiales plásticos de más producción, de acuerdo al procedimiento seguido en su producción, se distinguen varias clases de polietileno: de baja densidad y de alta densidad. Cuando el polietileno es calentado bajo presión con oxígeno es obtenido un compuesto con una masa molecular de aproximadamente 20,000, el cual es esencialmente un alqueno con cadena muy larga. nCH2=CH2 Etileno

O2,calor, presión

→

[~CH2–CH2–CH2–CH2–CH2–CH2~]n ó [–CH2–CH2–]n polietileno

Esta reacción de polimerización es básicamente de adición. 4.2.4 Polímeros sintéticos por condensación, Poliamidas (Nylons). Este término (nylon), se aplica a las resinas sintéticas utilizadas en la fabricación de fibras textiles usadas en la elaboración de ropa, cerdas, cuerdas para llantas, sogas de perlon para montañismo, caracterizadas por su gran elasticidad, resistencia al impacto y abrasión. El Nylon fue desarrollado en la década de 1930 por Wallace Hume de la compañía Dupont. Este polímero no se disuelve en los disolventes orgánicos convencionales, se disuelve en fenol (C6H5–OH), cresol (CH3–C6H5–OH) y ácido fórmico (H–COOH) y funde a 263 ºC. Se obtiene polimerizando el ácido adípico y la hexametilendiamina, de acuerdo a la reacción siguiente: O O ∆ ║ ║ HOOC–(CH2)4–COOH + H2N–(CH2)6–NH2 → [–C(CH2)4C–NH(CH2)6NH–]n + H2O Ácido adípico Hexametilendiamina Nylon 66

4.2.5 Polímeros naturales: celulosa, hule Celulosa La celulosa cuya fórmula general molecular es: – [(C6H10O5)n] –, es un polisacárido constituido por varios miles de unidades de D-glucosa enlazadas por uniones 1,4-βglicosídicas; de tal forma que diferentes moléculas de glucosa interactúan formando una gran estructura, cuya masa molecular determinada por el método de centrifugación, está comprendida entre 500,000 y 2,000,000. Es el componente principal de las membranas celulares de la madera, el algodón, es la base en la fabricación de papel y telas de algodón.

100

Hule natural En estado natural, el hule o caucho se presenta en forma de suspensión coloidal en el látex de las plantas productoras de caucho, una de las plantas productoras de caucho es al árbol del hule Castilloa elástica, originario de México, muy utilizado en la época prehispánica en la fabricación de pelotas que se utilizaban en el juego de pelota. Otra planta productora de látex es la Hebea brasiliensis, originaria de la región del Amazonas. El caucho en estado natural es un líquido blanco cuya fórmula corresponde a la del isopreno, 2-metil-1,3-butadieno (dieno conjugado), cuya fórmula es la siguiente: CH3 | CH2 = C – CH = CH2 La polimerización del isopreno se realiza en los siguientes términos: n(CH2=C-CH=CH2) CH3

CH3COOH

-CH2-C=CH-CH2CH3

ó

n

-CH2-C=CH-CH2--(CH2-C=CH-CH2)n--CH2-C=CH-CH2CH3

CH3

CH3

El caucho en bruto se encuentra mezclado con otras resinas, que deben extraerse para que el caucho sea utilizable para su consumo; entre estos productos se encuentran el guayule, la gutapercha y la balata, que se extraen de algunos árboles tropicales. Gutapercha Es un producto derivado del látex, extraído de ciertas sapotáceas (Dichopsis gutta, Palaquium gutta) originarias del archipiélago malayo, principalmente de Borneo y Sumatra, la gutapercha es más dura y quebradiza que el hule. Sus aplicaciones más usuales son en el área dental, los conductos de los dientes a los que se les aplica endodoncia se sellan con gutapercha. Otra aplicación de este material es en el recubrimiento de las pelotas de golf.

101

La fórmula de este polímero es la siguiente: CH3 CH3 | | C CH2 C C~ / \\ / \ / \\ / ~ CH2 C CH2 C

Ejercicios 14. El 1,3-pentadieno y el 2-pentino son isómeros uno del otro, mencione a. Cuál de los dos es polimerizable b. ¿Cuál es la razón por la que uno de ellos es polimerizable? 15. Observando las fórmulas estructurales de la gutapercha y el hule natural, establezca la diferencia entre las mismas. 16. El propileno (propeno) puede polimerizarse formando el polímero llamado polipropileno. Por medio de fórmulas de tres monómeros represente la estructura del polipropileno. 17. Escriba el nombre y la fórmula del plástico llamado comúnmente unicel. BIBLIOGRAFIA 1. Bloomfield, M. M. (1997) Química de los organismos vivos, Ed. Limusa, México. 2. Devoré, G. (1970) Química orgánica, Ed. Publicaciones cultural S.A., México. 3. Fieser, L. (1970) Química orgánica, Ed. Grijalbo, México. 4. Mc Murry, J. (2005) Química Orgánica. Ed. Thomson, México. 5. Solomons, G.T.W. (1990) Fundamentos de química orgánica, Ed. Limusa, México.

102

Cuestionario de Autoevaluación

UNIDAD IV. REACCIONES ORGÁNICAS 1. Cuando se adiciona una molécula de halógeno a un hidrocarburo con doble enlace, se forma un: A) halogenuro con doble enlace B) halogenuro con triple enlace C) halogenuro de alquilo D) aldehído 2. Cuando reacciona el propino con 1 mol de bromo se forma: A) bromo eteno B) dibromoeteno C) 1,2-dibromoeteno D) 1,1,2,2-tetrabromopropano 3. Cuando reacciona 2-buteno con hidrógeno en presencia de un catalizador se forma: A) 2-butino B) butano C) butanol D) butanal 4. La reacción entre 1-propino e hidrógeno se realiza en presencia de: A) calor B) luz ultravioleta C) un catalizador D) no requiere energía ni catalizador. 5. En la adición de hidrácidos halogenados en alquenos asimétricos se aplica: A) la ley de Hess B) la regla de Markownikow C) la regla de Mendeleiev D) el método de Grignard 6. La reacción entre 1-buteno y cloruro de hidrógeno produce: A) 1-clorobutano B) 2-clorobutano C) 1-cloro-1-buteno D) 2-cloro-1-buteno 7. En las reacciones de adición de agua en alquenos se forman: A) aldehídos B) cetonas C) alcoholes

D) peróxidos

8. En la reacción entre 2-buteno con agua en medio ácido se forma: A) 1-butanol B) 2-butanol C) 1-butanal D) 2-butanal 9. La adición de agua en alquinos se realiza en presencia de: A) sulfato de calcio B) sulfato de sodio C) sulfato de mercurio D) sulfato de aluminio 10. Es el producto más importante de la siguiente reacción de deshidratación: H2SO4 CH3 – CH2 – CH2 → | | OH H A) propano

B) propino

C) propanal

D) propeno

11. La reacción entre ácido etanoico y alcohol etílico produce agua y: A) etanoato de propilo B) etanoato de etilo C) metanoato de etilo D) metanoato de propilo

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12. La reacción de hidrólisis del metanoato de metilo produce: A) etanol + ácido propanoico B) metanol + ácido metanoico C) etanol + ácido metanoico D) metanol + ácido etanoico 13. La hidrólisis de una grasa produce 3 moléculas de ácidos grasos y una molécula de: A) propanona B) etilen glicol C) glicerol D) propanal 14. La oxidación de 1-butanol produce: A) propanol B) propanal C) 1-butanal

D) 2-butanal

15. La reacción de reducción de la 2-butanona produce: A) 1-butanal B) 2-butanol C) 1-propanal

D) 2-propanal

16. La ecuación de la reacción de combustión del etino (acetileno) (H — C ≡ C — H + O2 → CO2 + H2O) tiene los siguientes coeficientes: A) 3,5,4,2 B) 3,5,3,2 C) 2,5,4,2 D) 2,3,4,2 17. La polimerización de alquenos se obtiene por: A) auto-adición de monómeros B) condensación C) eliminación de monómeros D) síntesis 18. En la polimerización por radicales libres, los peróxidos (iniciadores) forman radicales libres por: A) adición B) ruptura C) condensación D) acidificación 19. Los plásticos tienen la propiedad de ser moldeables, por lo que se les conoce como: A) elastinas B) elastómeros C) termofijos D) termoestables 20. Cuando el polietileno es calentado bajo presión en presencia de oxígeno, se obtiene un producto caracterizado por su: A) baja densidad B) translucidez C) alta densidad D) opacidad

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Respuestas a los ejercicios

UNIDAD 4. REACCIONES ORGÁNICAS I

I

1.

CH3-CH = CH-CH3 + I2

2.

CH2 = CH-CH2-CH3 + Br2

3.

CH3-CH=CH-CH2-CH3 + H2

4.

CH3-CH - CH-CH3

HC

CH2-CH - CH-CH3

CH2 = CH-CH2-CH3 + HBr

I

CH3-C

C-CH3 + H2O

H

10.

CH2Cl2 + Cl2

HgSO4

luz

OH H

+

H2SO4

luz

Br

CH2 - CH-CH2-CH3

CH3-CH2-CH=CH-CH3 + H2O

9.

13.

CH2 = CH-CH2-CH2-CH3

H

CHCl3 + Cl2

12.

Ni

CH3-CH - CH-CH3

6.

11.

CH3-CH2-CH2-CH2-CH3

H CH3-CH = CH-CH3 + HI

8.

Pt

C-CH2-CH2-CH3 + H2

5.

7.

Br

Br

CH3-CH2-CH-CH-CH3 O CH3-C-CH2-CH3

CCl4 + HCl CHCl3 + HCl

Br CH3-CH-CH2-CH3 + NaOH

calor alcohol

OH CH3-CH2-CH-CH2-CH2-CH3

H

CH3-CH=CH-CH3 + NaBr + H2O

+

CH3-CH2-CH=CH-CH2-CH3 + H2O H35C18O.OH

CH2-O.OC18H35

H-OH

CH2-OH

CH-O.OC18H35 +

H-OH

CH - OH

CH2-O.OC18H35

H-OH

CH2-OH

H35C18O.OH

glicerol

ácido esteárico

triestearina

+

H35C18O.OH

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14. a) El 1,3-pentadieno. b) El 1,3-pentadieno es polimerizable debido a la presencia de los dobles enlaces conjugados. 15. La gutapercha es un isómero trans, que la hace menos elástica a diferencia del hule natural. peroxido

CH2=CH

CH3

CH3

16.

-CH2-CH-CH2-CH-CH2-CH-

propileno (propeno)

CH3

CH3

n

polipropileno

17. El unicel es un material plástico rígido fabricado a partir del moldeo de perlas preexpandidas de poliestireno, que presenta una estructura celular cerrada y rellena de aire. CH2=CH C6H5 estireno

peroxido

-CH2-CH-CH2-CH-CH2-CHC6H5

C6H5

C6H5

n

poliestireno

Respuestas al cuestionario de autoevaluación 1. C 2. C 3. B 4. C 5. B 6. B 7. C 8. B 9. C 10. D

11. B 12. B 13. C 14. C 15. B 16. C 17. A 18. B 19. B 20. C

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Examen final de Autoevaluación Química IV. Área I

1. Si se lleva a cabo un proceso en el que el valor de q (calor) es igual a cero, significa que el sistema: A) es abierto B) tiene paredes diatérmicas C) tiene paredes adiabáticas D) es cerrado 2. El cambio de energía interna∆U) ( en un sistema es de -650 kJ, ya que se ha efectuado un trabajo de expansión de 300 kJ, por lo tanto el valor del calor es de: A) +950 kJ B) +350 kJ C) -950 kJ D) -350 kJ 3. Con base en los siguientes datos de entalpía estándar de formación (ΔH°f): CaO (s) = –635.5 kJ/mol, CO2 (g) = – 393.5 kJ/mol, y la reacción: CaCO3 (s) → CaO(s) + CO2(g) cuyo ΔH°r es +178.1 kJ ¿Cuál es el valor de entalpía estándar de formación del CaCO3? A) +1207.1 kJ B) -1207.1 kJ C) +850.9 kJ D) -850.9 kJ 4. Determina el ΔH° de la reacción, utiliza los valores de entalpía de enlace que a continuación se te proporcionan: C=C (612 kJ/mol), C-H (413 kJ/mol), O=O (496 kJ/mol), C=O (801 kJ/mol) y O-H (482 kJ/mol). A) B) C) D)

+8884 kJ -8884 kJ +1380 kJ -1380 kJ

CH2=CH2 + 3O2

→

2CO2 + 2H2O

5. El ΔG° de la siguiente reacción es -742.2 kJ/mol de Fe2O3 y el ΔH° -412.1 kJ/mol de Fe, por lo tanto el ΔS°sistema es: A) B) C) D)

–550.3 J/K –1107.7 J/K +550.3 J/K –1107.7 J/K

4Fe(s) + 3O2(g) → 2Fe2O3(s)

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6. Cuando el nitrógeno, en una reacción química, pasa de N3- →N5+ se: A) oxida porque pierde 2 electrones B) oxida porque pierde 8 electrones C) reduce porque gana 8 electrones D) reduce porque gana 2 electrones 7. Los coeficientes estequiométricos de la siguiente ecuación química son: (balancea por óxido-reducción) HCl + MnO2 → MnCl2 + H2O + Cl2 A) B) C) D)

1, 4, 1, 2, 1 4, 1, 1, 2, 1 2, 8, 2, 4, 1 8, 2, 2, 4, 1

8. A partir de los siguientes potenciales estándar de reducción Al3+ (ac) + 3 e- → Al (s) E0 = -1.66 V + Ag (ac) + e → Ag (s) E0 = 0.80 V El valor del potencial estándar de la celda (E°celda) Al Al3+  Ag+ Ag es: A) B) C) D)

+0.86 V –0.86 V +2.46 V –2.46 V

9. Metales que pueden funcionar como ánodos de sacrificio para proteger las estructuras de hierro de la corrosión: A) magnesio y zinc B) cobre y plata C) zinc y cobre D) mercurio y plata 10. Cuando se aumenta la temperatura en un sistema, en el que se realiza una reacción química, dicha reacción: A) tarda más en llevarse a cabo B) se lleva a cabo en menor tiempo C) nunca se completa D) sólo se lleva a cabo parcialmente 11. Con base en la Teoría de las colisiones, una reacción se produce porque: A) los choques efectivos entre las partículas de los reactivos son muy pocos B) las partículas de los reactivos casi no se mueven C) aumentan los choques efectivos entre las partículas de los reactivos D) disminuye la probabilidad de choques entre las partículas de los reactivos 12. La energía de activación: A) es energía que un sistema libera B) disminuye en la presencia de un inhibidor C) aumenta cuando se aumenta la temperatura D) disminuye en la presencia de algún catalizador

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13. En un equilibrio químico, si aumentamos la presión,: A) el equilibrio se desplaza hacia los productos B) el equilibrio se desplaza hacia los reactivos C) la constante de equilibrio no varía D) la constante de equilibrio varía 14. Se tienen dos disoluciones, una de pH=10 y otra de pH=12, ¿en cuál de ellas la concentración de iones OH- es mayor? A) en la de pH= 10 B) en ninguna C) en la de pH= 12 D) en ambas 15. Si el pH de una disolución es de 3.9 ¿cuál es la concentración de iones OH-? A) 1.25 x 10-10 mol/L B) 7.94 x 10-10 mol/L C) 7.94 x 10-11 mol/L D) 1.25 x 10-4 mol/L 16. Si la concentración de iones OH- es de 3.3 x 10-6 mol/L, ¿cuál es su valor de pH? A) 8.5 B) 5.5 C) 8.0 D) 6.0 17. El tipo de hibridación de los carbonos que presentan triple enlace es: A) sp B) sp2 C) sp3 D) s2p4 18. La configuración electrónica del nitrógeno es 1s2 2s2 2p3, lo que indica que el número de electrones de valencia son: A) 2 B) 3 C) 5 D) 4 19. De acuerdo a la IUPAC el nombre para el siguiente compuesto es: CH3 CH3-CH2CH-CH2-CH-CH-CH3 CH3

A) B) C) D)

CH2-CH3

2-metil-5-etil-6-metilheptano 3-etil-2,6-dimetilheptano 5-etil-2,6-dimetilheptano 2,6-dietil-3-metilheptano

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20. El nombre sistemático del siguiente compuesto es:

O

CH3-CH-CH2-C-OH CH3 A) B) C) D)

Ácido 3-metilbutanoico Alcohol 2-metil-4-etílico 3-metil-1-propanona 3-metilbutanal

21. De los siguientes compuestos el que presenta isomería cis-trans, es: A) CH2=CH-CH2-CH3 B) Cl2C=CH-CH2-CH3 C) CH3-CH=C(CH2-CH3)2 D) CH3-CH=CH-CH3 22. La fórmula de la 2-pentanona es: A) CH3-CO-OCH2-CH2-CH3 B) CH3-CH2-CH2-CO-OH C) CH3-CO-CH2-CH2 -CH3 D) CH3-CH2-CH2-CH2-CO-H 23. Los puntos de ebullición y fusión en los alcanos se incrementan al: A) disminuir el número de carbonos B) aumentar el número de carbonos C) mantenerse el número de carbonos D) modificar su estructura 24. La reacción entre 2-buteno y agua produce: A) 1-butanol B) 2-butanol C) 1- butanal D) 2-butanona 25. La reacción del 2-butino con agua produce: A) 2-etanal B) 2-butanona C) 2-butanol D) 1-butanol 26. Es el producto más importante de la siguiente reacción de deshidro-halogenación: Alcohol CH3 – CH2 – CH2 – Br + KOH → A) B) C) D)

propeno propano propino propanol

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27. Además del glicerol, el producto de la hidrólisis del triestearato de glicerilo en disolución alcalina (NaOH), es: A) oleato de sodio B) palmitato de sodio C) estearato de sodio D) etanoato de sodio 28. La reacción de oxidación del etanal produce: A) ácido propanoico B) etanoato de metilo C) ácido etanoico D) alcohol etílico 29. La reacción de oxidación del 2-butanol produce: A) 2-butanona B) butanal C) 2-butenol D) 1-butanol 30. La unidad básica de un polímero es conocida como: A) elastómero B) monómero C) copolímero D) diasteroisómero

RESPUESTAS 1. C 2. D 3. B 4. D 5. A 6. B 7. B 8. C 9. A 10. B

11. C 12. D 13. C 14. C 15. C 16. A 17. A 18. C 19. B 20. A

21. D 22. C 23. B 24. B 25. B 26. A 27. C 28. C 29. A

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